Molekyler attraherar varandra även när de inte är bundna. Dessa svaga attraktionskrafter kallas Van der Waals-krafter, uppkallade efter Johannes Diderik van der Waals, som beskrev dem på 1800-talet. De inkluderar dipol-dipol-interaktioner, dipolinducerade dipol-interaktioner och Londondispersionskrafter. De är svagare än kovalenta eller joniska bindningar, men de bestämmer kokpunkter, smältpunkter och de fysikaliska egenskaperna hos många ämnen.

Londons dispersionskrafter är de svagaste och mest universella. De uppstår från tillfälliga fluktuationer i elektrondensiteten som skapar momentana dipoler. Dessa dipoler inducerar dipoler i närliggande molekyler, vilket skapar en svag attraktion. Dispersionskrafterna ökar med molekylstorlek och ytarea. Det är därför större molekyler har högre kokpunkter. Jod är ett fast ämne vid rumstemperatur, medan fluor är en gas. Båda är halogener, men jod har fler elektroner och starkare dispersionskrafter.

Dipol-dipol-interaktioner sker mellan polära molekyler. Den partiellt positiva änden av en molekyl attraherar den partiellt negativa änden av en annan. Vätebindningar är ett speciellt, starkare fall av dipol-dipol-interaktion. De uppstår när väte binds till kväve, syre eller fluor. De är ansvariga för vattnets höga kokpunkt och DNA:ts dubbelhelix.

Van der Waals-krafter är viktiga inom biologi, materialvetenskap och kemi. De håller ihop grafitlagren, gör det möjligt för geckos att klättra på väggar och avgör hur läkemedel binder till sina mål. De är svaga individuellt, men tillsammans är de kraftfulla.