La teoria molecolare cinetica, nota anche come teoria cinetica dei gas, è un modello potente che cerca di spiegare le caratteristiche misurabili del gas in termini di movimenti su piccola scala del gas particelle. La teoria cinetica spiega le proprietà dei gas in termini di movimento delle sue particelle. La teoria cinetica si basa su una serie di ipotesi e per questo è un modello approssimativo.
I gas nel modello cinetico sono considerati "perfetti". I gas perfetti comprendono molecole che si muovono completamente a caso e non smettono mai di muoversi. Tutte le collisioni di particelle di gas sono completamente elastiche, il che significa che non viene persa energia. (Se così non fosse, le molecole di gas finirebbero per esaurire l'energia e si accumulerebbero sul pavimento del loro of contenitore.) L'ipotesi successiva è che la dimensione delle molecole sia trascurabile, il che significa che sono essenzialmente nulle diametro. Questo è quasi vero per gas monoatomici molto piccoli come elio, neon o argon. L'assunto finale è che le molecole di gas non interagiscono se non quando si scontrano. La teoria cinetica non considera le forze elettrostatiche tra le molecole.
Un gas ha tre proprietà intrinseche, pressione, temperatura e volume. Queste tre proprietà sono collegate tra loro e possono essere spiegate usando la teoria cinetica. La pressione è causata dalle particelle che colpiscono la parete del contenitore del gas. Un contenitore non rigido come un palloncino si espanderà fino a quando la pressione del gas all'interno del palloncino non sarà uguale a quella all'esterno del palloncino. Quando un gas è a bassa pressione il numero di collisioni è minore che ad alta pressione. L'aumento della temperatura di un gas in un volume fisso aumenta anche la sua pressione poiché il calore fa sì che le particelle si muovano più rapidamente. Allo stesso modo, l'espansione del volume in cui un gas può muoversi ne riduce sia la pressione che la temperatura.
Robert Boyle è stato tra i primi a scoprire i legami tra le proprietà dei gas. La legge di Boyle afferma che a a temperatura costante la pressione di un gas è inversamente proporzionale al suo volume. La legge di Charles, dopo che Jacques Charles considera la temperatura, trovando che per una pressione fissa, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura. Queste equazioni sono state combinate per formare l'equazione di stato dei gas perfetti per una mole di gas, pV=RT, dove p è la pressione, V è il volume, T è la temperatura e R è la costante universale dei gas.
La legge dei gas perfetti funziona bene per basse pressioni. Ad alte pressioni o basse temperature le molecole di gas si avvicinano abbastanza da interagire; sono queste interazioni che fanno condensare i gas in liquidi e senza di esse tutta la materia sarebbe gassosa. Queste interazioni interactomiche sono chiamate forze di Van der Waals. Di conseguenza, l'equazione dei gas perfetti può essere modificata per includere un componente per descrivere le forze intermolecolari. Questa equazione più complicata è chiamata equazione di stato di Van der Waals.