Gaz to stan skupienia materii, w którym cząsteczki mają pełną swobodę ruchu, dzięki czemu substancja łatwo zmienia kształt, wypełnia całą dostępną przestrzeń i wywiera stałe ciśnienie na ścianki naczynia. Nazwę tę wprowadził w XVII wieku flamandzki lekarz Johann Helmont, wywodząc ją od greckiego słowa chaos. Cząsteczki gazu poruszają się z różnymi prędkościami (zgodnie z rozkładem Maxwella), a ich średnia prędkość zależy od masy i temperatury; obniżanie temperatury lub zwiększanie ciśnienia prowadzi do skroplenia lub resublimacji, gdy siły międzycząsteczkowe (np. van der Waalsa) przeważają nad energią kinetyczną. W fizyce często stosuje się model gazu doskonałego, w którym cząsteczki nie oddziałują i nie mają objętości, a prawa te sprawdzają się przy niezbyt wysokich ciśnieniach i niskich temperaturach (w przeciwnym razie używa się równania van der Waalsa). Kluczowym prawem jest prawo Avogadra, mówiące, że równe objętości różnych gazów w tych samych warunkach zawierają identyczną liczbę cząsteczek, a objętość jednego mola gazu w warunkach normalnych wynosi 22,4 dm³. Stan gazu opisuje się jednoznacznie podając skład, temperaturę oraz ciśnienie lub gęstość, a dla gazu doskonałego obowiązuje równanie p = CmRT.