Teď, když máme lepší představu o tom, jak tvar a typy vazeb v molekule mohou ovlivnit její polaritu, podívejme se trochu blíže na to, jak na sebe molekuly vzájemně působí. Nejprve je třeba si uvědomit, že globálně nepolární molekuly na sebe vzájemně působí výhradně prostřednictvím londýnských disperzních sil stejně jako atomy neonu nebo helia. Bod varu neonu je -246 °C, zatímco bod varu CH4 je -161 °C. To znamená, že molekuly metanu se vzájemně přitahují silněji než atomy neonu. Můžeme to vysvětlit na základě toho, že molekula metanu je větší než atom neonu. Protože elektrony v molekulách metanu jsou rozptýleny na větší ploše a jejich rozložení (v prostoru) se snáze deformuje, říkáme, že molekuly metanu jsou více polarizovatelné. Protože jsou zároveň molekuly metanu nepolární, je teplota varu metanu mnohem nižší než teplota varu látek tvořených polárními molekulami podobné velikosti.79

Uvažujme tři takové molekuly: HF (bp 19,5 °C), H2O (bp 100 °C) a NH3 (bp -33 °C). Všechny tři jsou polární, takže se drží pohromadě, ale proč jsou v jejich bodech varu tak velké rozdíly? Odpověď spočívá v tom, že molekuly na sebe vzájemně působí více způsoby. Všechny interagují prostřednictvím Londýnských disperzních sil a dipólově-dipólových interakcí. Kromě toho je možný i nový typ interakce, známý jako vodíková vazba (neboli H-vazba). Termín H-vazba je poněkud zavádějící, protože tyto vazby jsou mnohem slabší než kovalentní vazby a nezahrnují sdílené elektrony; energie potřebná k přerušení typické vodíkové vazby se pohybuje mezi 5 a 30 kJ/mol, zatímco k přerušení vazby C-C je třeba více než 400 kJ/mol.80 V biologických systémech a v kapalné vodě se H-vazby neustále přerušují a reformují. Vodíkové vazby vznikají mezi dvěma samostatnými molekulami81. Na rozdíl od Londonových disperzních sil, ale stejně jako kovalentní vazby, mají H-vazby směr; vznikají, když je vodík jedné molekuly, který je kovalentně vázán na O, N nebo F, přitahován osamělým párem na O, N nebo F sousední molekuly.

H-vazby jsou zvláštním případem elektrostatické interakce zahrnující atom vodíku, který je vázán na velmi elektronegativní atom (typicky kyslík nebo fluor), a elektronegativní atom, který má osamělé páry elektronů. Když je vodík takto vázán, většina elektronové hustoty se přesune směrem k elektronegativnímu atomu a na vodíku zůstane relativně velké δ+. Voda je obzvláště důležitým příkladem molekuly schopné vodíkové vazby, protože každá molekula vody má možnost vytvořit čtyři H-vazby. Každý z atomů vodíku v molekule vody se může vázat s jinou molekulou vody, zatímco každý atom kyslíku má dva osamělé páry, které mohou interagovat s elektronově deficitními atomy vodíku dvou různých sousedních molekul vody, jak je znázorněno na obrázku. Schopnost vytvářet velké množství a sítě vodíkových vazeb je příčinou mnoha jedinečných vlastností vody, včetně jejího relativně vysokého bodu tání, bodu varu, tepelné kapacity, viskozity a nízkého tlaku par. Naproti tomu HF a NH3 mohou tvořit v průměru pouze dvě H-vazby na molekulu. Dokážete zjistit, proč tomu tak je? Protože je třeba přerušit méně vazeb H, mají nižší teploty varu. HF má vyšší bod varu než NH3, protože H-vazby v HF jsou silnější než v NH3. (Dokážete přijít na to, proč?) Kromě jejich úlohy v objemových vlastnostech látek, jako je voda, uvidíme, že H-vazby hrají rozhodující roli v organizaci biologických systémů, od struktury DNA a proteinů až po organizaci lipidových membrán a katalytických mechanismů (ale o tom až později).

.