Moleculen trekken elkaar aan, zelfs als ze niet aan elkaar gebonden zijn. Deze zwakke aantrekkingskrachten worden Van der Waals-krachten genoemd, naar Johannes Diderik van der Waals, die ze in de 19e eeuw beschreef. Ze omvatten dipool-dipoolinteracties, dipool-geïnduceerde dipoolinteracties en London-dispersiekrachten. Ze zijn zwakker dan covalente of ionische bindingen, maar ze bepalen kookpunten, smeltpunten en de fysische eigenschappen van veel stoffen.

De London-dispersiekrachten zijn de zwakste en meest universele. Ze ontstaan ​​door tijdelijke fluctuaties in de elektronendichtheid die ogenblikkelijke dipolen creëren. Deze dipolen induceren dipolen in nabijgelegen moleculen, waardoor een zwakke aantrekkingskracht ontstaat. Dispersiekrachten nemen toe met de molecuulgrootte en het oppervlak. Daarom hebben grotere moleculen hogere kookpunten. Jodium is een vaste stof bij kamertemperatuur, terwijl fluor een gas is. Beide zijn halogenen, maar jodium heeft meer elektronen en sterkere dispersiekrachten.

Dipool-dipoolinteracties vinden plaats tussen polaire moleculen. Het gedeeltelijk positieve uiteinde van het ene molecuul trekt het gedeeltelijk negatieve uiteinde van het andere aan. Waterstofbruggen zijn een speciaal, sterker geval van dipool-dipoolinteractie. Ze ontstaan ​​wanneer waterstof gebonden is aan stikstof, zuurstof of fluor. Ze zijn verantwoordelijk voor het hoge kookpunt van water en de dubbele helix van DNA.

Van der Waalskrachten spelen een belangrijke rol in de biologie, materiaalkunde en chemie. Ze houden de lagen grafiet bij elkaar, stellen gekko's in staat om tegen muren op te klimmen en bepalen hoe medicijnen zich aan hun doelwitten binden. Individueel zijn ze zwak, maar gezamenlijk zijn ze zeer krachtig.