Ideālā gāzes likumā ir aprakstīts, kā gāzes rīkojas, bet nav ņemts vērā molekulārais lielums vai starpmolekulārie spēki. Tā kā molekulām un atomiem visās reālajās gāzēs ir viens otra lielums un spēks, ideālais gāzes likums ir tikai aptuvens skaitlis, lai arī ļoti reāls daudzām reālām gāzēm. Visprecīzāk tas attiecas uz monoatomiskām gāzēm augstā spiedienā un temperatūrā, jo tieši šīm gāzēm izmēram un starpmolekulārajiem spēkiem ir visnenozīmīgākā loma.
Atkarībā no to struktūras, lieluma un citām īpašībām dažādiem savienojumiem ir atšķirīgi starpmolekulārie spēki - tāpēc ūdens vārās augstākā temperatūrā nekā, piemēram, etanols. Atšķirībā no pārējām trim gāzēm amonjaks ir polāra molekula un var saistīties ar ūdeņradi, tāpēc starpmolekulārā pievilcība tam būs lielāka nekā pārējām. Pārējie trīs ir pakļauti tikai Londonas dispersijas spēkiem. Londonas izkliedes spēkus rada īslaicīga, īslaicīga elektronu pārdale, kas liek molekulai darboties kā vājam īslaicīgam dipolam. Tad molekula spēj izraisīt polaritāti citā molekulā, tādējādi radot pievilcību starp abām molekulām.
Parasti Londonas dispersijas spēki ir spēcīgāki starp lielākām molekulām un vājāki starp mazākām molekulām. Hēlijs ir vienīgā monoatomiskā gāze šajā grupā, un tāpēc tā ir mazākā četru izmēru un diametra ziņā. Tā kā ideālais gāzes likums ir labāks monoatomisko gāzu tuvinājums - un tā kā hēlijs ir pakļauts starpmolekulāras atrakcijas nekā pārējās - no šīm četrām gāzēm hēlijs izturēsies visvairāk kā ideāla gāze.