Ihanteellinen kaasulaki kuvaa kaasujen käyttäytymistä, mutta ei ota huomioon molekyylikokoa tai molekyylien välisiä voimia. Koska kaikkien todellisten kaasujen molekyyleillä ja atomilla on koko ja voimaa toisiinsa, ihanteellinen kaasulaki on vain likiarvo, vaikkakin erittäin hyvä monille todellisille kaasuille. Se on tarkin monoatomisten kaasujen kohdalla korkeassa paineessa ja lämpötilassa, koska juuri näille kaasuille koko ja molekyylien väliset voimat ovat vähiten merkityksellisiä.
Rakenteesta, koosta ja muista ominaisuuksista riippuen eri yhdisteillä on erilaiset molekyylien väliset voimat - siksi vesi kiehuu korkeammassa lämpötilassa kuin esimerkiksi etanoli. Toisin kuin muut kolme kaasua, ammoniakki on polaarimolekyyli ja voi sitoutua vetyä, joten se kokee voimakkaamman molekyylien välisen vetovoiman kuin muut. Kolme muuta ovat vain Lontoon dispersiovoimien alaisia. Lontoon dispersiovoimat syntyvät ohimenevästä, lyhytaikaisesta elektronien uudelleenjaosta, joka saa molekyylin toimimaan heikkona väliaikaisena dipolina. Molekyyli pystyy sitten indusoimaan polaarisuuden toisessa molekyylissä, mikä luo vetovoiman näiden kahden molekyylin välille.
Lontoon dispersiovoimat ovat yleensä vahvempia suurempien molekyylien välillä ja heikommat pienempien molekyylien välillä. Helium on ainoa monoatominen kaasu tässä ryhmässä ja siten pienin näiden neljän koon ja halkaisijan suhteen. Koska ihanteellinen kaasulaki on parempi monoatomisten kaasujen lähentäminen - ja koska helium on heikommassa asemassa molekyylien väliset vetovoimat kuin muut - näistä neljästä kaasusta helium on se, joka käyttäytyy eniten ihanteellinen kaasu.