Kinetisk molekylär teori, även känd som Kinetic Theory of Gases är en kraftfull modell som försöker förklara de mätbara egenskaperna hos gas i termer av gasrörelser i liten skala partiklar. Kinetisk teori förklarar gasernas egenskaper när det gäller partiklarnas rörelse. Kinetisk teori bygger på ett antal antaganden och därför är den ungefärlig modell.
Gaser i den kinetiska modellen anses vara "perfekta". Perfekta gaser består av molekyler som rör sig helt slumpmässigt och aldrig slutar röra sig. Alla kollisioner med gaspartiklar är helt elastiska, vilket innebär att ingen energi går förlorad. (Om detta inte var fallet skulle gasmolekylerna slutligen ta slut energi och ackumuleras på golvet i deras nästa antagande är att storleken på molekylerna är försumbar, vilket innebär att de i huvudsak har noll diameter. Detta gäller nästan för mycket små monoatomiska gaser som helium, neon eller argon. Det slutliga antagandet är att gasmolekyler inte interagerar förutom när de kolliderar. Kinetisk teori tar inte hänsyn till några elektrostatiska krafter mellan molekyler.
En gas har tre inneboende egenskaper, tryck, temperatur och volym. Dessa tre egenskaper är kopplade till varandra och kan förklaras med kinetisk teori. Trycket orsakas av partiklar som träffar gasbehållarens vägg. En icke styv behållare som en ballong expanderar tills gastrycket inuti ballongen är lika med det på utsidan av ballongen. När en gas är lågt är antalet kollisioner mindre än vid högt tryck. Att öka temperaturen på en gas i en fast volym ökar också dess tryck eftersom värmen får partiklarna att röra sig snabbare. På samma sätt sänks både trycket och temperaturen genom att öka volymen där en gas kan röra sig.
Robert Boyle var bland de första som upptäckte kopplingar mellan gasernas egenskaper. Boyles lag säger att a vid en konstant temperatur är gasens tryck omvänt proportionellt mot dess volym. Charles 'lag, efter att Jacques Charles beaktat temperaturen, konstaterar att för ett fast tryck är gasens volym direkt proportionell mot dess temperatur. Dessa ekvationer kombinerades för att bilda den perfekta gasekvationen för en mol gas, pV = RT, där p är tryck, V är volym, T är temperatur och R är den universella gaskonstanten.
Den perfekta gaslagen fungerar bra vid lågt tryck. Vid höga tryck eller låga temperaturer kommer gasmolekyler i tillräckligt nära närhet för att interagera; det är dessa interaktioner som får gaser att kondensera till vätskor och utan dem skulle all materia vara gasformig. Dessa interaktiva interaktioner kallas Van der Waals-krafter. Följaktligen kan den perfekta gasekvationen modifieras för att inkludera en komponent för att beskriva intermolekylära krafter. Denna mer komplicerade ekvation kallas Van der Waals tillståndsekvation.