Moleküle ziehen sich auch dann an, wenn sie nicht gebunden sind. Diese schwachen Anziehungskräfte werden Van-der-Waals-Kräfte genannt, nach Johannes Diderik van der Waals, der sie im 19. Jahrhundert beschrieb. Sie umfassen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Dipol-induzierte Dipol-Wechselwirkungen und London-Dispersionskräfte. Sie sind schwächer als kovalente oder ionische Bindungen, bestimmen aber Siedepunkte, Schmelzpunkte und die physikalischen Eigenschaften vieler Substanzen.

London-Dispersionskräfte sind die schwächsten und am weitesten verbreiteten Kräfte. Sie entstehen durch kurzzeitige Schwankungen der Elektronendichte, die momentane Dipole erzeugen. Diese Dipole induzieren Dipole in benachbarten Molekülen und erzeugen so eine schwache Anziehung. Dispersionskräfte nehmen mit der Molekülgröße und der Oberfläche zu. Daher haben größere Moleküle höhere Siedepunkte. Iod ist bei Raumtemperatur fest, Fluor hingegen gasförmig. Beide sind Halogene, aber Iod besitzt mehr Elektronen und stärkere Dispersionskräfte.

Dipol-Dipol-Wechselwirkungen treten zwischen polaren Molekülen auf. Das partiell positiv geladene Ende eines Moleküls zieht das partiell negativ geladene Ende eines anderen an. Wasserstoffbrückenbindungen sind ein spezieller, stärkerer Fall von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Sie entstehen, wenn Wasserstoff an Stickstoff, Sauerstoff oder Fluor gebunden ist. Sie sind verantwortlich für den hohen Siedepunkt von Wasser und die Doppelhelixstruktur der DNA.

Van-der-Waals-Kräfte spielen eine wichtige Rolle in der Biologie, den Materialwissenschaften und der Chemie. Sie halten die Graphitschichten zusammen, ermöglichen Geckos das Klettern an Wänden und bestimmen, wie Medikamente an ihre Zielstrukturen binden. Einzeln betrachtet sind sie schwach, doch in ihrer Gesamtheit sind sie äußerst wirksam.