El estado gaseoso se caracteriza porque los gases llenan completamente el espacio en el que están encerrados. Si el recipiente aumenta de volumen, el gas ocupa inmediatamente el nuevo espacio y esto es posible sólo porque existe una fuerza dirigida desde el seno del gas hacia las paredes del recipiente que la contiene, esa fuerza por unidad de superficie es la presión.
A partir de esta premisa se realizan los primeros experimentos sobre la relación entre la presión a la que se somete un gas y el volumen que ocupan, surgiendo de esta manera las siguientes leyes:
- Ley de Boyle- Mariotte: esta ley puede enunciarse diciendo que a temperatura constante los volúmenes ocupados por una masa de gas seco son inversamente proporcionales a la presión que soportan. Matemáticamente la proporcionalidad que establece la ley puede expresarse como PxV =K, si se representa en un sistema cartesiano el volumen de un gas en función de la presión el gráfico que se obtiene es una hipérbola. Los gases no cumplen exactamente esta ley, los que se suponen que la cumplen se denominan gases ideales o perfectos como por ejemplo el Helio, que se aproxima a un comportamiento de gas perfecto siempre que la presión sea baja.
- Ley de Charles- Gay- Lussac: la dilatación de los gases con la temperatura fue estudiada en primer lugar por charles (1789), aunque fue Gay-Lussac quien mostró que manteniendo la presión constante, el aumento unitario del volumen es proporcional al aumento de temperatura V= KxT (1802). Como en el caso de Boyle- Mariotte, los gases no siguen exactamente la primera ley de Gay-Lussac, llamándose gases ideales a los que siguen ambas leyes.
- Segunda ley de Gay- Lussac: la primera ley se refería a la variación del volumen con la temperatura al mantener la presión constante. La segunda se refiere a la variación de la presión con la temperatura manteniendo constante el volumen. Puede enunciarse diciendo que, a volumen constante, el aumento unitario de la presión es proporcional al aumento de la temperatura.
- Constante de los gases ideales: la constante depende de la masa de gas pero no de la naturaleza de este. Puede determinarse aplicando la ecuación a un mol de cualquier gas en condiciones normales.
- Otras formas de la ecuación de los gases ideales: si en lugar de moles, el peso se quiere expresar en gramos, como el número N de moles es igual al peso (A) en gramos dividido por el peso de un mol (M) de gas, será n=a/M. quedaría: P.V= puesto que la densidad del gas es d= a/V, esta ecuación también puede escribirse P=.
- Ley de Dalton de las presiones parciales: las leyes de los gases ideales se aplican tanto a gases puros como mezclas, la ley de Dalton caracteriza el comportamiento de las mezclas gaseosas, puede enunciarse diciendo que en una mezcla de gases cada uno de ellos ejerce una presión parcial igual a la que tendría si ocupase el solo, todo el volumen a la misma temperatura y la presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales.
