Кинетичка молекуларна теорија, позната и као Кинетичка теорија гасова, моћан је модел који настоји да објаснити мерљиве карактеристике гаса у смислу кретања гаса у малим размерама честице. Кинетичка теорија објашњава својства гасова у смислу кретања његових честица. Кинетичка теорија заснива се на бројним претпоставкама и због тога је приближни модел.
Сматра се да су гасови у кинетичком моделу „савршени“. Савршени гасови састоје се од молекула који се потпуно насумично крећу и никад се не заустављају. Сви судари честица гаса су потпуно еластични, што значи да се енергија не губи. (Да то није случај, молекули гаса би на крају остали без енергије и акумулирали се на поду својих контејнер.) Следећа претпоставка је да је величина молекула занемарљива, што значи да у суштини имају нулу пречника. Ово готово важи за врло мале моноатомске гасове као што су хелијум, неон или аргон. Коначна претпоставка је да молекули гаса не међусобно делују, осим када се сударају. Кинетичка теорија не узима у обзир никакве електростатичке силе између молекула.
Гас има три својствена својства, притисак, температуру и запремину. Ова три својства су међусобно повезана и могу се објаснити помоћу кинетичке теорије. Притисак узрокују честице које ударају у зид посуде за гас. Некрут контејнер, као што је балон, шириће се све док притисак гаса унутар балона не буде једнак оном на спољној страни балона. Када је гас низак притисак, број судара је мањи него код високог притиска. Повећавање температуре гаса у фиксној запремини такође повећава његов притисак јер топлота доводи до бржег кретања честица. На сличан начин ширење запремине у којој се гас може кретати смањује и његов притисак и температуру.
Роберт Боиле је међу првима открио везе између својстава гасова. Бојлов закон каже да је а при константној температури притисак гаса обрнуто пропорционалан његовој запремини. Чарлсов закон, након што је Јацкуес Цхарлес узео у обзир температуру, утврдио је да је за фиксни притисак запремина гаса директно пропорционална његовој температури. Ове једначине су комбиноване да би се створила савршена једначина стања гаса за један мол гаса, пВ = РТ, где је п притисак, В запремина, Т температура, а Р универзална гасна константа.
Савршени закон о гасу добро функционише за ниске притиске. При високим притисцима или ниским температурама молекули гаса долазе у довољну близину да ступе у интеракцију; те интеракције узрокују кондензацију гасова у течности и без њих би сва материја била гасовита. Те интеракктомске интеракције називају се Ван дер Ваалсове силе. Сходно томе, једначина савршених гасова може се модификовати тако да укључује компоненту која описује интермолекуларне силе. Ова сложенија једначина назива се Ван дер Ваалсова једначина стања.