A lei dos gases ideais descreve como os gases se comportam, mas não leva em consideração o tamanho molecular ou as forças intermoleculares. Como as moléculas e os átomos em todos os gases reais têm tamanho e exercem força uns sobre os outros, a lei dos gases ideais é apenas uma aproximação, embora seja muito boa para muitos gases reais. É mais preciso para gases monoatômicos em alta pressão e temperatura, uma vez que é para esses gases que o tamanho e as forças intermoleculares desempenham o papel mais desprezível.
Dependendo de sua estrutura, tamanho e outras propriedades, diferentes compostos têm diferentes forças intermoleculares - é por isso que a água ferve a uma temperatura mais alta do que o etanol, por exemplo. Ao contrário dos outros três gases, a amônia é uma molécula polar e pode formar ligações de hidrogênio, de modo que experimentará uma atração intermolecular mais forte do que os outros. Os outros três estão sujeitos apenas às forças de dispersão de Londres. As forças de dispersão de London são criadas pela redistribuição transitória e curta de elétrons que faz com que uma molécula atue como um dipolo temporário fraco. A molécula é então capaz de induzir polaridade em outra molécula, criando assim uma atração entre as duas moléculas.
Em geral, as forças de dispersão de London são mais fortes entre moléculas maiores e mais fracas entre moléculas menores. O hélio é o único gás monoatômico neste grupo e, portanto, o menor em termos de tamanho e diâmetro dos quatro. Uma vez que a lei dos gases ideais é uma melhor aproximação para gases monoatômicos - e como o hélio está sujeito a gases mais fracos atrações intermoleculares do que os outros - desses quatro gases, o hélio é o que mais se comporta como um gás ideal.