Un gaz ideal este o stare teoretică a materiei utilizată de fizicieni în analiza teoriei probabilităților. Gazul ideal este alcătuit din molecule care sară unele de altele fără a interacționa deloc. Nu există forțe de atracție sau de repulsie între molecule și nu se pierde energie în timpul ciocnirilor. Gazele ideale pot fi descrise complet prin volumul, densitatea și temperatura lor.
Ecuația de stare pentru un gaz ideal, cunoscută în mod obișnuit ca legea gazelor ideale, este PV = NkT. În ecuație, N este numărul de molecule și k este constanta lui Boltzmann, care este egală cu aproximativ 1.4 x 10-23 jouli pe kelvin. Ceea ce este de obicei mai important este că presiunea și volumul sunt invers proporționale și fiecare este proporțională cu temperatura. Aceasta înseamnă, de exemplu, că dacă presiunea este dublată în timp ce temperatura este menținută constantă, atunci volumul gazului trebuie să se înjumătățește; dacă volumul gazului se dublează în timp ce presiunea este menținută constantă, temperatura trebuie să se dubleze. În majoritatea exemplelor, numărul de molecule din gaz este considerat a fi constant.
Desigur, aceasta este doar o aproximare. Ciocnirile dintre moleculele de gaz nu sunt perfect elastice, se pierde o parte de energie și există forțe electrostatice între moleculele de gaz. Dar în majoritatea situațiilor de zi cu zi, legea gazelor ideale aproximează îndeaproape comportamentul real al gazelor. Chiar dacă nu este folosit pentru efectuarea de calcule, păstrarea în minte a relațiilor dintre presiune, volum și temperatură poate ajuta un om de știință să înțeleagă comportamentul unui gaz în mod intuitiv.
Legea gazelor ideale este adesea prima ecuație pe care oamenii o învață atunci când studiază gazele la o oră introductivă de fizică sau chimie. Ecuația lui Van der Waal, care include câteva corecții minore la ipotezele de bază ale legii gazelor ideale, este, de asemenea, predată în multe cursuri introductive. În practică, totuși, corecția este atât de mică încât, dacă legea gazelor ideale nu este suficient de precisă pentru o anumită aplicație, ecuația lui Van der Waal nu va fi nici suficient de bună.
Ca și în majoritatea termodinamicii, se presupune că și gazul ideal este într-o stare de echilibru. Această ipoteză este în mod clar falsă dacă presiunea, volumul sau temperatura se modifică; dacă aceste variabile se schimbă lent, o stare numită echilibru cvasistatic, eroarea poate fi totuși acceptabil de mică. Renunțarea la ipoteza echilibrului cvasistatic înseamnă a lăsa termodinamica în urmă pentru lumea mai complicată a fizicii statistice.