Matematiksel olarak, reaktif olmayan gazların basıncı aşağıdakilerin toplamı şeklinde ifade edilir:

${\displaystyle P_{\text{toplam}}=\sum _{n=1}^{n}{p_{n}}}$       ya da     ${\displaystyle P_{\text{total}}=p_{1}+p_{2}+\cdots +p_{n}}$ 

${\displaystyle \ p_{n}=P_{\text{toplam}}y_{n}}$ 

burada ${\displaystyle y_{n}}$ , n'inci gazın mol kesrini temsil etmektedir. p₁, p₂, …, p_n her bir bileşenin kısmi basıncıdır.^[1]

Aşağıdaki ilişki, herhangi bir gaz halindeki bileşenin hacme dayalı derişimini belirlenmesini sağlar.

$${\displaystyle p_{n}=p_{\text{toplam}}c_{n}}$$

 

burada c_n, n'inci bileşeninin derişimdir.

Dalton yasası, gerçek gazlarda tam geçerlilikte değildir. Basınç arttıkça gerçek gazların Dalton yasasına uyumu giderek azalır. Yüksek basınç altında moleküllerin kapladığı hacim, aralarındaki boş alana kıyasla önemli hale gelir. Basınç arttıkça moleküller arası mesafenin kısalması, gaz molekülleri arasındaki moleküller arası kuvvetleri artırır. Moleküller arası kuvvetlerin artması ise, gaz moleküllerinin birbirlerine uyguladıkları basıncı önemli ölçüde değiştirmeye yetecek kadar artırır. Bu etki ideal gaz modelinde yer almayan bir etkidir.

• Amagat yasası – Bir gaz karışımının hacmini tanımlayan gaz yasası
• Boyle yasası – Sabit sıcaklıkta bir gazda basınç ve hacim arasındaki ilişki
• Birleşik gaz yasası – Boyle ve Gay-Lussac'ın gaz yasalarının birleşimi
• Gay-Lussac yasası – Sabit hacimde bir gazın basıncı ve sıcaklığı arasındaki ilişki
• Henry yasası – Bir sıvı içinde çözünmüş gazın sıvı üstündeki kısmi basıncıyla ilişkisini belirleyen yasa
• Mol (birim) – SI madde miktarı birimi
• Kısmi basınç – Bir gaz karışımındaki her bir gazın kendine ait basıncı
• Raoult yasası – Bir karışımın buhar basıncı için geliştirilmiş termodinamik yasası
• Buhar basıncı – Termodinamik olarak dengedeki bir buhar tarafından uygulanan basınç