Kemiassa molekyylien väliset voimat kuvaavat erilaisia sähköstaattisia voimia, joita on atomien ja molekyylien välillä. Näitä voimia ovat ionidipolivoimat, vetysidos, dipoli-dipolivoimat ja Lontoon dispersiovoimat. Vaikka nämä voimat ovat yleensä paljon heikompia kuin ioniset tai kovalenttiset sidokset, niillä voi silti olla suuri vaikutus nesteiden, kiintoaineiden tai liuosten fysikaalisiin ominaisuuksiin.
Kaikki molekyylien väliset voimat ovat luonteeltaan sähköstaattisia. Tämä tarkoittaa, että näiden voimien mekaniikka riippuu varautuneiden lajien, kuten ionien ja elektronien, vuorovaikutuksista. Sähköstaattisiin voimiin liittyvät tekijät, kuten elektronegatiivisuus, dipolimomentit, ionivaraukset ja elektroniparit, voivat vaikuttaa suuresti minkä tahansa kahden tietyn kemiallisen lajin välisten molekyylien välisten voimien tyyppeihin.
Ionidipolivoimat ovat läsnä ionien ja polaaristen molekyylien päissä olevien varausten välillä. Polaariset molekyylit ovat dipoleja ja niillä on positiivinen pää ja negatiivinen pää. Positiivisesti varautuneet ionit vetävät dipolin negatiiviseen päähän ja negatiivisesti varautuneet ionit vetävät dipolin positiiviseen päähän. Tällaisen molekyylien välisen vetovoiman vahvuus kasvaa ionivarauksen kasvaessa ja dipolimomenttien kasvaessa. Tämä erityinen voima esiintyy yleisesti ionisissa aineissa, jotka on liuotettu polaarisiin liuottimiin.
Neutraaleilla molekyyleillä ja atomeilla molekyylien välisiä voimia, joita voi esiintyä, ovat dipoli-dipolivoimat, vetysidos ja Lontoon dispersiovoimat. Nämä joukot muodostavat van der Waals -joukot, jotka on nimetty Johannes van der Waalsin mukaan. Yleensä ne ovat heikompia kuin ionidipolivoimat.
Dipoli-dipolivoimat syntyvät, kun polaarisen molekyylin positiivinen pää lähestyy toisen polaarisen molekyylin negatiivista päätä. Voima itsessään riippuu molekyylien läheisyydestä. Mitä kauempana molekyylit ovat, sitä heikommat dipoli-dipolivoimat. Voiman suuruus voi myös kasvaa napaisuuden kasvaessa.
Lontoon dispersiovoimia voi esiintyä sekä ei-polaaristen että polaaristen kemiallisten lajien välillä. Ne on nimetty löytäjän Fritz Londonin kunniaksi. Itse voima johtuu hetkellisten dipolien muodostumisesta; nämä voidaan selittää elektronien liikkeellä kemiallisissa lajeissa.
Välittömät dipolit syntyvät, kun yhden kemiallisen lajin ympärillä olevat elektronit vetävät puoleensa toisen kemiallisen lajin ytimeen. Yleensä Lontoon dispersiovoimat ovat suurempia suurille molekyyleille, koska suurilla molekyyleillä on enemmän elektroneja. Esimerkiksi suurilla halogeeneilla ja jalokaasuilla on tämän vuoksi korkeammat kiehumispisteet kuin pienillä halogeeneilla ja jalokaasuilla.
Vetysidoksia esiintyy polaarisen sidoksen vetyatomien ja jakamattomien elektroniparien välillä pienillä elektronegatiivisilla ioneilla tai atomeilla. Tämäntyyppinen molekyylien välinen voima nähdään usein vetyatomien ja fluorin, hapen tai typen välillä. Vetysidoksia löytyy vedestä ja ne ovat vastuussa veden korkeasta kiehumispisteestä.
Molekyylien välisillä voimilla voi olla syvällinen vaikutus kemiallisen lajin fyysisiin ominaisuuksiin. Tyypillisesti korkeat kiehumispisteet, sulamispisteet ja viskositeetti liittyvät suuriin molekyylien välisiin voimiin. Vaikka nämä molekyylien väliset vetovoimat ovat paljon heikompia kuin kovalenttiset ja ioniset sidokset, ne ovat edelleen tärkeitä kuvattaessa kemiallisten lajien käyttäytymistä.