La loi des gaz parfaits décrit le comportement des gaz, mais ne tient pas compte de la taille moléculaire ou des forces intermoléculaires. Étant donné que les molécules et les atomes de tous les gaz réels ont une taille et exercent une force les uns sur les autres, la loi des gaz parfaits n'est qu'une approximation, bien qu'elle soit très bonne pour de nombreux gaz réels. Elle est la plus précise pour les gaz monoatomiques à haute pression et température, car c'est pour ces gaz que la taille et les forces intermoléculaires jouent le rôle le plus négligeable.
Selon leur structure, leur taille et d'autres propriétés, différents composés ont des forces intermoléculaires différentes - c'est pourquoi l'eau bout à une température plus élevée que l'éthanol, par exemple. Contrairement aux trois autres gaz, l'ammoniac est une molécule polaire et peut se lier à l'hydrogène, il subira donc une attraction intermoléculaire plus forte que les autres. Les trois autres ne sont soumis qu'aux forces de dispersion de Londres. Les forces de dispersion de Londres sont créées par une redistribution transitoire et de courte durée d'électrons qui fait qu'une molécule agit comme un dipôle temporaire faible. La molécule est alors capable d'induire une polarité dans une autre molécule, créant ainsi une attraction entre les deux molécules.
En général, les forces de dispersion de London sont plus fortes entre les molécules plus grosses et plus faibles entre les molécules plus petites. L'hélium est le seul gaz monoatomique de ce groupe et donc le plus petit en termes de taille et de diamètre des quatre. Puisque la loi des gaz parfaits est une meilleure approximation pour les gaz monoatomiques - et puisque l'hélium est soumis à des attractions intermoléculaires que les autres - de ces quatre gaz, l'hélium est celui qui se comportera le plus comme un gaz parfait.