Kineettinen molekyyliteoria, joka tunnetaan myös nimellä kaasujen kineettinen teoria, on voimakas malli, johon pyritään selittää kaasun mitattavat ominaisuudet kaasun pienimuotoisilla liikkeillä hiukkasia. Kineettinen teoria selittää kaasujen ominaisuudet hiukkasten liikkeen suhteen. Kineettinen teoria perustuu useisiin oletuksiin, ja siksi se on likimääräinen malli.
Kineettisen mallin kaasujen katsotaan olevan "täydellisiä". Täydelliset kaasut koostuvat molekyyleistä, jotka liikkuvat kokonaan satunnaisesti eivätkä koskaan lopeta liikkumista. Kaikki kaasupartikkelien törmäykset ovat täysin joustavia, joten energiaa ei menetetä. (Jos näin ei olisi, kaasumolekyylien energia loppuisi ja ne kerääntyisivät niiden lattialle Seuraava oletus on, että molekyylien koko on merkityksetön, mikä tarkoittaa, että niillä on olennaisesti nolla halkaisija. Tämä pätee melkein hyvin pieniin monoatomisiin kaasuihin, kuten helium, neon tai argon. Viimeinen oletus on, että kaasumolekyylit eivät ole vuorovaikutuksessa, paitsi kun ne törmäävät. Kineettinen teoria ei ota huomioon molekyylien välisiä sähköstaattisia voimia.
Kaasulla on kolme luontaista ominaisuutta, paine, lämpötila ja tilavuus. Nämä kolme ominaisuutta on kytketty toisiinsa ja ne voidaan selittää kineettisen teorian avulla. Paine johtuu hiukkasten osumisesta kaasusäiliön seinämään. Jäykkä säiliö, kuten ilmapallo, laajenee, kunnes kaasupaine pallon sisällä on sama kuin ilmapallon ulkopuolella. Kun kaasu on matalapaineinen, törmäysten määrä on pienempi kuin korkeassa paineessa. Kiinteän tilan kaasun lämpötilan nostaminen lisää myös sen painetta, kun lämpö saa hiukkaset liikkumaan nopeammin. Vastaavasti tilavuuden laajentaminen, jossa kaasu voi liikkua, alentaa sekä sen painetta että lämpötilaa.
Robert Boyle löysi ensimmäisten joukossa yhteyksiä kaasujen ominaisuuksien välillä. Boylen lain mukaan kaasun paine on vakiolämpötilassa käänteisesti verrannollinen sen tilavuuteen. Charlesin laki Jacques Charlesin harkittuaan lämpötilan havaittuaan, että kiinteän paineen tapauksessa kaasun tilavuus on suoraan verrannollinen sen lämpötilaan. Nämä yhtälöt yhdistettiin muodostamaan täydellinen kaasun tilayhtälö yhdelle moolille kaasua, pV = RT, jossa p on paine, V on tilavuus, T on lämpötila ja R on yleinen kaasuvakio.
Täydellinen kaasulaki toimii hyvin matalissa paineissa. Korkeissa paineissa tai matalissa lämpötiloissa kaasumolekyylit ovat riittävän lähellä vuorovaikutusta; näiden vuorovaikutusten vuoksi kaasut kondensoituvat nesteiksi ja ilman niitä kaikki aineet olisivat kaasumaisia. Näitä interaktiivisia vuorovaikutuksia kutsutaan Van der Waalsin voimiksi. Näin ollen täydellistä kaasuyhtälöä voidaan muuttaa sisällyttämään komponentti molekyylien välisten voimien kuvaamiseksi. Tätä monimutkaisempaa yhtälöä kutsutaan Van der Waalsin tilayhtälöksi.