Kineetiline molekulaarne teooria, tuntud ka kui gaaside kineetiline teooria, on võimas mudel, mida püütakse saavutada selgitage gaasi mõõdetavaid omadusi gaasi väikesemahuliste liikumiste abil osakesed. Kineetiline teooria selgitab gaaside omadusi nende osakeste liikumise järgi. Kineetiline teooria põhineb mitmel eeldusel ja seetõttu on see ligikaudne mudel.
Kineetilises mudelis olevaid gaase peetakse "täiuslikeks". Täiuslikud gaasid koosnevad molekulidest, mis liiguvad täiesti juhuslikult ja ei lakka kunagi liikumast. Kõik gaasiosakeste kokkupõrked on täiesti elastsed, see tähendab, et energiat ei kao. (Kui see nii ei oleks, saaksid gaasimolekulid lõpuks energia otsa ja koguneksid nende põrandale Järgmine eeldus on, et molekulide suurus on tühine, mis tähendab, et neil on põhimõtteliselt null läbimõõt. See kehtib peaaegu väga väikeste monoatomiliste gaaside nagu heelium, neoon või argoon kohta. Lõplik eeldus on see, et gaasimolekulid ei suhtle omavahel, välja arvatud siis, kui need kokku põrkavad. Kineetiline teooria ei võta arvesse mingeid elektrostaatilisi jõude molekulide vahel.
Gaasil on kolm olemuslikku omadust, rõhk, temperatuur ja maht. Need kolm omadust on omavahel seotud ja neid saab kineetilise teooria abil selgitada. Rõhu põhjustavad osakesed, mis löövad gaasimahuti seina. Mittejäik mahuti, näiteks õhupall, laieneb seni, kuni õhupalli sees olev gaasirõhk võrdub õhupalli välisküljega. Kui gaas on madal rõhk, on kokkupõrgete arv väiksem kui kõrgel rõhul. Gaasi temperatuuri tõstmine fikseeritud mahus suurendab ka selle rõhku, kuna soojus põhjustab osakeste kiiremat liikumist. Samamoodi vähendab gaasi liikumisruumi laiendamine nii rõhku kui ka temperatuuri.
Robert Boyle avastas esimeste seas seoseid gaaside omaduste vahel. Boyle'i seadus ütleb, et a konstantsel temperatuuril on gaasi rõhk pöördvõrdeline selle mahuga. Charlesi seadus, pärast seda, kui Jacques Charles kaalub temperatuuri, leides, et fikseeritud rõhu korral on gaasi maht otseselt proportsionaalne selle temperatuuriga. Need võrrandid ühendati, moodustades ühe mool gaasi jaoks ideaalse gaasiseisundi võrrandi, pV = RT, kus p on rõhk, V on maht, T on temperatuur ja R on universaalne gaasikonstant.
Ideaalne gaasiseadus töötab hästi madalrõhkkonna korral. Kõrgel rõhul või madalal temperatuuril on gaasimolekulid vastastikmõjuks piisavalt lähedal; just need vastasmõjud põhjustavad gaaside kondenseerumist vedelikeks ja ilma nendeta oleks kogu aine gaasiline. Neid interaktiivseid vastasmõjusid nimetatakse Van der Waalsi jõududeks. Sellest tulenevalt saab täiuslikku gaasivõrrandit muuta, et lisada molekulidevaheliste jõudude kirjeldamiseks komponent. Seda keerulisemat võrrandit nimetatakse Van der Waalsi olekuvõrrandiks.