Στη χημεία, οι διαμοριακές δυνάμεις περιγράφουν διάφορες ηλεκτροστατικές δυνάμεις που υπάρχουν μεταξύ ατόμων και μορίων. Αυτές οι δυνάμεις περιλαμβάνουν δυνάμεις ιόντος-διπόλου, δεσμούς υδρογόνου, δυνάμεις διπόλου-διπόλου και δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου. Αν και αυτές οι δυνάμεις είναι γενικά πολύ πιο αδύναμες από τους ιοντικούς ή ομοιοπολικούς δεσμούς, μπορεί να εξακολουθούν να έχουν μεγάλη επίδραση στα φυσικά χαρακτηριστικά υγρών, στερεών ή διαλυμάτων.
Όλες οι διαμοριακές δυνάμεις είναι ηλεκτροστατικής φύσης. Αυτό σημαίνει ότι η μηχανική αυτών των δυνάμεων εξαρτάται από τις αλληλεπιδράσεις φορτισμένων ειδών όπως τα ιόντα και τα ηλεκτρόνια. Παράγοντες που σχετίζονται με ηλεκτροστατικές δυνάμεις, όπως η ηλεκτραρνητικότητα, οι διπολικές ροπές, τα φορτία ιόντων και τα ζεύγη ηλεκτρονίων, μπορούν να επηρεάσουν σε μεγάλο βαθμό τους τύπους διαμοριακών δυνάμεων μεταξύ οποιωνδήποτε δύο χημικών ειδών.
Δυνάμεις ιόντων-διπόλων υπάρχουν μεταξύ των ιόντων και των μερικών φορτίων στα άκρα των πολικών μορίων. Τα πολικά μόρια είναι δίπολα και έχουν θετικό άκρο και αρνητικό. Τα θετικά φορτισμένα ιόντα έλκονται στο αρνητικό άκρο ενός διπόλου και τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα έλκονται στο θετικό άκρο ενός διπόλου. Η ισχύς αυτού του είδους διαμοριακής έλξης αυξάνεται με την αύξηση του φορτίου ιόντων και την αύξηση των διπολικών ροπών. Αυτό το συγκεκριμένο είδος δύναμης βρίσκεται συνήθως σε ιοντικές ουσίες διαλυμένες σε πολικούς διαλύτες.
Για ουδέτερα μόρια και άτομα, οι διαμοριακές δυνάμεις που μπορεί να υπάρχουν περιλαμβάνουν δυνάμεις διπόλου-διπόλου, δεσμούς υδρογόνου και δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου. Αυτές οι δυνάμεις αποτελούν τις δυνάμεις van der Waals, οι οποίες ονομάζονται από τον Johannes van der Waals. Γενικά, είναι πιο αδύναμες από τις δυνάμεις ιόντων-διπόλων.
Οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου συμβαίνουν όταν το θετικό άκρο ενός πολικού μορίου πλησιάζει το αρνητικό άκρο ενός άλλου πολικού μορίου. Η ίδια η δύναμη εξαρτάται από την εγγύτητα των μορίων. Όσο πιο μακριά είναι τα μόρια, τόσο πιο αδύναμες είναι οι δυνάμεις διπόλου-διπόλου. Το μέγεθος της δύναμης μπορεί επίσης να αυξάνεται με την αύξηση της πολικότητας.
Οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου μπορούν να συμβούν μεταξύ μη πολικών και πολικών χημικών ειδών. Ονομάστηκαν προς τιμήν του ανακάλυψε τους, Fritz London. Η ίδια η δύναμη εμφανίζεται λόγω του σχηματισμού στιγμιαίων διπόλων. αυτά μπορούν να εξηγηθούν από την κίνηση των ηλεκτρονίων στα χημικά είδη.
Τα στιγμιαία δίπολα δημιουργούνται όταν τα ηλεκτρόνια γύρω από ένα χημικό είδος έλκονται από τον πυρήνα ενός άλλου χημικού είδους. Γενικά, οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου είναι μεγαλύτερες για μεγαλύτερα μόρια, επειδή τα μεγαλύτερα μόρια έχουν περισσότερα ηλεκτρόνια. Τα μεγάλα αλογόνα και τα ευγενή αέρια, για παράδειγμα, έχουν υψηλότερα σημεία βρασμού από τα μικρά αλογόνα και τα ευγενή αέρια εξαιτίας αυτού.
Οι δεσμοί υδρογόνου εμφανίζονται μεταξύ ατόμων υδρογόνου σε έναν πολικό δεσμό και μη μοιρασμένων ζευγών ηλεκτρονίων σε μικρά ηλεκτραρνητικά ιόντα ή άτομα. Αυτός ο τύπος διαμοριακής δύναμης παρατηρείται συχνά μεταξύ ατόμων υδρογόνου και φθορίου, οξυγόνου ή αζώτου. Οι δεσμοί υδρογόνου μπορούν να βρεθούν στο νερό και είναι υπεύθυνοι για το υψηλό σημείο βρασμού του νερού.
Οι διαμοριακές δυνάμεις μπορούν να έχουν βαθιά επίδραση στα φυσικά χαρακτηριστικά ενός χημικού είδους. Τυπικά, τα υψηλά σημεία βρασμού, τα σημεία τήξης και το ιξώδες συνδέονται με υψηλές διαμοριακές δυνάμεις. Αν και είναι πολύ πιο αδύναμοι από τους ομοιοπολικούς και ιοντικούς δεσμούς, αυτές οι δυνάμεις διαμοριακής έλξης εξακολουθούν να είναι σημαντικές για την περιγραφή της συμπεριφοράς των χημικών ειδών.