Molekyler tiltrekker hverandre selv når de ikke er bundet. Disse svake tiltrekningskreftene kalles Van der Waals-krefter, oppkalt etter Johannes Diderik van der Waals, som beskrev dem på 1800-tallet. De inkluderer dipol-dipol-interaksjoner, dipol-induserte dipol-interaksjoner og London-dispersjonskrefter. De er svakere enn kovalente eller ioniske bindinger, men de bestemmer kokepunkter, smeltepunkter og de fysiske egenskapene til mange stoffer.

London-dispersjonskrefter er de svakeste og mest universelle. De oppstår fra midlertidige svingninger i elektrontetthet som skaper umiddelbare dipoler. Disse dipolene induserer dipoler i nærliggende molekyler, noe som skaper en svak tiltrekning. Dispersjonskrefter øker med molekylstørrelse og overflateareal. Det er derfor større molekyler har høyere kokepunkter. Jod er et fast stoff ved romtemperatur, mens fluor er en gass. Begge er halogener, men jod har flere elektroner og sterkere dispersjonskrefter.

Dipol-dipol-interaksjoner oppstår mellom polare molekyler. Den delvis positive enden av ett molekyl tiltrekker seg den delvis negative enden av et annet. Hydrogenbindinger er et spesielt, sterkere tilfelle av dipol-dipol-interaksjon. De oppstår når hydrogen er bundet til nitrogen, oksygen eller fluor. De er ansvarlige for vannets høye kokepunkt og DNAs dobbelthelikse.

Van der Waals-krefter er viktige innen biologi, materialvitenskap og kjemi. De holder sammen lagene av grafitt, lar gekkoer klatre på vegger og bestemmer hvordan medisiner binder seg til målene sine. De er svake individuelt, men samlet er de kraftige.