Állandó térfogat mellett a gáz nyomása és a hőmérséklete egymással egyenesen arányos (Gay-Lussac második törvénye)^{[18] [19]} :

(4.4)

ahol t a hőmérséklet (Celsius fokban), β’ a hőtágulási együttható, p₀ a gáz nyomása 0 °C-on.. A mérések szerint

A 4.4 egyenlet a törvény eredeti megfogalmazása. A termodinamikai hőmérséklet segítségével Gay-Lussac második törvényét az alábbi formában szokás megadni:

(4.5)

Az állapotváltozás a p-V diagramon egy függőleges vonal:

4.5. ábra - Izochor állapotváltozás p-V diagramja

Az állapotváltozás T-S diagramja egy exponenciális függvény, mely meredekebb, mint az izobár állapotváltozás görbéje (ha ugyanazt az elzárt gázmennyiséget vizsgáljuk):

4.6. ábra - Izochor állapotváltozás T-S diagramja

Gay-Lussac törvényein alapulnak a gázhőmérők. A leggyakrabban olyan gázhőmérőket használnak, ahol a térfogat állandó. Ezen gázhőmérők alapján vetődött fel az abszolút hőmérsékleti skála ötlete, amit Lord Kelvin (William Thomson) alkotott meg a Celsius-féle hőmérsékleti skálára alapozva (1848). Az abszolút vagy termodinamikai hőmérséklet nem lehet negatív. Nullpontja –273,15 °C, és 1 °C hőmérsékletváltozás megegyezik 1 K hőmérsékletváltozással.

Az izotermikus, az izobár és az izochor állapotváltozások törvényszerűségei a gázok három állapotjelzője között teremtenek kapcsolatot (p, V, T). A három törvény egyesítésével megkapható a gázok állapotegyenlete:

(4.6)

Adott gázt vizsgálva a 4.6 egyenlet jobb oldalának értéke egyenesen arányos az elzárt gázmennyiség tömegével. Többféle anyagi minőségű gázt vizsgálva bizonyítható, hogy valójában az anyagmennyiséggel arányos.

Gázok állapotegyenletét (egyesített gáztörvényt) a következő alakban szokás megadni^{[20] [21]} :

(4.7)

ahol n a mólszám, R a moláris (vagy univerzális) gázállandó.

1 mól anyagmennyiség 6,02214179·10²³ darab részecske (ez az Avogadro-szám; jele N_A vagy A esetleg L). R = 8,314472 J/(mol·K).^[22]

Az állapotegyenlet további alakjai:

(4.8)

ahol m a gáz tömege és M a móltömege. Illetve:

(4.9)

ahol N a gázrészecskék (molekulák) száma, k pedig a Boltzmann-állandó. k = 1,3806504·10^-23 J/K. Az összefüggések:

(4.10)

(4.11)

Az állapotegyenlet mindhárom alakját (4.7, 4.8 és 4.9 egyenletek) szokás használni. Adott feladattól függ, hogy éppen melyiket célszerű felírni.

Az állapotegyenlet ezen alakjai az ideális gázokra vonatkoznak: a molekulák között nincs vonzó- vagy taszítóerő, a molekulák ütközése tökéletesen rugalmas, és a molekulák térfogata elhanyagolható (pontszerű) a teljes térfogathoz képest. Közönséges nyomáson és bizonyos hőmérséklet felett minden gáz ideális gáznak tekinthető.

Alacsonyabb hőmérséklet vagy nagyobb nyomásértékek esetén a gázok viselkedése más lesz. Figyelembe kell venni az egyes molekulák térfogatát, valamint azt, hogy a molekulák hatnak egymásra (az ütközésen kívül is). A reális (valós) gázok állapotegyenlete az úgynevezett van der Waals-féle állapotegyenlet (1873)^{[23] [24]} :

(4.12)

ahol a és b az anyagi minőségre jellemző konstansok. Az a konstans a molekulák közötti vonzóerőt írja le, a b pedig a molekulák térfogatát. Néhány értéket bemutat a következő táblázat:

Ideális gázok keverékére érvényes Dalton törvénye ^{[25] [26]} (1801), mely szerint a gázkeverék nyomása az egyes összetevők parciális nyomásainak összege. Az egyes összetevőkre külön-külön is érvényes az egyesített gáztörvény (mintha minden összetevő csak egymagában lenne ott).