Kinetisk molekylær teori, også kendt som Kinetic Theory of Gases, er en stærk model, der søger at forklare de målbare egenskaber ved gas i form af små bevægelser af gas partikler. Kinetisk teori forklarer gassernes egenskaber med hensyn til partiklernes bevægelse. Kinetisk teori er baseret på en række antagelser, og på grund af dette er det en omtrentlig model.
Gasser i den kinetiske model betragtes som "perfekte". Perfekte gasser består af molekyler, der bevæger sig helt tilfældigt og aldrig holder op med at bevæge sig. Alle gaspartikelskollisioner er helt elastiske, hvilket betyder, at ingen energi går tabt. (Hvis dette ikke var tilfældet, ville gasmolekyler til sidst løbe tør for energi og akkumulere på gulvet i deres beholder.) Den næste antagelse er, at molekylernes størrelse er ubetydelig, hvilket betyder, at de i det væsentlige har nul diameter. Dette gælder næsten for meget små monoatomiske gasser såsom helium, neon eller argon. Den endelige antagelse er, at gasmolekyler ikke interagerer, undtagen når de kolliderer. Kinetisk teori overvejer ingen elektrostatiske kræfter mellem molekyler.
En gas har tre iboende egenskaber, tryk, temperatur og volumen. Disse tre egenskaber er knyttet til hinanden og kan forklares ved hjælp af kinetisk teori. Tryk er forårsaget af partikler, der rammer gasbeholderens væg. En ikke-stiv beholder, såsom en ballon, udvides, indtil gastrykket inde i ballonen er lig med det på ydersiden af ballonen. Når en gas er under lavt tryk, er antallet af kollisioner mindre end ved højt tryk. Forøgelse af temperaturen på en gas i et fast volumen øger også dens tryk, da varmen får partiklerne til at bevæge sig hurtigere. På samme måde sænkes både dets tryk og temperatur ved at udvide det volumen, som en gas kan bevæge sig i.
Robert Boyle var blandt de første til at opdage forbindelser mellem gassernes egenskaber. Boyles lov siger, at a ved en konstant temperatur er gasens tryk omvendt proportionalt med dets volumen. Charles 'lov, efter Jacques Charles overvejer temperatur, idet den finder ud af, at for et fast tryk er volumenet af en gas direkte proportional med dens temperatur. Disse ligninger blev kombineret for at danne den perfekte gasligning af tilstand for en mol gas, pV = RT, hvor p er tryk, V er volumen, T er temperatur og R er den universelle gaskonstant.
Den perfekte gaslov fungerer godt ved lave tryk. Ved høje tryk eller lave temperaturer kommer gasmolekyler i tæt nok nærhed til at interagere; det er disse vekselvirkninger, der får gasser til at kondensere til væsker og uden dem ville alt være gasformigt. Disse interaktomiske interaktioner kaldes Van der Waals-kræfter. Derfor kan den perfekte gasligning modificeres til at omfatte en komponent til at beskrive intermolekylære kræfter. Denne mere komplicerede ligning kaldes tilstandsligningen Van der Waals.
