Kinetische moleculaire theorie, ook bekend als de kinetische theorie van gassen, is een krachtig model dat streeft naar: de meetbare eigenschappen van gas uitleggen in termen van de kleinschalige verplaatsingen van gas deeltjes. De kinetische theorie verklaart de eigenschappen van gassen in termen van de beweging van de deeltjes. De kinetische theorie is gebaseerd op een aantal aannames en is daardoor een benaderend model.
Gassen in het kinetische model worden als "perfect" beschouwd. Perfecte gassen bestaan uit moleculen die volledig willekeurig bewegen en nooit stoppen met bewegen. Alle botsingen van gasdeeltjes zijn volledig elastisch, wat betekent dat er geen energie verloren gaat. (Als dit niet het geval was, zouden gasmoleculen uiteindelijk zonder energie komen te zitten en zich ophopen op de vloer van hun container.) De volgende veronderstelling is dat de grootte van de moleculen verwaarloosbaar is, wat betekent dat ze in wezen nul hebben diameter. Dit geldt bijna voor zeer kleine monoatomaire gassen zoals helium, neon of argon. De laatste aanname is dat gasmoleculen geen interactie aangaan, behalve wanneer ze botsen. De kinetische theorie houdt geen rekening met elektrostatische krachten tussen moleculen.
Een gas heeft drie intrinsieke eigenschappen: druk, temperatuur en volume. Deze drie eigenschappen zijn met elkaar verbonden en kunnen worden verklaard met behulp van kinetische theorie. Druk wordt veroorzaakt door deeltjes die de wand van de gascontainer raken. Een niet-stijve container zoals een ballon zal uitzetten totdat de gasdruk in de ballon gelijk is aan die aan de buitenkant van de ballon. Wanneer een gas een lage druk heeft, is het aantal botsingen minder dan bij hoge druk. Het verhogen van de temperatuur van een gas in een vast volume verhoogt ook de druk omdat de warmte ervoor zorgt dat de deeltjes sneller bewegen. Evenzo verlaagt het vergroten van het volume waarin een gas kan bewegen zowel de druk als de temperatuur.
Robert Boyle was een van de eersten die verbanden ontdekte tussen de eigenschappen van gassen. De wet van Boyle stelt dat a bij een constante temperatuur de druk van een gas omgekeerd evenredig is met het volume. De wet van Charles, nadat Jacques Charles de temperatuur beschouwt, waarbij hij vindt dat voor een vaste druk het volume van een gas recht evenredig is met zijn temperatuur. Deze vergelijkingen werden gecombineerd om de perfecte gastoestandsvergelijking te vormen voor één mol gas, pV=RT, waarbij p de druk is, V het volume, T de temperatuur en R de universele gasconstante is.
De perfecte gaswet werkt goed voor lage drukken. Bij hoge drukken of lage temperaturen komen gasmoleculen dicht genoeg bij elkaar om te interageren; het zijn deze interacties die ervoor zorgen dat gassen condenseren tot vloeistoffen en zonder deze zou alle materie gasvormig zijn. Deze interactomische interacties worden Van der Waals-krachten genoemd. Bijgevolg kan de perfecte gasvergelijking worden aangepast om een component op te nemen om intermoleculaire krachten te beschrijven. Deze meer gecompliceerde vergelijking wordt de toestandsvergelijking van Van der Waals genoemd.