Основных типов химических связей три — ковалентная, ионная и метал­лическая. Но иногда важную роль могут играть довольно слабые силы, действующие между молекулами. Эти­ми силами в основном определяют­ся температуры плавления и кипения веществ, а также некоторые их хими­ческие свойства.

Все молекулы электрически нейт­ральны. Однако во многих из них центры отрицательных и положи­тельных зарядов находятся в разных местах. В таких случаях молекулу на­зывают диполем. Полярные молекулы легко притягиваются друг к другу.

Правда, взаимодействие диполей относительно слабое: его энергия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между центрами молекул Е~ 1/r⁶ (для сравнения: энер­гия кулоновского взаимодействия Е~1/r). Поэтому оно проявляется главным образом в твёрдом и жидком состояниях, когда расстояния между молекулами намного меньше, чем в газе. В твёрдом состоянии молекуляр­ные диполи ориентированы так, что положительные полюса одних макси­мально приближены к отрицатель­ным полюсам других.

В отличие от полярных молекул, в неполярных разделения зарядов нет, и электронная плотность распределена более или менее равномерно. Однако внутри молекулы из-за флуктуаций (колебаний) электронной плотности могут возникать и исчезать частичные заряды, которые порождают такие же заряды в соседних молекулах. Благода­ря появлению таких «мгновенных диполей» между ними возникает при­тяжение или отталкивание. Это взаи­модействие называется индукционным или дисперсионным. Оно суще­ствует между любыми молекулами. Его энергия обратно пропорцио­нальна шестой степени расстояния (Е~ 1/r⁶) и увеличивается с ростом молекулярной массы. Так, дисперси­онное взаимодействие между молеку­лами галогенов быстро убывает в ря­ду I₂ — Вr₂ — Сl₂. Молекулы иода при комнатной температуре прочно связа­ны друг с другом и образуют твёрдое вещество, в броме они взаимодейству­ют слабее, а в хлоре ещё слабее, поэ­тому бром — жидкость, а хлор — газ.

Большой вклад в создание теории диполь-дипольного и дисперсион­ного взаимодействий внёс нидер­ландский физик Йоханнес Дидерик Ван-дер-Ваальс; в честь него эти вза­имодействия были названы вандерваальсовыми.

Между некоторыми молекулами может образоваться более сильная связь. Так бывает, когда молекула со­держит атом водорода, соединённый ковалентной связью с атомом фтора, кислорода или азота. Любой из этих атомов оттягивает электронную плот­ность связи на себя и приобретает частичный отрицательный заряд, со­общая атому водорода равный по ве­личине положительный заряд.

В результате положительно заря­женный атом водорода одной моле­кулы притягивается к отрицательно заряженному атому фтора, кислоро­да или азота другой молекулы. Это притяжение имеет частично электро­статический (кулоновский), частично ковалентный характер. Такую связь называют водородной.

Водородная связь прочнее вандерваальсовой, но обычно намного слабее ковалентной связи. Она игра­ет огромную роль в природе. Именно водородная связь отвечает за структу­ру воды, льда, белков, нуклеиновых ки­слот. Благодаря водородным связям в жидкой воде и даже в парах воды су­ществуют устойчивые молекулярные ансамбли, содержащие десятки моле­кул Н₂О. В 1991 г. в парах воды были обнаружены частицы, в которых ион Н₃О⁺ окружён двадцатью (!) молекула­ми Н₂О, соединёнными между собой водородными связями.