Teoria moleculară cinetică, cunoscută și sub numele de teoria cinetică a gazelor, este un model puternic care încearcă explicați caracteristicile măsurabile ale gazului în ceea ce privește mișcările la scară mică ale gazului particule. Teoria cinetică explică proprietățile gazelor în ceea ce privește mișcarea particulelor sale. Teoria cinetică se bazează pe o serie de ipoteze și din această cauză este un model aproximativ.
Gazele din modelul cinetic sunt considerate a fi „perfecte”. Gazele perfecte cuprind molecule care se mișcă complet la întâmplare și nu se opresc niciodată din mișcare. Toate coliziunile de particule de gaz sunt complet elastice, ceea ce înseamnă că nu se pierde energie. (Dacă nu ar fi cazul moleculele de gaz s-ar epuiza în cele din urmă fără energie și s-ar acumula pe podeaua lor Următoarea ipoteză este că dimensiunea moleculelor este neglijabilă, ceea ce înseamnă că sunt în esență zero diametru. Acest lucru este aproape adevărat pentru gazele monoatomice foarte mici, cum ar fi heliul, neonul sau argonul. Presupunerea finală este că moleculele de gaz nu interacționează decât atunci când se ciocnesc. Teoria cinetică nu ia în considerare nici o forță electrostatică între molecule.
Un gaz are trei proprietăți intrinseci, presiune, temperatură și volum. Aceste trei proprietăți sunt legate între ele și pot fi explicate folosind teoria cinetică. Presiunea este cauzată de particulele care lovesc peretele recipientului de gaz. Un container non-rigid, cum ar fi un balon, se va extinde până când presiunea gazului din interiorul balonului este egală cu cea din exteriorul balonului. Când un gaz are o presiune scăzută, numărul de coliziuni este mai mic decât la presiune ridicată. Creșterea temperaturii unui gaz într-un volum fix crește, de asemenea, presiunea acestuia, deoarece căldura determină mișcarea particulelor mai rapidă. În mod similar, extinderea volumului în care se poate mișca un gaz scade atât presiunea, cât și temperatura.
Robert Boyle a fost printre primii care au descoperit legături între proprietățile gazelor. Legea lui Boyle afirmă că a la o temperatură constantă presiunea unui gaz este invers proporțională cu volumul său. Legea lui Charles, după ce Jacques Charles ia în considerare temperatura, constatând că pentru o presiune fixă, volumul unui gaz este direct proporțional cu temperatura acestuia. Aceste ecuații au fost combinate pentru a forma ecuația perfectă a stării gazului pentru un mol de gaz, pV = RT, unde p este presiune, V este volum, T este temperatura și R este constanta universală a gazului.
Legea perfectă a gazelor funcționează bine la presiuni scăzute. La presiuni ridicate sau temperaturi scăzute, moleculele de gaz ajung în apropierea suficientă pentru a interacționa; aceste interacțiuni determină condensarea gazelor în lichide și fără ele toată materia ar fi gazoasă. Aceste interacțiuni interactomice se numesc forțe Van der Waals. În consecință, ecuația gazului perfectă poate fi modificată pentru a include o componentă care să descrie forțele intermoleculare. Această ecuație mai complicată se numește ecuația de stare Van der Waals.