La théorie moléculaire cinétique, également connue sous le nom de théorie cinétique des gaz, est un modèle puissant qui cherche à expliquer les caractéristiques mesurables du gaz en termes de mouvements de gaz à petite échelle particules. La théorie cinétique explique les propriétés des gaz en fonction du mouvement de ses particules. La théorie cinétique est basée sur un certain nombre d'hypothèses et à cause de cela, c'est un modèle approximatif.
Les gaz dans le modèle cinétique sont considérés comme « parfaits ». Les gaz parfaits sont constitués de molécules qui se déplacent entièrement au hasard et ne s'arrêtent jamais de se déplacer. Toutes les collisions de particules de gaz sont complètement élastiques, ce qui signifie qu'aucune énergie n'est perdue. (Si ce n'était pas le cas, les molécules de gaz finiraient par manquer d'énergie et s'accumuleraient sur le sol de leur conteneur.) L'hypothèse suivante est que la taille des molécules est négligeable, ce qui signifie qu'elles ont essentiellement zéro diamètre. C'est presque vrai pour les très petits gaz monoatomiques tels que l'hélium, le néon ou l'argon. L'hypothèse finale est que les molécules de gaz n'interagissent pas sauf lorsqu'elles entrent en collision. La théorie cinétique ne considère pas les forces électrostatiques entre les molécules.
Un gaz a trois propriétés intrinsèques, la pression, la température et le volume. Ces trois propriétés sont liées les unes aux autres et peuvent être expliquées à l'aide de la théorie cinétique. La pression est causée par des particules frappant la paroi du réservoir de gaz. Un récipient non rigide tel qu'un ballon se dilatera jusqu'à ce que la pression du gaz à l'intérieur du ballon soit égale à celle à l'extérieur du ballon. Lorsqu'un gaz est à basse pression, le nombre de collisions est moindre qu'à haute pression. L'augmentation de la température d'un gaz dans un volume fixe augmente également sa pression car la chaleur entraîne un déplacement plus rapide des particules. De même, augmenter le volume dans lequel un gaz peut se déplacer abaisse à la fois sa pression et sa température.
Robert Boyle a été parmi les premiers à découvrir des liens entre les propriétés des gaz. La loi de Boyle stipule qu'à température constante, la pression d'un gaz est inversement proportionnelle à son volume. La loi de Charles, d'après Jacques Charles considère la température, trouvant que pour une pression fixe, le volume d'un gaz est directement proportionnel à sa température. Ces équations ont été combinées pour former l'équation d'état du gaz parfait pour une mole de gaz, pV=RT, où p est la pression, V est le volume, T est la température et R est la constante universelle des gaz.
La loi des gaz parfaits fonctionne bien pour les basses pressions. À haute pression ou à basse température, les molécules de gaz se rapprochent suffisamment pour interagir; ce sont ces interactions qui provoquent la condensation des gaz en liquides et sans elles toute la matière serait gazeuse. Ces interactions interactives sont appelées forces de Van der Waals. Par conséquent, l'équation des gaz parfaits peut être modifiée pour inclure un composant pour décrire les forces intermoléculaires. Cette équation plus compliquée est appelée équation d'état de Van der Waals.