Nyt kun meillä on parempi käsitys siitä, miten molekyylin muoto ja sidostyypit voivat vaikuttaa molekyylin napaisuuteen, tarkastellaan hieman tarkemmin, miten molekyylit ovat vuorovaikutuksessa keskenään. Ensimmäiseksi on huomattava, että globaalisti poolittomat molekyylit ovat vuorovaikutuksessa ainoastaan Lontoon dispersiovoimien avulla aivan kuten neon- tai heliumatomit. Neonin kiehumispiste on -246 °C, kun taas CH4:n kiehumispiste on -161 °C. Tämä tarkoittaa, että metaanimolekyylit vetävät toisiaan puoleensa voimakkaammin kuin neonatomit. Voimme selittää tämän sen perusteella, että metaanimolekyyli on suurempi kuin neonatomi. Koska metaanimolekyylien elektronit ovat hajallaan suuremmalla alueella ja niiden jakautumista (avaruudessa) on helpompi vääristää, sanomme, että metaanimolekyylit ovat polarisoituvampia. Samalla koska metaanimolekyylit ovat poolittomia, metaanin kiehumispiste on paljon alhaisempi kuin samankokoisista poolisista molekyyleistä koostuvien aineiden kiehumispiste.79

Tarkastellaan kolmea tällaista molekyyliä: HF (bp 19,5 °C), H2O (bp 100 °C) ja NH3 (bp -33 °C). Kaikki kolme ovat poolisia, joten ne tarttuvat toisiinsa, mutta miksi niiden kiehumispisteissä on niin suuria eroja? Vastaus löytyy siitä, että molekyylit ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa monin eri tavoin. Ne kaikki ovat vuorovaikutuksessa Lontoon dispersiovoimien ja dipoli-dipoli-vuorovaikutusten kautta. Lisäksi on mahdollista uudenlainen vuorovaikutus, joka tunnetaan nimellä vetysidos (tai H-sidos). Termi H-sidos on jossain määrin harhaanjohtava, koska ne ovat paljon heikompia kuin kovalenttiset sidokset, eikä niihin liity jaettuja elektroneja; tyypillisen vetysidoksen katkaisemiseen tarvittava energia on 5-30 kJ/moolia, kun taas C-C-sidoksen katkaisemiseen tarvitaan yli 400 kJ/moolia.80 Biologisissa systeemeissä ja nestemäisessä vedessä H-sidokset katkeavat ja muodostuvat jatkuvasti. Vetysidoksia muodostuu kahden erillisen molekyylin välille.81 Toisin kuin Lontoon dispersiovoimat, mutta kovalenttisten sidosten tavoin H-sidoksilla on suunta; ne muodostuvat, kun yhden molekyylin vety, joka on kovalenttisesti sitoutunut O:han, N:ään tai F:ään, vetää puoleensa naapurimolekyylin O:n, N:n tai F:n yksinäistä paria.

H-sidokset ovat erikoistapaus sähköstaattisesta vuorovaikutuksesta, jossa vetyatomi on sitoutunut hyvin elektronegatiiviseen atomiin (tyypillisesti happi tai fluori) ja elektronegatiiviseen atomiin, jolla on yksinäisiä elektronipareja. Kun vety sitoutuu tällä tavoin, suurin osa elektronitiheydestä siirtyy kohti elektronegatiivista atomia, jolloin vetyyn jää suhteellisen suuri δ+. Vesi on erityisen tärkeä esimerkki vetysidokseen kykenevästä molekyylistä, koska jokaisella vesimolekyylillä on mahdollisuus muodostaa neljä H-sidosta. Jokainen vesimolekyylin sisällä oleva vetyatomi voi sitoutua toiseen vesimolekyyliin, kun taas jokaisella happiatomilla on kaksi yksinäistä paria, jotka voivat olla vuorovaikutuksessa kahden eri viereisen vesimolekyylin elektronivajeisten vetyatomien kanssa, kuten kuvassa on esitetty. Kyky muodostaa suuria määriä ja verkostoja vetysidoksia on vastuussa monista veden ainutlaatuisista ominaisuuksista, kuten sen suhteellisen korkeasta sulamispisteestä, kiehumispisteestä, lämpökapasiteetista, viskositeetista ja alhaisesta höyrynpaineesta. Sitä vastoin HF ja NH3 voivat muodostaa keskimäärin vain kaksi H-sidosta molekyyliä kohti. Voitko selvittää, miksi näin on? Koska katkaistavia H-sidoksia on vähemmän, niiden kiehumispisteet ovat alhaisemmat. HF:n kiehumispiste on korkeampi kuin NH3:n, koska HF:n H-sidokset ovat vahvempia kuin NH3:n. (Pystytkö keksimään, miksi?) Sen lisäksi, että H-sidoksilla on merkitystä veden kaltaisten aineiden bulkkiominaisuuksissa, tulemme näkemään, että H-sidoksilla on ratkaiseva merkitys biologisten systeemien järjestäytymisessä DNA:n ja valkuaisaineiden rakenteesta lipidikalvojen järjestäytymiseen ja katalyyttisiin mekanismeihin (mutta siitä lisää myöhemmin).