แรงระหว่างโมเลกุล

แรงระหว่างโมเลกุล (IMF; หรือ แรงรอง) คือแรงที่ทำหน้าที่เป็นตัวกลางในการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุล รวมถึง แรงแม่เหล็กไฟฟ้า ที่ดึงดูดหรือผลักกันระหว่างอะตอมและอนุภาคที่อยู่ใกล้เคียง เช่น อะตอม หรือ ไอออน แรงระหว่างโมเลกุลอ่อนกว่า แรงภายในโมเลกุล – แรงที่ยึดโยงโมเลกุลเข้าด้วยกัน เช่น พันธะโควาเลนต์ ที่เกี่ยวข้องกับการแบ่งปันคู่ของอิเล็กตรอนระหว่างอะตอมซึ่งมีความแข็งแรงมากกว่าแรงที่มีอยู่ระหว่างโมเลกุลที่อยู่ใกล้เคียง ทั้งสองชุดของแรงเหล่านี้เป็นส่วนสำคัญของ สนามแรง ที่ใช้บ่อยใน กลศาสตร์โมเลกุล
การอ้างอิงแรกเกี่ยวกับธรรมชาติของแรงจุลภาคพบได้ในงานของ อาแล็กซี แกลโร เรื่อง Théorie de la figure de la Terre ซึ่งเผยแพร่ในกรุงปารีสในปี 1743 นักวิทยาศาสตร์อื่น ๆ ที่มีส่วนร่วมในการศึกษาค้นคว้าเกี่ยวกับแรงจุลภาค ได้แก่: ปีแยร์-ซีมง ลาปลัส, คาร์ล ฟรีดริช เกาส์, เจมส์ เคลิร์ก แมกซ์เวลล์, ลูทวิช บ็อลทซ์มัน และ ไลนัส พอลิง
แรงระหว่างโมเลกุลที่ดึงดูดจะถูกจัดประเภทเป็นประเภทต่าง ๆ ดังนี้:- พันธะไฮโดรเจน- แรงไอออน–ไดพอลและแรงไอออน–ไดพอลที่กระตุ้น- ปฏิสัมพันธ์แคเทียน–π, σ–π และ π–π- แรงแวนเดอร์วาลส์ – แรงเคซอม, แรงเดบี และ แรงกระจัดกระจายของลอนดอน- พันธะแคเทียน–แคเทียน- สะพานเกลือ (โปรตีนและซูเปอร์โมเลกุล)
ข้อมูลเกี่ยวกับแรงระหว่างโมเลกุลได้รับจากการวัดค่ามาตรฐานเช่น ความหนืด, ข้อมูล ความดัน, ปริมาตร, อุณหภูมิ (PVT) ความเชื่อมโยงกับแง่มุมจุลภาคมีให้โดย สัมประสิทธิ์วิเรียล และ ศักย์คู่ระหว่างโมเลกุล, เช่น ศักย์มิเยอ, ศักย์บัคกิงแฮม หรือ ศักย์เลนนาร์ด-โจนส์
ในความหมายที่กว้างที่สุด, การปฏิสัมพันธ์เหล่านี้หมายถึงปฏิสัมพันธ์ระหว่างอนุภาคใด ๆ (โมเลกุล, อะตอม, ไอออน และ ไอออนโมเลกุล) ที่ไม่เกิดการสร้างพันธะเคมี เช่น พันธะไอออนิก, โควาเลนต์ หรือโลหะ กล่าวอีกนัยหนึ่ง, การปฏิสัมพันธ์เหล่านี้อ่อนแอกว่าพันธะโควาเลนต์และไม่ทำให้โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอนุภาคที่ปฏิสัมพันธ์เกิดการเปลี่ยนแปลงอย่างมีนัยสำคัญ (สิ่งนี้เป็นความจริงบางส่วน เช่น ทุกปฏิกิริยา เอนไซม์ และ การเร่งปฏิกิริยา เริ่มต้นด้วยการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลที่อ่อนแอกับซับสเตรตและเอนไซม์ หรือโมเลกุลที่มี ตัวเร่งปฏิกิริยา, แต่การปฏิสัมพันธ์อ่อนแอหลายครั้งที่มีการจัดเรียงทางกายภาพที่จำเป็นของศูนย์กิจกรรมของเอนไซม์ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสถานะพลังงานของโมเลกุลหรือซับสเตรต, ซึ่งนำไปสู่การแตกของพันธะเคมีบางส่วนและการสร้างพันธะเคมีอื่น ๆ. ในทางเคร่งครัด, ปฏิกิริยาเอนไซม์ทั้งหมดเริ่มต้นด้วยการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลระหว่าง ซับสเตรต และเอนไซม์, ดังนั้นความสำคัญของการปฏิสัมพันธ์เหล่านี้จึงสูงมากใน ชีวเคมี และ ชีววิทยาโมเลกุล,  และเป็นพื้นฐานของ เอนไซม์)

