Les molécules s'attirent mutuellement même lorsqu'elles ne sont pas liées. Ces faibles attractions sont appelées forces de Van der Waals, du nom de Johannes Diderik van der Waals, qui les a décrites au XIXe siècle. Elles comprennent les interactions dipôle-dipôle, les interactions dipôle-dipôle induit et les forces de dispersion de London. Plus faibles que les liaisons covalentes ou ioniques, elles déterminent néanmoins les points d'ébullition, les points de fusion et les propriétés physiques de nombreuses substances.

Les forces de dispersion de London sont les plus faibles et les plus universelles. Elles résultent de fluctuations temporaires de la densité électronique qui créent des dipôles instantanés. Ces dipôles induisent des dipôles dans les molécules voisines, créant ainsi une faible attraction. Les forces de dispersion augmentent avec la taille et la surface moléculaires. C'est pourquoi les molécules plus grosses ont des points d'ébullition plus élevés. L'iode est solide à température ambiante, tandis que le fluor est gazeux. Tous deux sont des halogènes, mais l'iode possède plus d'électrons et des forces de dispersion plus importantes.

Les interactions dipôle-dipôle se produisent entre molécules polaires. L'extrémité partiellement positive d'une molécule attire l'extrémité partiellement négative d'une autre. Les liaisons hydrogène constituent un cas particulier et plus fort d'interaction dipôle-dipôle. Elles se forment lorsque l'hydrogène est lié à l'azote, à l'oxygène ou au fluor. Elles sont responsables du point d'ébullition élevé de l'eau et de la structure en double hélice de l'ADN.

Les forces de van der Waals sont essentielles en biologie, en science des matériaux et en chimie. Elles assurent la cohésion des couches de graphite, permettent aux geckos de grimper aux murs et déterminent la façon dont les médicaments se lient à leurs cibles. Faibles individuellement, elles sont néanmoins puissantes collectivement.