As forças intermoleculares (FIMs) são atrações eletrostáticas decorrentes de interações carga-carga entre moléculas. A força da força intermolecular é influenciada pela distância de separação entre moléculas. As forças afectam significativamente as interações em sólidos e líquidos, onde as moléculas estão próximas umas das outras. Nos gases, as FIMs tornam-se importantes apenas em condições de alta pressão (devido à proximidade de moléculas de gás). As forças intermoleculares determinam as propriedades físicas das substâncias, tais como o seu ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, e entalpias de fusão e vaporização. Quando um líquido é aquecido, a energia térmica adquirida pelas suas moléculas supera as FIMs que as mantêm no lugar, e o líquido ferve (converte-se em estado gasoso). Os pontos de ebulição e de fusão dependem do tipo e da força das forças intermoleculares. Por exemplo, um líquido de alta ebulição, como a água (H₂O, p.e. 100 °C), apresenta forças intermoleculares mais fortes em comparação com um líquido de baixa ebulição, como o hexano (C₆H₁₄, p.e. 68,73 °C).

Embora existam forças intermoleculares entre moléculas, forças intramoleculares existem dentro das moléculas e mantêm os átomos de uma determinada molécula juntos. As forças intramoleculares mantêm uma molécula intacta; uma mudança no estado de uma substância não afecta as interações intramoleculares. Por exemplo, embora a fusão do gelo perturbe parcialmente as forças intermoleculares entre moléculas de H₂O sólida, reorganizando-as e convertendo gelo em água líquida, não quebra moléculas de H₂O individuais.

As forças intramoleculares podem ser iónicas, covalentes, ou metálicas na natureza.

Os átomos ganham (não metais) ou perdem eletrões (metais) para formar iões (aniões e catiões) com configurações eletrónicas particularmente estáveis. Os compostos constituídos por iões são chamados compostos iónicos (ou sais), e os iões que os constituem são mantidos juntos por ligações iónicas: forças eletrostáticas de atração entre catiões e aniões opostamente carregados. Por exemplo, o cloreto de magnésio (MgCl₂) é um composto iónico constituído por catiões de magnésio e aniões de cloreto mantidos juntos por fortes ligações iónicas.

Uma ligação covalente (não polar ou polar) é formada quando são partilhados eletrões entre átomos, e uma molécula é formada. As ligações covalentes não polares surgem quando os átomos partilham eletrões igualmente, como no hidrogénio (H₂). Ligações covalentes polares formam-se devido à partilha desigual de eletrões; um átomo exerce uma força de atração mais forte sobre os eletrões do que o outro. Um exemplo é o cloreto de hidrogénio, HCl.

Sólidos metálicos como cristais de cobre, alumínio, e ferro são formados por átomos de metal. Os átomos dentro de um sólido metálico são mantidos juntos por uma força única conhecida como ligação metálica que dá origem a muitas propriedades importantes úteis e variadas.

As forças intermoleculares são muito mais fracas em comparação com as forças intramoleculares. Por exemplo, para superar as FIMs em um mole de HCl líquido e convertê-lo em HCl gasoso requer apenas cerca de 17 quilojoules. No entanto, para quebrar as ligações covalentes entre átomos de hidrogénio e de cloro em um mole de HCl, é preciso cerca de 25 vezes mais energia, ou seja, 430 quilojoules.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Chapter 10: Liquids and Solids.