**การสร้างพันธะไฮโดรเจน**
พันธะไฮโดรเจน เป็นรูปแบบที่รุนแรงของพันธะไดพอล-ไดพอล หมายถึงการดึงดูดระหว่างอะตอมของ ไฮโดรเจน ที่เชื่อมต่อกับธาตุที่มี ค่าอิเล็กโตรเนกาติวิตี สูง ซึ่งโดยปกติจะเป็น ไนโตรเจน, ออกซิเจน, หรือ ฟลูออรีน พันธะไฮโดรเจนมักอธิบายว่าเป็นปฏิสัมพันธ์ไดโพล - ไดโพลไฟฟ้าสถิตที่แข็งแกร่ง อย่างไรก็ตาม พันธะไฮโดรเจน ยังมีคุณสมบัติบางประการของพันธะโควาเลนต์อีกด้วย นั่นคือ มีทิศทาง แข็งแกร่งกว่า ปฏิสัมพันธ์ แรงแวนเดอร์วาลส์สร้างระยะห่างระหว่างอะตอมสั้นกว่าผลรวมของรัศมีแรงแวนเดอร์วาลส์และมักเกี่ยวข้องกับคู่ปฏิสัมพันธ์จำนวนจำกัด ซึ่งสามารถตีความได้ว่าเป็นวาเลนซ์ชนิดหนึ่ง จำนวนพันธะไฮโดรเจนที่เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลจะเท่ากับจำนวนคู่ที่ใช้งาน โมเลกุลที่บริจาคไฮโดรเจนเรียกว่าโมเลกุลผู้บริจาค ในขณะที่โมเลกุลที่มีคู่โดดเดี่ยวที่เข้าร่วมในการสร้างพันธะไฮโดรเจนเรียกว่าโมเลกุลตัวรับ จำนวนคู่ที่ใช้งานอยู่จะเท่ากับจำนวนร่วมระหว่างจำนวนไฮโดรเจนที่ผู้ให้มีและจำนวนคู่โดดเดี่ยวที่ผู้รับมี
การสร้างพันธะไฮโดรเจนในน้ำ
แม้ว่าในแผนภาพจะไม่ได้แสดงให้เห็น แต่โมเลกุลของน้ำมีพันธะที่ใช้งานได้สี่พันธะ คู่โดดของอะตอมออกซิเจนสองคู่จะมีปฏิสัมพันธ์กับไฮโดรเจนแต่ละตัว, สร้างพันธะไฮโดรเจนเพิ่มเติมสองพันธะ, และอะตอมไฮโดรเจนที่สองยังมีปฏิสัมพันธ์กับออกซิเจนที่อยู่ใกล้เคียง การสร้างพันธะไฮโดรเจนระหว่างโมเลกุลเป็นสาเหตุของจุดเดือดสูงของ น้ำ (100 °C) เมื่อเปรียบเทียบกับ กลุ่ม 16 ไฮไดรด์, ซึ่งมีความสามารถในการสร้างพันธะไฮโดรเจนน้อย การสร้างพันธะไฮโดรเจนภายในโมเลกุลมีส่วนทำให้เกิด โครงสร้างรอง, โครงสร้างตติยภูมิ, และ โครงสร้างทุติยภูมิ ของ โปรตีน และ กรดนิวคลีอิก นอกจากนี้ยังมีบทบาทสำคัญในโครงสร้างของ โพลิเมอร์, ทั้งที่เป็นสังเคราะห์และธรรมชาติ

