La loi de Boyle décrit la relation entre le volume et la pression dans une masse fixe de gaz à température constante. Il indique que la pression d'un gaz est inversement proportionnelle au volume d'un gaz à température constante.
La loi de Boyle a été énoncée pour la première fois par Robert Boyle pour décrire la relation entre le volume et la pression pour les gaz parfaits. Un gaz parfait est un gaz théorique, où les molécules de gaz individuelles n'ont qu'une masse, aucun volume et n'interagissent pas les unes avec les autres, sauf lors de collisions. Dans les gaz parfaits, la pression varie en raison inverse des variations de volume. Par exemple, si le volume est doublé, la pression est réduite de moitié. En effet, lorsque le volume augmente, les molécules de gaz parfait ont plus d'espace pour se déplacer et entrent moins en collision avec les parois du contenu, exerçant ainsi une pression plus faible.
La relation entre la pression et le volume telle que décrite par la loi peut également être exprimée sous la forme d'une formule, P1V1 = P2V2, où P1 et V1 sont la pression initiale et le volume initial, tandis que P2 et V2 sont la pression finale et le volume final, respectivement.
Dans les gaz réels, la relation entre les changements de volume et de pression à température constante n'est pas aussi linéaire que celle décrite pour le gaz parfait, mais la loi s'applique toujours.
