Kinetyczna teoria molekularna, znana również jako kinetyczna teoria gazów, jest potężnym modelem, który ma na celu: wyjaśnić mierzalne właściwości gazu pod względem ruchów gazu na małą skalę cząstki. Teoria kinetyczna wyjaśnia właściwości gazów pod względem ruchu jego cząstek. Teoria kinetyczna opiera się na wielu założeniach iz tego powodu jest modelem przybliżonym.
Gazy w modelu kinetycznym uważane są za „idealne”. Idealne gazy składają się z cząsteczek, które poruszają się całkowicie losowo i nigdy nie przestają się poruszać. Wszystkie zderzenia cząstek gazu są całkowicie elastyczne, co oznacza, że nie traci się energii. (Gdyby tak nie było, cząsteczkom gazu w końcu zabrakłoby energii i gromadziłyby się na podłodze ich pojemnik.) Kolejnym założeniem jest to, że rozmiar cząsteczek jest znikomy, co oznacza, że zasadniczo mają zero średnica. Jest to prawie prawdziwe w przypadku bardzo małych gazów jednoatomowych, takich jak hel, neon lub argon. Ostatecznym założeniem jest to, że cząsteczki gazu nie wchodzą w interakcje, chyba że się zderzają. Teoria kinetyczna nie uwzględnia żadnych sił elektrostatycznych między cząsteczkami.
Gaz ma trzy właściwości wewnętrzne: ciśnienie, temperaturę i objętość. Te trzy właściwości są ze sobą powiązane i można je wyjaśnić za pomocą teorii kinetycznej. Ciśnienie jest powodowane przez cząstki uderzające w ścianę pojemnika z gazem. Niesztywny pojemnik, taki jak balon, będzie się rozszerzał, aż ciśnienie gazu wewnątrz balonu zrówna się z ciśnieniem na zewnątrz balonu. Gdy gaz jest pod niskim ciśnieniem, liczba zderzeń jest mniejsza niż przy wysokim ciśnieniu. Zwiększenie temperatury gazu w stałej objętości powoduje również wzrost jego ciśnienia, ponieważ ciepło powoduje szybszy ruch cząstek. Podobnie zwiększenie objętości, w której może poruszać się gaz, obniża zarówno jego ciśnienie, jak i temperaturę.
Robert Boyle był jednym z pierwszych, którzy odkryli powiązania między właściwościami gazów. Prawo Boyle'a mówi, że w stałej temperaturze ciśnienie gazu jest odwrotnie proporcjonalne do jego objętości. Prawo Charlesa, po tym jak Jacques Charles bierze pod uwagę temperaturę, stwierdzając, że dla stałego ciśnienia objętość gazu jest wprost proporcjonalna do jego temperatury. Równania te zostały połączone w celu utworzenia równania stanu gazu doskonałego dla jednego mola gazu, pV=RT, gdzie p to ciśnienie, V to objętość, T to temperatura, a R to uniwersalna stała gazowa.
Prawo gazu doskonałego działa dobrze przy niskich ciśnieniach. Przy wysokich ciśnieniach lub niskich temperaturach cząsteczki gazu zbliżają się do siebie na tyle blisko, aby oddziaływać; to właśnie te interakcje powodują kondensację gazów w ciecze, a bez nich cała materia byłaby w stanie gazowym. Te interakcje interakcyjne nazywane są siłami Van der Waalsa. W konsekwencji równanie gazu doskonałego można zmodyfikować, aby zawierało składnik opisujący siły międzycząsteczkowe. To bardziej skomplikowane równanie nazywa się równaniem stanu Van der Waalsa.