**สะพานเกลือ**
การดึงดูดระหว่างไซต์ที่เป็นคาเทออนิกและแอนไอออนิกเป็นการปฏิสัมพันธ์ที่ไม่ใช่พันธะโควาเลนต์หรือการปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลซึ่งมักเรียกว่าการจับคู่ไอออนหรือสะพานเกลือ การดึงดูดนี้เกิดจากแรงทางไฟฟ้าสถิต แม้ว่าจะในสื่อที่เป็นน้ำการรวมตัวจะขับเคลื่อนโดยเอนโทรปีและมักจะเป็นกระบวนการดูดความร้อน เกลือส่วนใหญ่จะสร้างผลึกที่มีระยะทางที่เป็นลักษณะเฉพาะระหว่างไอออน; ตรงกันข้ามกับการปฏิสัมพันธ์ที่ไม่ใช่พันธะโควาเลนต์อื่น ๆ, สะพานเกลือไม่มีกำหนดทิศทางและมักแสดงในสถานะของแข็งที่ระยะติดต่อที่กำหนดโดยรัศมีแวนเดอร์วาลส์ของไอออน
ไอออนอนินทรีย์และไอออนอินทรีย์แสดงสะพานเกลือในน้ำที่มีความแรงไอออนิกปานกลาง I ค่า ΔG ของการรวมตัว 1:1 ระหว่างแอนไอออนและคาเทออนประมาณ 5 ถึง 6 kJ/mol แทบจะไม่ขึ้นอยู่กับธรรมชาติ (ขนาด, ความสามารถในการสร้างอิเล็กตรอน, ฯลฯ) ของไอออน ค่า ΔG เป็นไปตามค่าเฉลี่ยและประมาณเป็นฟังก์ชันเชิงเส้นของประจุ การปฏิสัมพันธ์ของไอโอไนฟอสเฟตที่มีประจุสองเท่ากับคาเทออนแอมโมเนียมที่มีประจุเดียวคิดเป็นประมาณ 2x5 = 10 kJ/mol. ค่า ΔG ขึ้นอยู่กับความแรงไอออนิก I ของสารละลายตามสมการเดอบาย-ฮึคเคลล์, ที่ความแรงไอออนิกเป็นศูนย์จะพบว่า ΔG = 8 kJ/mol.

**ปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล และปฏิสัมพันธ์ที่คล้ายกัน Dipole-dipole interactions**
ปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล (หรือ Keesom interactions) เป็นปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าสถิตระหว่างโมเลกุลที่มีไดโพลถาวร ปฏิสัมพันธ์นี้มีความแรงมากกว่ากำลังแรงลอนดอน (London forces) แต่จะอ่อนกว่าปฏิสัมพันธ์ไอออน–ไอออนเนื่องจากเกี่ยวข้องกับประจุบางส่วนเท่านั้น ปฏิสัมพันธ์นี้ทำให้โมเลกุลเรียงตัวเพื่อเพิ่มการดึงดูด (ลด พลังงานศักย์) ตัวอย่างของปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล สามารถเห็นได้ใน ไฮโดรเจนคลอไรด์ (HCl) : ขั้วบวกของโมเลกุลขั้วจะดึงดูดขั้วลบของโมเลกุลอื่นและมีอิทธิพลต่อตำแหน่งของมัน โมเลกุลที่มีขั้วมีการดึงดูดสุทธิระหว่างกัน ตัวอย่างของโมเลกุลที่มีขั้วรวมถึง ไฮโดรเจนคลอไรด์ (HCl) และ คลอโรฟอร์ม (CHCl3)

บ่อยครั้งที่โมเลกุลประกอบด้วยกลุ่มของอะตอมที่มีขั้ว แต่ไม่มี โมเมนต์ขั้ว โดยรวมของโมเลกุลทั้งหมด สิ่งนี้เกิดขึ้นหากมีความสมมาตรภายในโมเลกุลที่ทำให้ขั้วต่าง ๆ ยกเลิกกัน โมเลกุลเช่น เตตระคลอโรมีเทน และ คาร์บอนไดออกไซด์ จัดอยู่ในประเภทนี้ ปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพล ระหว่างอะตอมสองตัวจะเป็นศูนย์ โดยปกติแล้วอะตอมจะไม่พกพาไดโพลถาวร
ปฏิสัมพันธ์คีสัม เป็นกำลังแรงแวนเดอร์วาลส์ (van der Waals force) ซึ่งจะได้รับการอภิปรายเพิ่มเติมในหัวข้อ "กำลังแรงลอนดอน

**ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วและไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำ**
ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วและไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำคล้ายกับปฏิสัมพันธ์แบบไดโพล–ไดโพลและไดโพล–ไดโพลที่เหนี่ยวนำ แต่เกี่ยวข้องกับไอออนแทนที่จะเป็นโมเลกุลขั้วและโมเลกุลที่ไม่ขั้วเท่านั้น ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วและไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำมีความแข็งแรงมากกว่าปฏิสัมพันธ์ไดโพล–ไดโพล เนื่องจากประจุของไอออนมีค่ามากกว่าประจุของโมเมนต์ขั้ว การจับคู่ไอออน–ขั้วมีความแข็งแรงมากกว่าการจับคู่ไฮโดรเจน
ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วประกอบด้วยไอออนและโมเลกุลขั้วที่ทำปฏิสัมพันธ์ โดยเรียงตัวกันเพื่อให้กลุ่มขั้วบวกและขั้วลบอยู่ใกล้กันที่สุดเพื่อให้มีการดึงดูดสูงสุด ตัวอย่างที่สำคัญของปฏิสัมพันธ์นี้คือการให้ความชุ่มชื้นกับไอออนในน้ำ ซึ่งทำให้เกิด เอนทัลพีการให้ความชุ่มชื้น โมเลกุลน้ำขั้วจะล้อมรอบไอออนในน้ำ และพลังงานที่ปล่อยออกมาขณะกระบวนการนี้เรียกว่าเอนทัลพีการให้ความชุ่มชื้น ปฏิสัมพันธ์นี้มีความสำคัญอย่างยิ่งในการอธิบายความเสถียรของไอออนต่าง ๆ (เช่น Cu2+) ในน้ำ
ปฏิสัมพันธ์ไอออน–ขั้วที่เหนี่ยวนำประกอบด้วยไอออนและโมเลกุลที่ไม่ขั้วที่ทำปฏิสัมพันธ์ คล้ายกับปฏิสัมพันธ์ไดโพล–ขั้วที่เหนี่ยวนำ, ประจุของไอออนจะทำให้เกิดการบิดเบือนของเมฆอิเล็กตรอนบนโมเลกุลที่ไม่ขั้ว

**แรงแวนเดอร์วาลส์**
แรงแวนเดอร์วาลส์เกิดจากการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างอะตอมหรือโมเลกุลที่ไม่มีประจุ ซึ่งไม่เพียงแต่ทำให้เกิดปรากฏการณ์เช่นการยึดเกาะของระยะที่ควบแน่นและการดูดซับทางกายภาพของก๊าซ แต่ยังเป็นแรงดึงดูดทั่วไประหว่างวัตถุขนาดมหภาค

**แรงคีสัม (แรงคู่ – คู่ถาวร) Keesom force**
การมีส่วนร่วมแรกของแรงแวนเดอร์วาลส์มาจากการมีปฏิสัมพันธ์ทางอิเล็กทริกระหว่างคู่ถาวรที่หมุน, คู่สี่เหลี่ยม (โมเลกุลทั้งหมดที่มีความสมมาตรต่ำกว่าคิวบิก) และมัลติโพลส์ ซึ่งเรียกว่า แรงคีสัม ตามชื่อของ วิลเลิม เฮนดริค คีสัม แรงเหล่านี้เกิดจากการดึงดูดระหว่างคู่ถาวร (โมเลกุลที่มีคู่ดิปอล) และขึ้นอยู่กับอุณหภูมิและขึ้นอยู่กับอุณหภูมิ
แรงคีสัมประกอบด้วยการมีปฏิสัมพันธ์ที่ดึงดูดระหว่างคู่ดิปอลที่ถูกเฉลี่ยตามสภาพแวดล้อมของการหมุนที่แตกต่างกันของคู่ดิปอล โดยสมมติว่าโมเลกุลหมุนอยู่ตลอดเวลาและไม่ถูกล็อกเข้าที่ นี่เป็นสมมติฐานที่ดี แต่ในบางจุดโมเลกุลจะถูกล็อกเข้าที่ พลังงานของการมีปฏิสัมพันธ์แบบคีสัมขึ้นอยู่กับกำลังที่กลับกันของระยะห่างในลำดับที่หก แตกต่างจากพลังงานการมีปฏิสัมพันธ์ของคู่ดิปอลที่ตั้งอยู่ซึ่งขึ้นอยู่กับกำลังที่กลับกันของระยะห่างในลำดับที่สาม การมีปฏิสัมพันธ์แบบคีสัมสามารถเกิดขึ้นได้เฉพาะในโมเลกุลที่มีโมเมนต์ดิปอลถาวรเท่านั้น กล่าวคือ โมเลกุลที่มีขั้วสองตัว นอกจากนี้ การมีปฏิสัมพันธ์แบบคีสัมยังเป็นแรงแวนเดอร์วาลส์ที่อ่อนแอมากและไม่เกิดขึ้นในสารละลายที่เป็นน้ำซึ่งมีอิเล็กโทรไลต์ การมีปฏิสัมพันธ์ที่เฉลี่ยมุมให้ได้ตามสมการต่อไปนี้:
 
