La legge di Boyle descrive la relazione tra volume e pressione in una massa fissa di gas a una temperatura costante. Dichiara che la pressione di un gas è inversamente proporzionale al volume di un gas a temperatura costante.
La legge di Boyle è stata dichiarata per la prima volta da Robert Boyle per descrivere la relazione tra volume e pressione per i gas ideali. Un gas ideale è un gas teorico, in cui le singole molecole di gas hanno solo massa, nessun volume e non interagiscono tra loro se non durante le collisioni. Nei gas ideali, la pressione varia inversamente alle variazioni di volume. Ad esempio, se il volume è raddoppiato, la pressione si dimezza. Questo perché quando il volume aumenta, le molecole di gas ideali hanno più spazio per muoversi e collidere meno con le pareti del contenuto, esercitando quindi una pressione minore.
Il rapporto tra pressione e volume come descritto dalla legge può anche essere espresso come una formula, P1V1 = P2V2, dove P1 e V1 sono la pressione iniziale e il volume iniziale, mentre P2 e V2 sono la pressione finale e il volume finale, rispettivamente.
Nei gas reali, la relazione tra le variazioni di volume e la pressione a una temperatura costante non è lineare come descritto per il gas ideale, tuttavia la legge si applica ancora.
