A teoria cinética molecular, também conhecida como Teoria Cinética dos Gases, é um modelo poderoso que visa explicar as características mensuráveis do gás em termos dos movimentos de pequena escala do gás partículas. A teoria cinética explica as propriedades dos gases em termos do movimento de suas partículas. A teoria cinética é baseada em uma série de suposições e, por isso, é um modelo aproximado.
Os gases no modelo cinético são considerados "perfeitos". Os gases perfeitos são compostos por moléculas que se movem inteiramente ao acaso e nunca param de se mover. Todas as colisões de partículas de gás são completamente elásticas, o que significa que nenhuma energia é perdida. (Se este não fosse o caso, as moléculas de gás eventualmente ficariam sem energia e se acumulariam no chão de seus recipiente.) A próxima suposição é que o tamanho das moléculas é desprezível, o que significa que elas têm essencialmente zero diâmetro. Isso é quase verdadeiro para gases monoatômicos muito pequenos, como hélio, néon ou argônio. A suposição final é que as moléculas de gás não interagem, exceto quando colidem. A teoria cinética não considera nenhuma força eletrostática entre as moléculas.
Um gás tem três propriedades intrínsecas: pressão, temperatura e volume. Essas três propriedades estão ligadas entre si e podem ser explicadas usando a teoria cinética. A pressão é causada por partículas que atingem a parede do recipiente de gás. Um recipiente não rígido, como um balão, se expandirá até que a pressão do gás dentro do balão seja igual à do lado externo do balão. Quando um gás está em baixa pressão, o número de colisões é menor do que em alta pressão. Aumentar a temperatura de um gás em um volume fixo também aumenta sua pressão, pois o calor faz com que as partículas se movam mais rapidamente. Expandir da mesma forma o volume no qual um gás pode se mover diminui sua pressão e temperatura.
Robert Boyle foi um dos primeiros a descobrir ligações entre as propriedades dos gases. A lei de Boyle afirma que, a uma temperatura constante, a pressão de um gás é inversamente proporcional ao seu volume. Lei de Charles, após Jacques Charles considerar a temperatura, constatando que, para uma pressão fixa, o volume de um gás é diretamente proporcional à sua temperatura. Essas equações foram combinadas para formar a equação de estado perfeita do gás para um mol de gás, pV = RT, onde p é a pressão, V é o volume, T é a temperatura e R é a constante universal do gás.
A lei dos gases perfeita funciona bem para baixas pressões. Em altas pressões ou baixas temperaturas, as moléculas de gás se aproximam o suficiente para interagir; são essas interações que fazem com que os gases se condensem em líquidos e sem eles toda a matéria seria gasosa. Essas interações interatômicas são chamadas de forças de Van der Waals. Consequentemente, a equação do gás perfeita pode ser modificada para incluir um componente para descrever as forças intermoleculares. Essa equação mais complicada é chamada de equação de estado de Van der Waals.