โดยที่ d = โมเมนต์ดิปอลไฟฟ้า,  = การอิมพิทิตีของพื้นที่ว่าง,  = ค่าคงที่ของไดอิเล็กทริกของวัสดุรอบข้าง, T = อุณหภูมิ,  = ค่าคงที่ของโบลท์ซมาน, และ r = ระยะห่างระหว่างโมเลกุลระยะห่างระหว่างโมเลกุล

**แรงเดอบีย์ (คู่ถาวร–คู่ที่เหนี่ยวนำ) Debye force**
การมีส่วนร่วมครั้งที่สองคือการเหนี่ยวนำ (ซึ่งยังเรียกว่า การทำให้มีขั้ว) หรือแรงเดอบีย์ ซึ่งเกิดจากการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างคู่ถาวรที่หมุนและการทำให้มีขั้วของอะตอมหรือโมเลกุล (คู่ที่เหนี่ยวนำ) คู่ที่เหนี่ยวนำจะเกิดขึ้นเมื่อโมเลกุลที่มีคู่ถาวรดึงอิเล็กตรอนของโมเลกุลอีกตัวหนึ่งออกไป โมเลกุลที่มีคู่ถาวรสามารถทำให้เกิดคู่ดิปอลในโมเลกุลที่ใกล้เคียงและทำให้เกิดการดึงดูดซึ่งกันและกัน แรงเดอบีย์ไม่สามารถเกิดขึ้นระหว่างอะตอม แรงระหว่างคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำและคู่ดิปอลถาวรจะไม่ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิเท่ากับปฏิสัมพันธ์คีสัม เนื่องจากคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำสามารถเคลื่อนที่และหมุนไปรอบ ๆ โมเลกุลขั้ว การเหนี่ยวนำของเดอบีย์และผลการจัดท่าของคีสัมเรียกว่า การมีปฏิสัมพันธ์ขั้วการมีปฏิสัมพันธ์ขั้ว
แรงดึงดูดของคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำมาจากการเหนี่ยวนำ (หรือที่เรียกว่า การทำให้มีขั้ว), ซึ่งเป็นการดึงดูดระหว่างมัลติโพลถาวรในโมเลกุลหนึ่งกับคู่ที่เหนี่ยวนำ (โดยมัลติโพลในโมเลกุลแรก) ในอีกโมเลกุลหนึ่ง. การมีปฏิสัมพันธ์นี้เรียกว่า แรงเดอบีย์ ตามชื่อของ ปีเตอร์ เดบี
ตัวอย่างหนึ่งของการมีปฏิสัมพันธ์จากการเหนี่ยวนำระหว่างคู่ดิปอลถาวรและคู่ดิปอลที่เหนี่ยวนำคือการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่าง HCl และ Ar ในระบบนี้ Ar ประสบกับการดึงดูดคู่ดิปอลเมื่ออิเล็กตรอนของมันถูกดึงดูด (ไปยังด้าน H ของ HCl) หรือถูกผลัก (ออกจากด้าน Cl ของ HCl) โดย HClHCl การมีปฏิสัมพันธ์ที่เฉลี่ยมุมให้ได้ตามสมการต่อไปนี้:
 
โดยที่  = ความสามารถในการทำให้มีขั้ว
การมีปฏิสัมพันธ์ประเภทนี้สามารถเกิดขึ้นระหว่างโมเลกุลที่มีขั้วและโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว/สมมาตร การมีปฏิสัมพันธ์จากการเหนี่ยวนำอ่อนแอกว่าการมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างคู่ดิปอล แต่แข็งแรงกว่าการมีปฏิสัมพันธ์ของ แรงลอนดอน

