Ideaalne gaasiseadus kirjeldab gaaside käitumist, kuid ei arvesta molekuli suurust ega molekulidevahelisi jõude. Kuna kõigi reaalsete gaaside molekulidel ja aatomitel on suurus ja üksteisele jõud, on ideaalne gaasiseadus ainult ligikaudne, ehkki paljude pärisgaaside puhul väga hea. See on kõige täpsem monoatomiliste gaaside puhul kõrgel rõhul ja temperatuuril, kuna just nende gaaside puhul on suurused ja molekulidevahelised jõud kõige tühisemad.
Sõltuvalt nende struktuurist, suurusest ja muudest omadustest on erinevatel ühenditel molekulidevahelised jõud erinevad - sellepärast keeb vesi kõrgemal temperatuuril kui näiteks etanool. Erinevalt ülejäänud kolmest gaasist on ammoniaak polaarne molekul ja võib vesiniksidemega seonduda, seega kogeb see molekulidevahelist atraktiivsust rohkem kui teised. Ülejäänud kolm alluvad ainult Londoni hajumisjõududele. Londoni dispersioonijõud tekitatakse elektronide lühiajalise lühiajalise ümberjaotamise abil, mis paneb molekuli toimima nõrga ajutise dipoolina. Seejärel on molekul võimeline indutseerima teises molekulis polaarsust, tekitades seeläbi kahe molekuli vahel tõmbe.
Üldiselt on Londoni dispersioonijõud suuremate molekulide vahel tugevamad ja väiksemate molekulide vahel nõrgemad. Heelium on selle rühma ainus monoatoomiline gaas ning seega nelja suuruse ja läbimõõdu poolest kõige väiksem. Kuna ideaalne gaasiseadus on monoatomiliste gaaside parem lähendaja - ja kuna heelium on nõrgema molekulidevahelised vaatamisväärsused kui teised - nendest neljast gaasist käitub heelium kõige rohkem ideaalne gaas.