Molekyler tiltrækker hinanden, selv når de ikke er bundet. Disse svage tiltrækningskræfter kaldes Van der Waals-kræfter, opkaldt efter Johannes Diderik van der Waals, som beskrev dem i det 19. århundrede. De omfatter dipol-dipol-interaktioner, dipol-inducerede dipol-interaktioner og London-dispersionskræfter. De er svagere end kovalente eller ioniske bindinger, men de bestemmer kogepunkter, smeltepunkter og de fysiske egenskaber for mange stoffer.

London-dispersionskræfter er de svageste og mest universelle. De opstår fra midlertidige udsving i elektrontætheden, der skaber øjeblikkelige dipoler. Disse dipoler inducerer dipoler i nærliggende molekyler, hvilket skaber en svag tiltrækning. Dispersionskræfter stiger med molekylstørrelse og overfladeareal. Derfor har større molekyler højere kogepunkter. Jod er et fast stof ved stuetemperatur, mens fluor er en gas. Begge er halogener, men jod har flere elektroner og stærkere dispersionskræfter.

Dipol-dipol-interaktioner forekommer mellem polære molekyler. Den delvist positive ende af ét molekyle tiltrækker den delvist negative ende af et andet. Hydrogenbindinger er et særligt, stærkere tilfælde af dipol-dipol-interaktion. De opstår, når hydrogen er bundet til nitrogen, ilt eller fluor. De er ansvarlige for vands høje kogepunkt og DNA's dobbelthelix.

Van der Waals-kræfter er vigtige inden for biologi, materialevidenskab og kemi. De holder lagene af grafit sammen, gør det muligt for gekkoer at klatre på vægge og bestemmer, hvordan lægemidler binder sig til deres mål. De er svage individuelt, men samlet set er de kraftfulde.