GAY- Lussacov zákon, podľa ktorého aj objem plynu za stáleho tlaku (izobarický dej) je priamo úmerný termodynamickej teplote:
V / T= const p=const

GAY – Lussacov zákon môžeme sformulovať aj takto:
V= V0.(1+ t / 273,16) = V0.T / T0

kde V0 je objem jednotkového látkového množstva plynu pri teplote 0 stupňov celzia, V je objem toho istého množstva plynu pri teplote T.
Výraz 1/273,16 v tejto rovnici sa označuje α a nazýva sa koeficient teplotnej rozťažnosti plynov.
Teda pre ideálne plyny platí, že zväčšením teploty o 1˚C zväčší sa objem plynu o 1/273,16 pôvodného objemu. Pričom hodnota 273,16 je hodnota v Kelvinovej teplotnej stupnici, ktorá je rovná nule stupňov Celziových:
273,16 K= 0 ˚C -273,16 ˚C = 0 K absolútna nula
teplota 273,16 sa označuje ako T0
Symbolmi p0, V0, T0 označujeme tzv. normálne podmienky:
teda keď tlak je rovný atmosferickému tlaku čiže p0=101,325 kPa,
teplota rovná T0=273,15 K
a objem zaberá V0=22,4 dm-3
Tento objem zaberá 1 mól ideálneho plynu za normálnych podmienok

Zo zákonov ideálneho plynu, ktoré sme uviedli, môžeme odvodiť vzťah, ktorý vystihuje zmenu stavu jednotkového látkového množstva ideálneho plynu pri prechode zo začiatočného stavu (p0, V0, T0) do konečného stavu (p, V, T)
p0.V0 / T0 = p.V / T= R
dostávame stavovú rovnicu ideálneho plynu v tvare:
p.Vm=R.T
Pre ľubovoľné množstvo plynu platí
p.V= n.R.T= m.R.T/ M
kde m je hmotnosť a M je mólová hmotnosť plynu, Vm je mólový objem a R je univerzálna plynová konštanta
Hodnota univerzálnej plynovej konštanty R bola zistená okrem iného aj meraním tlaku, objemu a teploty určitého množstva skutočných plynov. Pri nižších tlakoch a vyšších teplotách, kedy sa správanie plynov blíži ideálnemu plynu, vychádza pre všetky plyny prakticky rovnaká hodnota:
R= p.V /n.T = 8,314 J.mol-1.K-1
tento rozmer vychádza z toho, že súčin p.V má fyzikálny rozmer energie alebo práce

Predstava ideálneho plynu vychádza z predpokladu zanedbateľne malého vlastného objemu molekúl plynu a zanedbateľne malých medzimolekulových síl. Pohyb a kinetická energia molekúl ideálneho plynu nie sú ovplyvňované príťažlivými medzimolekulovými silami. Tieto predpoklady platia pre reálne plyny vždy len približne, tým lepšie čím je počet molekúl v danom objeme plynu menší a čím väčšia je ich kinetická energia. Zákony ideálneho plynu preto vystihujú správanie reálnych plynov len v limite o to presnejšie, čím je nižší tlak a väčšia teplota daného plynu. Avšak ak by sme uvažovali podľa stavovej rovnice chovanie reálneho plynu mali by sme očakávať, že pri stálom tlaku by mal objem plynu so znižovaním teploty klesať až na nulu, čo nie je reálne možné. Okrem toho, každý skutočný plyn znižovaním teploty pri konštantnom tlaku nakoniec zmení skupenstvo na kvapalinu a na tuhú látku.

Vo všeobecnosti môžeme povedať, že odchýlky reálnych plynov od zákonov pre ideálne plyny sú najmä v blízkosti podmienok skvapalňovania.
Správanie konkrétneho reálneho plynu možno s dobrou presnosťou vyjadriť stavovou rovnicou ideálneho plynu, doplnenú o určité individuálne korekcie. Táto rovnica sa nazýva Van der Waalsova stavová rovnica reálneho plynu, pre jednotkové látkové množstvo plynu a má tvar:
(p+a / Vm2).(Vm-b)= R.T
dosadením za mólový objem dostaneme
(p+a.n2/Vm2).(V-n.b)= n.R.T
hodnoty a a b sú konštanty ktoré sú pre každý plyn iné
Konštanta a charakterizuje kohézne (príťažlivé) medzimolekulové sily v plyne
Konštanta b je korekciou na to, že každej molekule plynu je určitá časť celkového objemu plynu neprístupná, pretože je obsadená inými molekulami plynu.