爱华网分子间作用力指存在于分子与分子之间或高分子化合物分子内官能团之间的作用力，简称分子间力。它主要包括：
范德华力：起初为了修正范德华方程而提出。普遍存在于固、液、气态任何微粒之间，与距离六次方成反比。根据来源不同又可分为：色散力（en:Londondispersionforce）：瞬时偶极之间的电性引力；取向力：固有偶极之间的电性引力；诱导力：诱导偶极与固有偶极之间的电性引力；
氢键：X-H…Y类型的作用力。
此外，新型的分子间作用力也不断有报道，包括双氢键和金键等。
范德华力也叫分子间力。分子型物质能由气态转变为液态，由液态转变为固态，这说明分子间存在着相互作用力，这种作用力称为分子间力或范德华力。分子间力有三种来源，即色散力、诱导力和取向力。色散力是分子的瞬时偶极间的作用力，它的大小与分子的变形性等因素有关。一般分子量愈大，分子内所含的电子数愈多，分子的变形性愈大，色散力亦愈大。诱导力是分子的固有偶极与诱导偶极间的作用力，它的大小与分子的极性和变形性等有关。取向力是分子的固有偶极间的作用力，它的大小与分子的极性和温度有关。极性分子的偶极矩愈大，取向力愈大；温度愈高，取向力愈小。
在极性分子间有色散力，诱导力和取向力；在极性分子与非极性分子间有色散力和诱导力；在非极性分子间只有色散力。实验证明，对大多数分子来说，色散力是主要的；只有偶极矩很大的分子(如水)，取向力才是主要的；而诱导力通常是很小的。Lewisstructure 路易斯结构
dipole-dipole 偶极－偶极（分子间引力之类的）
dative bond 配价键，配键
van der Waal forces 范德华力
London Dispersion Forces 色散力（一种分子间力）
pai bond 派键（共价键的一种）
分子间作用力和范德华力是一回事，只是不同的叫法；范德华力一般分为取向力（发生在极性分子和极性分子之间，你可以把极性分子理解为磁铁，他们之间的吸引与排斥致使他们的位置发生改变）诱导力（发生在极性分子和非极性分子之间，可以把非极性分子理解为钢铁，磁铁会通过磁化迫使钢铁带有磁性转化为磁铁并在位置上发生变化，诱导力的发生类似于此）色散力（普遍存在的作用力，虽然不对，但类似于万有引力可以方便理解）氢键（一般发生在O、N、F这类电负性强的原子跟氢原子之间，氢原子只有一个电子，生成化合键后，电子相当于给了与之化合的原子，氢原子外就相当于只存在空轨道，而O、N、F等有孤对电子，孤对电子就可能进入氢原子的空轨道，相当于想成了共价键，但其键能比真正的共价键小，只是比普通的分子间作用力大）hydrogenbond 就是氢键了,就是H由于显正电,形成质子而容易被其他外层电子比较多的原子吸引而产生的键,像O 阿,S 阿,N之类的.
dipole-dipole就是偶极与偶极之间的作用,主要就是极性分子中正负电荷中心不重合而产生了极性,这样偶极之间就有了作用力.
London dispersionforce：非极性分子间仍存在吸引力。这起因于分子内电子和原子核的不断运动，产生分子的瞬间偶极矩，并在邻近分子中诱导一个偶极矩。它们之间的相互作用产生净吸引力。1930年London应用量子力学导出了一对分子间色散能vdis的近似形式:其中I1和I2分别为分子1和2的电离能，和；为相应的极化率。此为Vander Waals引力之重要组成部分
区分:有氢的那肯定就是氢键了,极性分子就是dipole-dipole了,非极性的就是london dispersion force了.
