Certains exemples de gaz parfaits sont l'oxygène, l'azote, le dioxyde de carbone et d'autres gaz dans l'atmosphère terrestre. Un gaz parfait est un gaz à basse pression et à assez haute température dans lequel les atomes de gaz individuels ou on peut supposer que les molécules sont éloignées les unes des autres et n'interagissent pas les unes avec les autres.
La loi des gaz parfaits est une équation d'état, qui décrit une relation entre la pression du gaz (P), le volume (V), le nombre de moles présentes (n) et la température (T), comme suit : PV = nRT. R est la constante universelle des gaz qui varie en fonction des unités des autres facteurs de l'équation. En termes simples, la loi des gaz parfaits stipule que la densité molaire du gaz est proportionnelle à la pression et à la température. La loi des gaz parfaits est supposée être valide à des températures supérieures à la température ambiante (72 degrés Fahrenheit) et à des pressions égales ou inférieures à la pression atmosphérique (1 atmosphère).
Lorsque la température et la pression sont en dehors de cette plage, un facteur de correction Z doit être introduit dans la loi des gaz parfaits pour tenir compte du gaz s'écartant du comportement idéal. Les gaz à basse température et/ou haute pression peuvent également être décrits avec des équations d'état plus complexes qui sont valables dans ces conditions, telles que les équations de van der Waals ou Virial.
