La teoría cinética trata de dar una explicación a estos hechos, resumidos en la ecuación (2). Así, explica que los gases ocupan todo el volumen al estar constituidos por moléculas libres que se mueven por todo el espacio disponible. Además, al existir una gran distancia entre las moléculas de un gas, es relativamente sencillo comprimirlo. También es capaz de explicar el punto 5, argumentando que cuando el espacio disponible para las moléculas es muy grande, las colisiones con las paredes son poco frecuentes y, por tanto, la presión es baja; si se disminuye el volumen, también lo hace el espacio disponible para el movimiento molecular y las colisiones se hacen más frecuentes.
Maxwell y Boltzmann no sólo lograron una descripción cualitativa de las propiedades de los gases, sino que, a partir del movimiento de las moléculas y de las leyes de Newton, además dedujeron (5) la ecuación:



Siendo m la masa de cada una de las moléculas y v su velocidad media (6). Comparando esta última ecuación con la (2) es sencillo entender que..



Podemos eliminar el número de moléculas, N, ya que se encuentra a izquierda y derecha de la ecuación:



Y despejando la velocidad v de la anterior expresión se obtiene:



Esta última ecuación es muy interesante porque relaciona una propiedad microscópica – la velocidad media de las partículas del gas – con otra macroscópica, la temperatura.
Según esta relación, cuanto mayor es la temperatura, mayor es la velocidad de las partículas, lo que explicaría los puntos 3 y 4 del comportamiento de los gases. Si se aumenta la temperatura, también lo hace la velocidad media de las partículas con lo que, para mantener constante la presión, es necesario que aumente el volumen del gas. Por el otro lado, aumentar la temperatura manteniendo constante el volumen, supone una mayor velocidad media de las moléculas, lo que se traduce en más colisiones y, por tanto, en mayor presión.