Kinetisk teori är en vetenskaplig teori om gasernas natur. Teorin går under många namn, inklusive den kinetiska teorin om gaser, kinetisk-molekylär teori, kollisionsteori och den kinetiska-molekylära teorin om gaser. Den förklarar de observerbara och mätbara, även kallade makroskopiska, egenskaperna hos gaser i termer av deras molekylära sammansättning och aktivitet. Medan Isaac Newton teoretiserade att trycket i en gas beror på statisk repulsion mellan molekyler, menar den kinetiska teorin att trycket är resultatet av kollisioner mellan molekyler.
Den kinetiska teorin gör ett antal antaganden om gaser. För det första är en gas gjord av mycket små partiklar, var och en med en massa som inte är noll, och som ständigt rör sig på ett slumpmässigt sätt. Antalet molekyler i ett gasprov måste vara tillräckligt stort för statistisk jämförelse.
Kinetisk teori antar att gasmolekyler är perfekt sfäriska och elastiska, och att deras kollisioner med väggarna i deras behållare också är elastiska, vilket betyder att de inte resulterar i någon förändring i hastighet. Den totala volymen av gasmolekyler är försumbar jämfört med den totala volymen av deras behållare, vilket betyder att det finns gott om utrymme mellan molekylerna. Dessutom är tiden under kollisionen av en gasmolekyl med behållarväggen försumbar i förhållande till tiden mellan kollisioner med andra molekyler. Teorin bygger vidare på antagandet att alla relativistiska eller kvantmekaniska effekter är försumbara, och att alla effekter av gaspartiklarna på varandra är försumbara, med undantag för kraften som utövas av kollisioner. Temperaturen är den enda faktorn som påverkar den genomsnittliga kinetiska energin, eller energin på grund av rörelse, hos gaspartiklarna.
Dessa antaganden måste upprätthållas för att kinetisk teoris ekvationer ska fungera. En gas som uppfyller alla dessa antaganden är en förenklad teoretisk enhet känd som en idealgas. Verkliga gaser beter sig vanligtvis tillräckligt lika som idealiska gaser för att kinetiska ekvationer ska vara användbara, men modellen är inte helt korrekt.
Kinetisk teori definierar tryck som kraften som utövas av gasmolekyler när de kolliderar med behållarens vägg. Trycket beräknas som kraften per area, eller P = F/A. Kraft är produkten av antalet gasmolekyler, N, massan av varje molekyl, m, och kvadraten på deras medelhastighet, v2rms, alla dividerat med tre gånger behållarens längd, 3l. Därför har vi följande ekvation för kraft: F = Nmv2rms/3l. Förkortningen, rms, står för root-mean-square, ett medelvärde av alla partiklars hastighet.
Ekvationen för tryck är P = Nmv2rms/3Al. Eftersom area multiplicerad med längd är lika med volym, V, kan denna ekvation förenklas som P = Nmv2rms/3V. Produkten av tryck och volym, PV, är lika med två tredjedelar av den totala kinetiska energin, eller K, vilket möjliggör härledning av makroskopiska egenskaper från en mikroskopisk.
En viktig del av den kinetiska teorin är att kinetisk energi varierar i direkt proportion till en gass absoluta temperatur. Kinetisk energi är lika med produkten av den absoluta temperaturen, T, och Boltzman-konstanten, kB, multiplicerat med 3/2; K = 3TkB/2. Därför, när temperaturen höjs, ökas den kinetiska energin, och inga andra faktorer har en effekt på den kinetiska energin.