Un gas ideal, desde un punto de vista macroscópico, es aquel que puede tolerar cualquier combinación de presión, volumen y temperatura, sin alterar su estado gaseoso. Desde el punto de molecular, un gas ideal es aquel que se corresponde con un gas puro entre cuyas moléculas no existe interacción alguna; no hay entre ellas ninguna fuerza de atracción o repulsión.
En la realidad un gas ideal no existe pero los gases reales pueden aproximarse a este comportamiento a medida que se reduce la presión, ya que las moléculas que lo constituyen se separan y las fuerzas de atracción entre ellas tienden a desaparecer. Entonces, a modo práctico, un gas real a baja presión puede ser considerado como gas ideal para realizar cálculos pertinentes.
La baja presión no tiene un límite definido y depende del gas en juego. Para gases como el aire, el hidrógeno y el helio (que tienden a comportarse como un gas ideal) la baja presión es del orden de varias decenas de atmósferas. En cambio, para el vapor de agua a temperatura atmosférica, la baja presión es del orden de algunos centésimos de atmósferas.
Existen una gran variedad de leyes que rigen el comportamiento de los gases ideales, mediante las cuales conocidas ciertas condiciones de estado del gas pueden calcularse las condiciones restantes o condiciones para otro punto de estado.
Una de estas leyes es la Ley de Poisson que expresa que, en todo proceso en el no exista intercambio de calor con el medio externo, la relación entre presión y volumen viene dada por la ecuación:
p1 * V1^(cp/cv) = p2 * V2^(cp/cv)
La relación de calores específicos Cp/cv es prácticamente constante a bajas presiones y generalmente, se designa con γ.
Otras leyes pueden ser: la Ley de Gases Ideales, la Ley Boyle, entre otras.