Las moléculas se atraen entre sí incluso cuando no están unidas mediante enlaces químicos. Estas débiles fuerzas de atracción se denominan fuerzas de Van der Waals, en honor a Johannes Diderik van der Waals, quien las describió en el siglo XIX. Incluyen interacciones dipolo-dipolo, interacciones dipolo-dipolo inducido y fuerzas de dispersión de London. Si bien son más débiles que los enlaces covalentes o iónicos, determinan los puntos de ebullición, los puntos de fusión y las propiedades físicas de muchas sustancias.

Las fuerzas de dispersión de London son las más débiles y universales. Se originan por fluctuaciones temporales en la densidad electrónica que crean dipolos instantáneos. Estos dipolos inducen dipolos en las moléculas cercanas, generando una débil atracción. Las fuerzas de dispersión aumentan con el tamaño molecular y la superficie. Por eso, las moléculas más grandes tienen puntos de ebullición más altos. El yodo es un sólido a temperatura ambiente, mientras que el flúor es un gas. Ambos son halógenos, pero el yodo tiene más electrones y fuerzas de dispersión más fuertes.

Las interacciones dipolo-dipolo se producen entre moléculas polares. El extremo parcialmente positivo de una molécula atrae al extremo parcialmente negativo de otra. Los enlaces de hidrógeno son un caso especial y más fuerte de interacción dipolo-dipolo. Se producen cuando el hidrógeno se une al nitrógeno, al oxígeno o al flúor. Son responsables del alto punto de ebullición del agua y de la doble hélice del ADN.

Las fuerzas de Van der Waals son importantes en biología, ciencia de los materiales y química. Mantienen unidas las capas de grafito, permiten a los geckos trepar por las paredes y determinan cómo los fármacos se unen a sus dianas. Individualmente son débiles, pero en conjunto son poderosas.