dipole-dipole interactions 是偶极-偶极相互作用力
它比分子间的范德华引力小，可以改变高分子材料的相溶性。
dispersion force是色散力
非极性分子间也有相互作用，例如室温下苯是液体，碘、萘是固体。在低温下CI2、N2、O2甚至稀有气体也能液化。此外，对于极性分子来说，由前两种力算出的分子间作用能也比实验值小得多，说明还存在第三种力，这种力与前二种力不一样，必须根据近代量子力学原理才能正确理解它的来源和本质。由于从量子力学导出的这种力的理论公式与光色散公式相似，因此把这种力叫做色散力。色散力可能看作是分子“瞬时偶极矩”相互作用的结果。即由于电子的运动，瞬间电子的位置对原子核是不对称的，也就是说正电荷重心和负电荷重心发生瞬时的不重合，从而产生瞬时偶极。这种瞬时偶极会诱导邻近分子也产生和它相吸引的“瞬时偶极”，而且这种作用不是单方面的而是相互的。这种相互作用便是色散力。量子力学计算表明，色散力和下列因素有关：色散力和相互作用分子的变形性有关，变形性越大，色散力越大。色散力和相互作用分子的电离势有关，分子的电离势越低，色散力越大。色散力和分子间距离的7次方成反比。
总之，分子间的范德华引力有下面的一些特点：
（a）它是永远存在于分子或原子间的一种作用力。
（b）它是吸引的，其作用能大小只有每摩尔几千卡，约比化学键能小一二个数量级。例如从晶态的氩表面分离氩原子所需要的是188千卡·摩尔-1，与此相反，从Cl2分子中分离出C1原子则需要57.2千卡·摩尔-1。
（c）与共价键不同，范德华引力一般没有方向性和饱和性。
（d）范德华引力的作用范围约只有几个。
（e）范德华力有三种。
静电力和诱导力只存在于极性分子间，色散力则不管是极性或非极性分子间都存在。但对大多数分子来说色散力是主要的。物质的沸点、熔点等物理性质与分子间的作用力有关，一般说来vanderWaals力小的物质，其沸点和熔点都较低分子的稳定性不仅与总的键能，最外层是否达到8电子稳定结构，还与分子间的吸引力有关，1.ionic-dipoleforce. 2.Dipole-Dipole force.包括（hydrogenbond) 3.London force 4.Ion induce dipole或dipoleinduce dipoleforce.他们的吸引力由大到小。吸引力越强，稳定性越好，就像一对恋人一样，如果他们之间的吸引力很强，他们各自抵御诱惑的能力就越强，就会更好的在一起，更稳定
配位键
coordination bond
一种共价键。成键的两原子间共享的两个电子不是由两原子各提供一个，而是来自一个原子。例如氨和三氟化硼可以形成配位化合物：图片式中→表示配位键。在N和B之间的一对电子来自N原子上的孤对电子。
配位键是极性键，电子总是偏向一方，根据极性的强弱，或接近离子键，或接近极性共价键。在一些配合物中，除配体向受体提供电子形成普通配位键外，受体的电子也向配体转移形成反馈配键。例如Ni（CO）4中CO中碳上的孤对电子向镍原子配位形成σ配位键，镍原子的d电子则反过来流向CO的空π*反键轨道，形成四电子三中心d-pπ键，就是反馈配键。非金属配位化合物中也可能存在这种键。配位键可用以下3种理论来解释：
①价键理论。认为配体上的电子进入中心原子的杂化轨道。例如钴（Ⅲ）的配合物。〔CoF6〕3-中F的孤对电子进入Co3+的sp3d2杂化轨道，这种配合物称为外轨配合物或高自旋配合物，有4个未成对电子，因而是顺磁性的。〔Co(NH3)-6〕3+中NH3的孤对电子进入Co3+的d2sp3杂化轨道，这种配合物称为内轨配合物或低自旋配合物，由于所有电子都已成对，因而没有顺磁性而为抗磁性。
②晶体场理论。将配体看作点电荷或偶极子，同时考虑配体产生的静电场对中心原子的原子轨道能级的影响。例如，把中心原子引入位于正八面体6个顶角上的6个配体中，原来五重简并的d轨道就分裂成一组二重简并的eg（-y2、dz2）轨道和一组三重简并的t2g（dxy、dxz、dyz）轨道。eg和t2g轨道的能量差，称为分离能Δ0，Δ0≡10Dq，Dq称为场强参量。在上述钴（Ⅲ）配合物中，6个F-产生的场不强，Δ0较小，d电子按照洪德规则排布，有四个未成对电子，因而〔CoF6〕3-为弱场配合物或高自旋配合物。6个NH3产生的场较强，Δ0较大，d电子按照能量最低原则和泡利原理排布，没有未成对电子，因而〔Co（NH3）6〕3+为强场配合物或低自旋配合物。
③分子轨道理论。假定电子是在分子轨道中运动，应用群论或根据成键的基本原则就可得出分子轨道能级图。再把电子从能量最低的分子轨道开始按照泡利原理逐一填入，即得分子的电子组态。分子轨道分为成键轨道和反键轨道。分子的键合程度取决于分子中成键电子数与反键电子数之差。
参考资料：百度百科
氢键的形成
⑴ 同种分子之间
现以HF为例说明氢键的形成。在HF分子中，由于F的电负性（4.0）很大，共用电子对强烈偏向F原子一边，而H原子核外只有一个电子，其电子云向F原子偏移的结果，使得它几乎要呈质子状态。这个半径很小、无内层电子的带部分正电荷的氢原子，使附近另一个HF分子中含有孤电子对并带部分负电荷的F原子有可能充分靠近它，从而产生静电吸引作用。这个静电吸引作用力就是所谓氢键。例如HF与HF之间：
