As moléculas atraem-se mesmo quando não estão ligadas entre si. Estas atrações fracas são chamadas forças de Van der Waals, em homenagem a Johannes Diderik van der Waals, que as descreveu no século XIX. Incluem interações dipolo-dipolo, interações dipolo-dipolo induzido e forças de dispersão de London. São mais fracas do que as ligações covalentes ou iónicas, mas determinam os pontos de ebulição, os pontos de fusão e as propriedades físicas de muitas substâncias.

As forças de dispersão de London são as mais fracas e universais. Surgem de flutuações temporárias na densidade eletrónica que criam dipolos instantâneos. Estes dipolos induzem dipolos em moléculas próximas, criando uma atração fraca. As forças de dispersão aumentam com o tamanho molecular e com a área superficial. É por isso que as moléculas maiores têm pontos de ebulição mais elevados. O iodo é sólido à temperatura ambiente, enquanto o flúor é gasoso. Ambos são halogéneos, mas o iodo tem mais eletrões e forças de dispersão mais fortes.

As interações dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas polares. A extremidade parcialmente positiva de uma molécula atrai a extremidade parcialmente negativa de outra. As ligações de hidrogénio são um caso especial e mais forte de interação dipolo-dipolo. Ocorrem quando o hidrogénio está ligado ao azoto, oxigénio ou flúor. São responsáveis ​​pelo elevado ponto de ebulição da água e pela estrutura de dupla hélice do ADN.

As forças de van der Waals são importantes na biologia, na ciência dos materiais e na química. Mantêm unidas as camadas de grafite, permitem que as osgas escalem paredes e determinam a forma como os medicamentos se ligam aos seus alvos. Individualmente, são fracas, mas coletivamente são poderosas.