Ein ideales Gas ist ein theoretischer Materiezustand, der von Physikern in der wahrscheinlichkeitstheoretischen Analyse verwendet wird. Ideales Gas besteht aus Molekülen, die aneinander abprallen, ohne anderweitig zu interagieren. Es gibt keine Anziehungs- oder Abstoßungskräfte zwischen den Molekülen, und während der Kollisionen geht keine Energie verloren. Ideale Gase können vollständig durch ihr Volumen, ihre Dichte und ihre Temperatur beschrieben werden.
Die Zustandsgleichung für ein ideales Gas, allgemein als ideales Gasgesetz bekannt, lautet PV = NkT. In der Gleichung ist N die Anzahl der Moleküle und k ist die Boltzmann-Konstante, die ungefähr 1.4 x 10-23 Joule pro Kelvin entspricht. Wichtiger ist in der Regel, dass Druck und Volumen umgekehrt proportional sind und jeweils proportional zur Temperatur. Das bedeutet zum Beispiel, dass bei einer Druckverdoppelung bei konstanter Temperatur das Volumen des Gases halbiert werden muss; wird das Gasvolumen bei konstantem Druck verdoppelt, so muss sich auch die Temperatur verdoppeln. In den meisten Beispielen wird die Anzahl der Moleküle im Gas als konstant angesehen.
Dies ist natürlich nur eine Annäherung. Kollisionen zwischen Gasmolekülen sind nicht perfekt elastisch, etwas Energie geht verloren und es existieren elektrostatische Kräfte zwischen Gasmolekülen. Aber in den meisten alltäglichen Situationen kommt das ideale Gasgesetz dem tatsächlichen Verhalten von Gasen sehr nahe. Auch wenn es nicht für Berechnungen verwendet wird, kann die Berücksichtigung der Beziehungen zwischen Druck, Volumen und Temperatur einem Wissenschaftler helfen, das Verhalten eines Gases intuitiv zu verstehen.
Das ideale Gasgesetz ist oft die erste Gleichung, die Menschen lernen, wenn sie Gase in einem einführenden Physik- oder Chemieunterricht studieren. Die Van-der-Waals-Gleichung, die einige kleinere Korrekturen an den Grundannahmen des idealen Gasgesetzes enthält, wird auch in vielen Einführungskursen gelehrt. In der Praxis ist die Korrektur jedoch so gering, dass, wenn das ideale Gasgesetz für eine bestimmte Anwendung nicht genau genug ist, auch die Van-der-Waal-Gleichung nicht gut genug ist.
Wie in den meisten Thermodynamiken wird auch für ideales Gas ein Gleichgewichtszustand angenommen. Diese Annahme ist eindeutig falsch, wenn sich Druck, Volumen oder Temperatur ändern; wenn sich diese Variablen langsam ändern, ein Zustand, der quasi statisches Gleichgewicht genannt wird, kann der Fehler jedoch akzeptabel klein sein. Die Annahme eines quasistatischen Gleichgewichts aufzugeben bedeutet, die Thermodynamik der komplizierteren Welt der statistischen Physik zu überlassen.