القوى بين الجزيئية (IMF) هي عوامل جذب إلكتروستاتيكية تنشأ عن تفاعلات شحنة-شحنة بين الجزيئات. وتتأثر قوة القوة بين الجزيئات بمسافة الفصل بين الجزيئات. وتؤثر القوى بشكل كبير على التفاعلات في المواد الصلبة والسوائل، حيث الجزيئات قريبة من بعضها البعض. في الغازات، تصبح IMFs مهمة فقط في ظل ظروف الضغط العالي (بسبب قرب جزيئات الغاز). تحدد القوى بين الجزيئات الخصائص الفيزيائية للمواد، مثل نقطة انصهارها، ودرجة غليانها، وكثافتها، ومحتواها الحراري للاندماج والتبخر.عند تسخين السائل، تتغلب الطاقة الحرارية المكتسبة من جزيئاته على IMFs التي تبقيها في مكانها، ويغلي السائل (يتحول إلى الحالة الغازية). تعتمد نقاط الغليان ونقاط الانصهار على نوع وقوة القوى بين الجزيئات. على سبيل المثال، سائل عالي الغليان، مثل الماء (H ₂ H₂O, b.p. 100 °C)، يُظهر قوى بين الجزيئات أقوى مقارنة بسائل منخفض الغليان، مثل الهكسان (C₆H₁₄, b.p. 68.73 °C).

بينما توجد القوى بين الجزيئية بين الجزيئات، توجد قوى داخل الجزيئية داخل الجزيئات وتمسك الذرات في جزيء معين معاً. تحافظ القوى داخل الجزيئية على سلامة الجزيء؛ لا يؤثر التغيير في حالة المادة على التفاعلات الجزيئية. على سبيل المثال، على الرغم من أن ذوبان الجليد يعطل جزئياً القوى بين الجزيئية بين الجزيئات الصلبة لـ H₂O، وبالتالي إعادة ترتيبها وتحويل الجليد إلى ماء سائل، فإنه لا يفكّكها لجزيئاتها الأحادية H₂O .

قد تكون القوى داخل الجزيئية أيونية أو تساهمية أو معدنية بطبيعتها.

تكتسب الذرات (اللامعادن) أو تفقد (معادن) إلكترونات لتكوين أيونات (الأنيونات والكاتيونات) بتكوينات إلكترونية مستقرة بشكل خاص. المركبات المكونة من الأيونات تسمى المركبات الأيونية (أو الأملاح)، والأيونات المكونة لها مرتبطة ببعضها البعض بواسطة روابط أيونية: قوى الجذب الكهروستاتيكية بين الكاتيونات والأنيونات ذات الشحنة المعاكسة. على سبيل المثال، كلوريد المغنيسيوم (MgCl₂) هو مركب أيوني يتكون من كاتيونات المغنيسيوم وأنيونات الكلوريد المتماسكة معاً بواسطة روابط أيونية قوية.

تتشكل الرابطة التساهمية (غير القطبية أو القطبية) عندما تشترك الإلكترونات بين الذرات، ويتكون الجزيء. تنشأ الروابط التساهمية غير القطبية عندما تشترك الذرات في الإلكترونات بالتساوي، كما هو الحال في الهيدروجين (H₂). تتشكل الروابط التساهمية القطبية بسبب عدم المساواة في تقاسم الإلكترونات؛ تمارس إحدى الذرات قوة جذب أقوى على الإلكترونات من الأخرى. مثال على ذلك هو كلوريد الهيدروجين، HCl.

تتشكل المواد الصلبة المعدنية مثل بلورات النحاس والألومنيوم والحديد بواسطة ذرات معدنية. تتماسك الذرات الموجودة في مادة صلبة معدنية كهذه معاً بواسطة قوة فريدة تُعرف باسم الرابطة المعدنية التي تؤدي إلى العديد من الخصائص الحجمية المفيدة والمتنوعة.

القوى بين الجزيئات أضعف بكثير مقارنة بالقوى داخل الجزيئية. على سبيل المثال، للتغلب على عوامل IMF في مول واحد من حمض الهيدروكلوريك السائل وتحويله إلى حمض الهيدروكلوريك الغازي يتطلب فقط حوالي 17 كيلوجول. ومع ذلك، فإن كسر الروابط التساهمية بين ذرات الهيدروجين والكلور في مول واحد من حمض الهيدروكلوريك يتطلب حوالي 25 ضعفاً من هذه الطاقة، أي 430 كيلوجول.

تم اقتباس هذا النص من Openstax, Chemistry 2e, Chapter 10: Liquids and Solids.