Van der Waals-krachten, relatief zwakke elektrische krachten die neutrale moleculen naar elkaar toe trekken in gassen, in vloeibaar gemaakte en gestolde gassen en in bijna alle organische vloeistoffen en vaste stoffen . De krachten zijn genoemd naar de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik van der Waals, die in 1873 voor het eerst deze intermoleculaire krachten postuleerde bij het ontwikkelen van een theorie om de eigenschappen van echte gassen te verklaren. Vaste stoffen die bij elkaar worden gehouden door van der Waals-krachten hebben karakteristiek lagere smeltpunten en zijn zachter dan die bij elkaar worden gehouden door de sterkere ionische, covalente en metallische bindingen.
Van der Waals-krachten kunnen voortkomen uit drie bronnen. Ten eerste kunnen de moleculen van sommige materialen, hoewel elektrisch neutraal, permanente elektrische dipolen zijn. Vanwege een vaste vervorming in de verdeling van elektrische lading in de structuur van sommige moleculen, is de ene kant van een molecuul altijd enigszins positief en de andere kant enigszins negatief. De neiging van dergelijke permanente dipolen om met elkaar uit te lijnen, resulteert in een netto aantrekkingskracht. Ten tweede verstoort de aanwezigheid van moleculen die permanente dipolen zijn, tijdelijk de elektronenlading in andere nabijgelegen polaire of niet-polaire moleculen, waardoor verdere polarisatie wordt geïnduceerd. Een extra aantrekkingskracht ontstaat door de interactie van een permanente dipool met een naburige geïnduceerde dipool. Ten derde, hoewel geen moleculen van een materiaal permanente dipolen zijn (bijv. In het edelgas argon of het organische vloeibare benzeen), bestaat er een aantrekkingskracht tussen de moleculen, waardoor condensatie tot de vloeibare toestand bij voldoende lage temperaturen wordt veroorzaakt.
Encyclopædia Britannica, Inc.
De aard van deze aantrekkingskracht in moleculen , die kwantummechanica vereist voor de juiste beschrijving ervan, werd voor het eerst erkend (1930) door de in Polen geboren natuurkundige Fritz London, die het herleidde tot elektronenbeweging binnen moleculen. London wees erop dat het centrum van negatieve lading van de elektronen en het centrum van positieve lading van de atoomkernen op geen enkel moment waarschijnlijk zouden samenvallen. De fluctuatie van elektronen maakt dus moleculen in de tijd variërende dipolen, ook al kan het gemiddelde van deze instantane polarisatie over een kort tijdsinterval nul zijn. Dergelijke in de tijd variërende dipolen, of instantane dipolen, kunnen zichzelf niet oriënteren in uitlijning om rekening te houden met de feitelijke aantrekkingskracht, maar ze veroorzaken wel goed uitgelijnde polarisatie in aangrenzende moleculen, wat resulteert in aantrekkingskracht. Deze specifieke interacties, of krachten, die voortkomen uit elektronfluctuaties in moleculen (bekend als London-krachten of dispersiekrachten) zijn zelfs aanwezig tussen permanent polaire moleculen en leveren in het algemeen de grootste van de drie bijdragen aan intermoleculaire krachten.