A kinetikus molekuláris elmélet, más néven a gázok kinetikai elmélete egy erőteljes modell, amely erre törekszik magyarázza el a gáz mérhető jellemzőit a gáz kis léptékű mozgásaival részecskék. A kinetikai elmélet a gázok tulajdonságait részecskéinek mozgása alapján magyarázza. A kinetikus elmélet számos feltételezésen alapul, és ezért közelítő modell.
A kinetikus modellben lévő gázokat "tökéletesnek" tekintjük. A tökéletes gázok olyan molekulákból állnak, amelyek teljesen véletlenszerűen mozognak, és soha nem állnak meg. Minden gázrészecske ütközés teljesen rugalmas, vagyis nem veszít energia. (Ha nem így lenne, akkor a gázmolekuláknak elfogyna az energiájuk, és felhalmozódnának a padlójukon A következő feltételezés az, hogy a molekulák mérete elhanyagolható, vagyis lényegében nulla átmérő. Ez szinte igaz nagyon kicsi egyatomos gázokra, mint például a hélium, a neon vagy az argon. A végső feltételezés szerint a gázmolekulák csak akkor ütköznek egymással, ha ütköznek. A kinetikai elmélet nem vesz figyelembe semmilyen elektrosztatikus erőt a molekulák között.
A gáznak három belső tulajdonsága van, a nyomás, a hőmérséklet és a térfogat. Ez a három tulajdonság összekapcsolódik egymással, és kinetikai elmélettel magyarázható. A nyomást a részecskék okozzák a gáztartály falán. Egy nem merev tartály, például egy ballon, addig fog kitágulni, amíg a ballonban lévő gáz nyomása meg nem egyezik a ballon külső nyomásával. Ha egy gáz alacsony nyomáson van, akkor az ütközések száma kisebb, mint nagy nyomásnál. A gáz hőmérsékletének rögzített térfogatban történő növelése növeli a nyomását is, mivel a hő hatására a részecskék gyorsabban mozognak. Hasonlóképpen a gáz mozgásának térfogatának növelése csökkenti mind a nyomását, mind a hőmérsékletét.
Robert Boyle az elsők között fedezte fel a kapcsolatokat a gázok tulajdonságai között. Boyle törvénye kimondja, hogy a állandó hőmérsékleten a gáz nyomása fordítottan arányos a térfogatával. Károly törvénye, miután Jacques Charles mérlegeli a hőmérsékletet, megállapítva, hogy rögzített nyomás esetén a gáz térfogata egyenesen arányos a hőmérsékletével. Ezeket az egyenleteket egyesítve egy mol mol gázra, a pV = RT, ahol p értéke nyomás, V térfogat, T hőmérséklet és R az univerzális gázállandó tökéletes gázállapot-egyenlete.
A tökéletes gáztörvény jól működik alacsony nyomás esetén. Magas nyomáson vagy alacsony hőmérsékleten a gázmolekulák elég közel kerülnek egymáshoz; ezek a kölcsönhatások okozzák a gázok folyadékokká való kondenzálódását, és ezek nélkül minden anyag gáznemű lenne. Ezeket az interaktómás kölcsönhatásokat Van der Waals-erőknek nevezzük. Következésképpen a tökéletes gázegyenlet módosítható úgy, hogy tartalmazzon egy komponenst az intermolekuláris erők leírására. Ezt a bonyolultabb egyenletet Van der Waals állapotegyenletnek nevezzük.