**แรงลอนดอน (ปฏิสัมพันธ์คู่ที่ผันแปร–คู่ที่เหนี่ยวนำ)**
การมีส่วนร่วมครั้งที่สามและโดดเด่นที่สุดคือแรงกระจายหรือแรงลอนดอน (ปฏิสัมพันธ์คู่ที่ผันแปร–คู่ที่เหนี่ยวนำ) ซึ่งเกิดจากการมีช่วงเวลาเป็นคู่ดิปอลที่ไม่เป็นศูนย์ในอะตอมและโมเลกุลทั้งหมด การทำให้มีขั้วนี้สามารถเกิดขึ้นได้ทั้งจากโมเลกุลที่มีขั้วหรือจากการผลักดันของเมฆอิเล็กตรอนที่มีประจุลบในโมเลกุลที่ไม่มีขั้ว ดังนั้น การมีปฏิสัมพันธ์ลอนดอนเกิดจากการเปลี่ยนแปลงแบบสุ่มของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในเมฆอิเล็กตรอน อะตอมที่มีอิเล็กตรอนจำนวนมากจะมีแรงลอนดอนที่เกี่ยวข้องมากกว่าอะตอมที่มีอิเล็กตรอนน้อยกว่า แรงกระจาย (ลอนดอน) เป็นองค์ประกอบที่สำคัญที่สุดเพราะว่าวัสดุทั้งหมดสามารถทำให้มีขั้วได้ ในขณะที่แรงคีสัมและเดอบีย์ต้องการคู่ดิปอลถาวร การมีปฏิสัมพันธ์ลอนดอนเป็นสากลและมีอยู่ในปฏิสัมพันธ์อะตอม-อะตอมเช่นกัน ด้วยเหตุผลหลายประการ การมีปฏิสัมพันธ์ลอนดอน (การกระจาย) ถูกพิจารณาว่าเกี่ยวข้องกับปฏิสัมพันธ์ระหว่างวัตถุขนาดมหึมาในระบบที่มีการควบแน่น ทฤษฎีฮาเมเกอร์ ได้พัฒนาทฤษฎีของ van der Waals ระหว่างวัตถุขนาดมหึมาในปี 1937 และแสดงให้เห็นว่าการรวมกันของการมีปฏิสัมพันธ์เหล่านี้ทำให้พวกมันมีระยะยาวมากขึ้น

**ความแข็งแรงสัมพัทธ์ของแรง**
การเปรียบเทียบนี้เป็นเพียงประมาณการณ์ ความแข็งแรงสัมพัทธ์ที่แท้จริงจะขึ้นอยู่กับโมเลกุลที่เกี่ยวข้อง ตัวอย่างเช่น การมีน้ำสามารถสร้างปฏิสัมพันธ์ที่แข่งขันกันซึ่งทำให้ความแข็งแรงของพันธะไอออนิกและพันธะไฮโดรเจนลดลงอย่างมาก เราอาจพิจารณาว่าสำหรับระบบที่คงที่ พันธะไอออนิก และ พันธะโควาเลนต์ จะมีความแข็งแรงเสมอมากกว่าความแรงระหว่างโมเลกุลในสารใด ๆ แต่ไม่เป็นเช่นนั้นสำหรับระบบที่เคลื่อนไหวขนาดใหญ่ เช่น โมเลกุลของ เอนไซม์ ที่มีปฏิสัมพันธ์กับโมเลกุลของ ซับสเตรต ที่นี่พันธะภายในโมเลกุลจำนวนมาก (โดยมากคือ พันธะไฮโดรเจน) จะสร้างสถานะกลางที่มีปฏิกิริยาซึ่งพันธะระหว่างโมเลกุลจะทำให้พันธะโควาเลนต์บางตัวถูกทำลาย ในขณะที่พันธะอื่น ๆ ถูกสร้างขึ้น ซึ่งเป็นวิธีการดำเนินการของปฏิกิริยาเอนไซม์หลายพันรายการที่สำคัญสำหรับ สิ่งมีชีวิต

