Закон о идеалном гасу описује како се понашају гасови, али не узима у обзир молекуларну величину или интермолекуларне силе. Будући да молекули и атоми у свим стварним гасовима имају величину и врше силу једни на друге, закон о идеалном гасу је само апроксимација, мада врло добар за многе стварне гасове. Најтачнији је за моноатомске гасове при високом притиску и температури, јер управо за те гасове величина и интермолекуларне силе играју најзанемарљивију улогу.
У зависности од своје структуре, величине и других својстава, различита једињења имају различите интермолекуларне силе - зато вода кључа на вишој температури од етанола, на пример. За разлику од друга три гаса, амонијак је поларни молекул и може се повезати водоником, па ће искусити јачу интермолекуларну привлачност од осталих. Остале три су подложне само лондонским дисперзионим снагама. Лондонске дисперзионе силе настају привременом краткотрајном прерасподелом електрона због чега молекул делује као слаб привремени дипол. Молекул је тада у стању да индукује поларитет у другом молекулу, стварајући тако привлачност између два молекула.
Генерално, лондонске дисперзионе силе су јаче између већих молекула и слабије између мањих молекула. Хелијум је једини моноатомски гас у овој групи, а самим тим и најмањи у погледу величине и пречника ове четири групе. Будући да је закон о идеалном гасу боља апроксимација за моноатомске гасове - и пошто је хелијум подложан слабијим интермолекуларне атракције од осталих - од ова четири гаса хелиј је тај који ће се понашати највише као идеалан гас.