Legea ideală a gazelor descrie modul în care se comportă gazele, dar nu ia în considerare dimensiunea moleculară sau forțele intermoleculare. Deoarece moleculele și atomii din toate gazele reale au dimensiuni și exercită forță unul pe celălalt, legea ideală a gazelor este doar o aproximare, deși foarte bună pentru multe gaze reale. Este cel mai precis pentru gazele monoatomice la presiune și temperatură ridicate, deoarece dimensiunea și forțele intermoleculare joacă rolul cel mai neglijabil pentru aceste gaze.
În funcție de structura, mărimea și alte proprietăți, diferiți compuși au forțe intermoleculare diferite - de aceea apa fierbe la o temperatură mai mare decât etanolul, de exemplu. Spre deosebire de celelalte trei gaze, amoniacul este o moleculă polară și se poate lega cu hidrogen, deci va avea o atracție intermoleculară mai puternică decât celelalte. Celelalte trei sunt supuse doar forțelor de dispersie din Londra. Forțele de dispersie din Londra sunt create prin redistribuirea tranzitorie, de scurtă durată a electronilor, care face ca o moleculă să acționeze ca un dipol temporar slab. Molecula este apoi capabilă să inducă polaritatea într-o altă moleculă, creând astfel o atracție între cele două molecule.
În general, forțele de dispersie din Londra sunt mai puternice între moleculele mai mari și mai slabe între moleculele mai mici. Heliul este singurul gaz monoatomic din acest grup și, prin urmare, cel mai mic în ceea ce privește dimensiunea și diametrul celor patru. Deoarece legea ideală a gazelor este o aproximare mai bună pentru gazele monoatomice - și din moment ce heliul este supus unui nivel mai slab atracții intermoleculare decât celelalte - din aceste patru gaze, heliul este cel care se va comporta cel mai mult ca un gaz ideal.
