Gaz kanunları, gazların termodinamik sıcaklık, hacim ve basınç gibi özellikleri ile bu özellikler arasındaki ilişkileri inceleyen bilim dalıdır. Bu kanunlar, Rönesans döneminde yapılan araştırmalar sonucunda özellikle İngiltere'de yapılan çalışmalar ile bulunmuş ve bilim literatürüne girmiştir.

Bir gazın sıcaklığı sabit tutulduğunda, hacmi yarıya indirildiğinde molekül sayısında bir değişiklik olmaz. Bu durumda, moleküllerin çeperdeki basıncı ve çarpma hızı yarıya iner. Sıcaklık değişmediğinden, basınç iki katına çıkar. Matematiksel olarak, P₁V₁ = P₂V₂ olarak ifade edilir.

İdeal gazlar için geçerlidir. İdeal gaz denklemi PV = nRT'dir. Bir mol gaz için, PV/RT = 1 olur. Ancak gerçek gazlar için Van der Waals denklemi kullanılır: (P + a(n/V)²)(V - nb) = nRT. Burada a ve b, gazın türüne bağlı sabitlerdir.

Bu kanun, bir gazın hacminin sabit basınç altında sıcaklıkla doğru orantılı olarak değiştiğini belirtir. Sıcaklık arttığında, moleküllerin hızı artar ve bu da çeperdeki çarpma sayısını artırır. Bu durumda, hacim de artar. Matematiksel olarak, V₁/T₁ = V₂/T₂ olarak ifade edilir.

Aynı basınç ve sıcaklık koşullarında, eşit hacimlerdeki bütün gazlar eşit sayıda molekül içerir. Bu, gazların molekül sayısının doğrudan gazın hacmi ile orantılı olduğunu belirtir. Matematiksel olarak, V/n = k olarak ifade edilir.

Birbirine karışan gazların sıcaklıkları aynı olduğunda, ortalama olarak kinetik enerjileri de eşit olur. Graham Kanunu, gazların difüzyon ve efüzyon hızlarının, gazların molar kütlelerinin karekökü ile ters orantılı olduğunu belirtir. Matematiksel olarak, r₁/r₂ = √(M₂/M₁) olarak ifade edilir.

Kimya biliminin gelişmesi ve günümüzde kullanılan bilimsel teoriler, büyük ölçüde bu gaz kanunlarına dayanmaktadır. Gaz kanunları, deneysel verilerle ispatlanmış ve bilim literatürüne girmiş kanunlardır. Bu kanunlar, gazların davranışlarını anlamada temel taşlarıdır ve modern kimya ve fizik çalışmalarında hala önemli bir yere sahiptir.