Moleculele se atrag reciproc chiar și atunci când nu sunt legate între ele. Aceste atracții slabe se numesc forțe Van der Waals, denumite după Johannes Diderik van der Waals, care le-a descris în secolul al XIX-lea. Acestea includ interacțiunile dipol-dipol, interacțiunile dipol-dipol induse de dipol și forțele de dispersie London. Sunt mai slabe decât legăturile covalente sau ionice, dar determină punctele de fierbere, punctele de topire și proprietățile fizice ale multor substanțe.

Forțele de dispersie London sunt cele mai slabe și mai universale. Ele apar din fluctuațiile temporare ale densității electronilor care creează dipoli instantanei. Acești dipoli induc dipoli în moleculele din apropiere, creând o atracție slabă. Forțele de dispersie cresc odată cu dimensiunea moleculară și aria suprafeței. De aceea, moleculele mai mari au puncte de fierbere mai ridicate. Iodul este solid la temperatura camerei, în timp ce fluorul este gaz. Ambele sunt halogeni, dar iodul are mai mulți electroni și forțe de dispersie mai puternice.

Interacțiunile dipol-dipol apar între moleculele polare. Capătul parțial pozitiv al unei molecule atrage capătul parțial negativ al celeilalte. Legăturile de hidrogen sunt un caz special, mai puternic, de interacțiune dipol-dipol. Ele apar atunci când hidrogenul este legat de azot, oxigen sau fluor. Sunt responsabile pentru punctul de fierbere ridicat al apei și pentru dubla spirală a ADN-ului.

Forțele van der Waals sunt importante în biologie, știința materialelor și chimie. Ele țin împreună straturile de grafit, permit gecko-urilor să se cațere pe pereți și determină modul în care medicamentele se leagă de țintele lor. Sunt slabe individual, dar colectiv sunt puternice.