⑵ 不同种分子之间
不仅同种分子之间可以存在氢键，某些不同种分子之间也可能形成氢键。例如 NH3与H2O之间：
氢键形成的条件
⑴ 与电负性很大的原子A 形成强极性键的氢原子
⑵ 较小半径、较大电负性、含孤电子对、带有部分负电荷的原子B (F、O、N)
氢键的本质: 强极性键(A-H)上的氢核, 与电负性很大的、含孤电子对并带有部分负电荷的原子B之间的静电引力。}
⑶ 表示氢键结合的通式
氢键结合的情况如果写成通式，可用X－H…Y①表示。式中X和Y代表F，O，N等电负性大而原子半径较小的非金属原子。
X和Y可以是两种相同的元素，也可以是两种不同的元素。
⑷ 对氢键的理解
氢键存在虽然很普遍，对它的研究也在逐步深入，但是人们对氢键的定义至今仍有两种不同的理解。
第一种把X－H…Y整个结构叫氢键，因此氢键的键长就是指X与Y之间的距离，例如F－H…F的键长为255pm。
第二种把H…Y叫做氢键，这样H…F之间的距离163pm才算是氢键的键长。这种差别，我们在选用氢键键长数据时要加以注意。
不过，对氢键键能的理解上是一致的，都是指把X－H…Y－H分解成为HX和HY所需的能量。
2．氢键的强度
氢键的牢固程度——键强度也可以用键能来表示。粗略而言，氢键键能是指每拆开单位物质的量的H…Y键所需的能量。氢键的键能一般在42kJ·mol-1以下，比共价键的键能小得多，而与分子间力更为接近些。例如,水分子中共价键与氢键的键能是不同的。
而且，氢键的形成和破坏所需的活化能也小，加之其形成的空间条件较易出现，所以在物质不断运动情况下，氢键可以不断形成和断裂。
3．分子内氢键
某些分子内，例如HNO3、邻硝基苯酚分子可以形成分子内氢键。分子内氢键由于受环状结构的限制，X－H…Y往往不能在同一直线上。如图所示
4．氢键形成对物质性质的影响
氢键通常是物质在液态时形成的，但形成后有时也能继续存在于某些晶态甚至气态物质之中。例如在气态、液态和固态的HF中都有氢键存在。能够形成氢键的物质是很多的，如水、水合物、氨合物、无机酸和某些有机化合物。氢键的存在，影响到物质的某些性质。
（1）熔点、沸点
分子间有氢键的物质熔化或气化时，除了要克服纯粹的分子间力外，还必须提高温度，额外地供应一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔点、沸点比同系列氢化物的熔点、沸点高。分子内生成氢键，熔、沸点常降低。例如有分子内氢键的邻硝基苯酚熔点（45℃）比有分子间氢键的间位熔点（96℃）和对位熔点（114℃）都低。
（2）溶解度
在极性溶剂中，如果溶质分子与溶剂分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。HF和HN3在水中的溶解度比较大，就是这个缘故。
（3）粘度
分子间有氢键的液体，一般粘度较大。例如甘油、磷酸、浓硫酸等多羟基化合物，由于分子间可形成众多的氢键，这些物质通常为粘稠状液体。
（4）密度
液体分子间若形成氢键，有可能发生缔合现象，例如液态HF，在通常条件下，除了正常简单的HF分子外，还有通过氢键联系在一起的复杂分子(HF)n。nHF(HF)n
其中n可以是2，3，4…。这种由若干个简单分子联成复杂分子而又不会改变原物质化学性质的现象，称为分子缔合。分子缔合的结果会影响液体的密度。
H2O分子之间也有缔合现象。 nH2O(H2O)n
常温下液态水中除了简单H2O分子外，还有(H2O)2，(H2O)3，…，(H2O)n等缔合分子存在。降低温度，有利于水分子的缔合。温度降至0℃时，全部水分子结成巨大的缔合物——冰。
氢键形成对物质性质的影响
分子间氢键使物质的熔点(m.p)、沸点(b.p)、溶解度(S)增加;分子内氢键对物质的影响则反之。偶极就是分子中正负电荷在空间上分开（重合的话就被中和），被分开的正负电荷称为偶极子。偶极子的电量与电荷间距（矢量）的乘积称为偶极矩。
极性分子存在故有的偶极矩，即分子中正负电荷不能中和，一端带正电一端带负电。这种偶极是永久存在的。分子中的电子可以出现在原子核外的任意位置，但电子在空间的分布是有规律的（电子云就描述了这种规律性）。如果对时间平均而言，非极性分子电子云对称分布，负电荷中心与核电荷中心重合，不存在永久偶极，例如H-H分子。对于极性分子，故有偶极或永久偶极就是指这种平均效果而言的正负电荷不重合。
一个非极性分子在极性分子的电场或外部电场（以下统称外电场）的作用下，电子云将偏向外电场的高电势端，从而具有偶极矩，外电场一撤销，这种偶极矩立即消失，这种偶极作用称诱导偶极。极性分子同样会在外电场作用下进一步两极分化，偶极矩的增大量就是诱导偶极矩。
即便是非极性分子，即便没有外电场，分子中的正负电荷的空间分布事实上也是时时不重合的（重合的概率为零），任一瞬间都存在偶极矩，只不过对于非极性分子没有外电场时，对时间平均而言不存在偶极矩（故有偶极）而已。容易想象极性分子中同样存在瞬间偶极（没有外电场时，某一瞬间的实际偶极矩-固有偶极矩=瞬间偶极矩）。范德华力就是分子间作用力，范德华力有几种：ion-dipoleforce(离子偶极力），dipole-dipole force（取向力），hydrogen-bond(氢键），dispersionforce(伦敦力）。
