Kinetisk molekylær teori, også kjent som Kinetic Theory of Gases, er en kraftig modell som søker forklare de målbare egenskapene til gass når det gjelder småskala bevegelser av gass partikler. Kinetisk teori forklarer egenskapene til gasser når det gjelder bevegelsen til partiklene. Kinetisk teori er basert på en rekke antagelser, og på grunn av dette er det en tilnærmet modell.
Gasser i den kinetiske modellen anses å være "perfekte". Perfekte gasser består av molekyler som beveger seg helt tilfeldig og aldri slutter å bevege seg. Alle kollisjoner av gasspartikler er helt elastiske, noe som betyr at ingen energi går tapt. (Hvis dette ikke var tilfelle, ville gassmolekylene til slutt gå tom for energi og akkumulere seg på gulvet i deres beholder.) Den neste antagelsen er at størrelsen på molekylene er ubetydelig, noe som betyr at de egentlig har null diameter. Dette er nesten sant for veldig små monoatomiske gasser som helium, neon eller argon. Den endelige antagelsen er at gassmolekyler ikke samhandler bortsett fra når de kolliderer. Kinetisk teori tar ikke i betraktning noen elektrostatiske krefter mellom molekyler.
En gass har tre iboende egenskaper, trykk, temperatur og volum. Disse tre egenskapene er knyttet til hverandre og kan forklares ved hjelp av kinetisk teori. Trykk er forårsaket av partikler som treffer veggen til gassbeholderen. En ikke-stiv beholder som en ballong vil utvide seg til gasstrykket inne i ballongen tilsvarer det på utsiden av ballongen. Når en gass er under lavt trykk, er antall kollisjoner mindre enn ved høyt trykk. Å øke temperaturen til en gass i et fast volum øker også trykket ettersom varmen får partiklene til å bevege seg raskere. På samme måte utvider volumet der en gass kan bevege seg, både trykket og temperaturen.
Robert Boyle var blant de første som oppdaget koblinger mellom gassens egenskaper. Boyles lov sier at a ved en konstant temperatur er trykket til en gass omvendt proporsjonalt med volumet. Etter at Charles Charles vurderte temperaturen, fant Charles 'lov at volumet til en gass for et fast trykk er direkte proporsjonalt med temperaturen. Disse ligningene ble kombinert for å danne den perfekte gassligningen for tilstanden for ett mol gass, pV = RT, hvor p er trykk, V er volum, T er temperatur og R er den universelle gasskonstanten.
Den perfekte gassloven fungerer bra for lavt trykk. Ved høyt trykk eller ved lave temperaturer kommer gassmolekyler i nærheten av nærhet til å samhandle; det er disse interaksjonene som får gasser til å kondensere seg til væsker og uten dem vil alle materier være gassformige. Disse interaktomiske interaksjonene kalles Van der Waals-krefter. Følgelig kan den perfekte gassligningen modifiseres for å inkludere en komponent for å beskrive intermolekylære krefter. Denne mer kompliserte ligningen kalles tilstandsligningen Van der Waals.