**ผลกระทบต่อพฤติกรรมของก๊าซ**
แรงระหว่างโมเลกุลจะเป็นแรงผลักในระยะใกล้และแรงดึงในระยะไกล (ดูที่ พลังงานแบบลินเนิร์ด-โจนส์) ในก๊าซ, แรงผลักมีผลหลักในการป้องกันไม่ให้โมเลกุลสองตัวอยู่ในปริมาตรเดียวกัน สิ่งนี้ทำให้ก๊าซจริงมีแนวโน้มที่จะใช้ปริมาตรมากกว่าก๊าซที่เป็นอุดมคติที่อุณหภูมิและความดันเดียวกัน แรงดึงดึงโมเลกุลเข้าหากันและทำให้ก๊าซจริงมีแนวโน้มที่จะใช้ปริมาตรที่น้อยกว่าก๊าซที่เป็นอุดมคติ ซึ่งการมีความสำคัญของปฏิสัมพันธ์ที่มากกว่านั้นขึ้นอยู่กับอุณหภูมิและความดัน (ดูที่ ปัจจัยการบีบอัด)
ในก๊าซ, ระยะห่างระหว่างโมเลกุลมักจะใหญ่ ดังนั้นแรงระหว่างโมเลกุลจึงมีผลน้อย แรงดึงไม่ถูกเอาชนะโดยแรงผลัก แต่โดย พลังงานความร้อน ของโมเลกุล อุณหภูมิ เป็นการวัดพลังงานความร้อน ดังนั้นการเพิ่มอุณหภูมิจะลดผลกระทบของแรงดึง ในทางตรงกันข้าม, ผลกระทบของแรงผลักจะไม่ได้รับผลกระทบจากอุณหภูมิ
เมื่อก๊าซถูกบีบอัดเพื่อเพิ่มความหนาแน่น, ผลกระทบของแรงดึงจะเพิ่มขึ้น หากก๊าซมีความหนาแน่นเพียงพอ, แรงดึงอาจมีขนาดใหญ่พอที่จะเอาชนะแนวโน้มของการเคลื่อนไหวของโมเลกุลที่เกิดจากความร้อนให้กระจายออกไป จากนั้นก๊าซอาจควบแน่นกลายเป็นของแข็งหรือของเหลว กล่าวคือ, ระยะของการควบแน่น อุณหภูมิที่ต่ำกว่าช่วยให้เกิดการควบแน่น ในระยะที่ควบแน่น, จะมีการสมดุลระหว่างแรงดึงและแรงผลักแทบทั้งหมด

**ทฤษฎีทางกลควอนตัม**
แรงระหว่างโมเลกุลที่สังเกตได้ระหว่างอะตอมและโมเลกุลสามารถอธิบายได้แบบปรากฏการณ์ว่าเกิดขึ้นระหว่างขั้วถาวรและขั้วชั่วคราว ตามที่ได้กล่าวไว้ข้างต้น นอกจากนี้ยังสามารถค้นหาทฤษฎีพื้นฐานที่สามารถอธิบายประเภทต่าง ๆ ของปฏิสัมพันธ์ เช่น พันธะไฮโดรเจน, แรงแวนเดอร์วาลส์ และ ปฏิสัมพันธ์ไดโพลแม่เหล็ก-ไดโพล โดยปกติแล้วจะทำได้โดยการใช้แนวคิดของ กลศาสตร์ควอนตัม กับโมเลกุล และทฤษฎีการรบกวนของเรย์ลี–ชเรอดิงเงอร์ได้มีประสิทธิภาพอย่างยิ่งในเรื่องนี้ เมื่อใช้กับวิธีการ เคมีควอนตัม ที่มีอยู่ การอธิบายทางกลควอนตัมของปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลจะให้วิธีการประมาณมากมายที่สามารถใช้วิเคราะห์ปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุล หนึ่งในวิธีที่มีประโยชน์ในการมองเห็นปฏิสัมพันธ์ระหว่างโมเลกุลชนิดนี้ที่เราสามารถพบได้ในเคมีควอนตัมคือ ดัชนีปฏิสัมพันธ์ที่ไม่ใช่พันธะโควาเลนต์ ซึ่งอิงจากความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในระบบ แรงดิสเพอร์ชันของลอนดอนมีบทบาทสำคัญในเรื่องนี้
เกี่ยวกับความหนาแน่นของอิเล็กตรอน วิธีการใหม่ที่อิงจากวิธีการเกรเดียนต์ของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนได้เกิดขึ้นในปัจจุบัน โดยเฉพาะอย่างยิ่งกับการพัฒนา IBSI (Intrinsic Bond Strength Index)  ที่อิงจากวิธีการ IGM (Independent Gradient Model) 

**อ้างอิง**
หมวดหมู่:แรงระหว่างโมเลกุล
หมวดหมู่:การผูกพันทางเคมี
หมวดหมู่:โยฮันเนส ดิเดริก ฟาน เดอ วาลส์