Most, hogy már jobb képünk van arról, hogy a molekulában lévő kötések alakja és típusa hogyan befolyásolhatja a molekula polaritását, nézzük meg egy kicsit közelebbről, hogyan lépnek egymással kölcsönhatásba a molekulák. Az első dolog, amit meg kell jegyeznünk, hogy a globálisan nem poláris molekulák kizárólag a londoni diszperziós erők révén lépnek kölcsönhatásba egymással, akárcsak a neon vagy a hélium atomjai. A neon forráspontja -246 °C, míg a CH4 forráspontja -161 °C. Ez azt jelenti, hogy a metánmolekulák erősebben vonzzák egymást, mint a neonatomok. Ezt azzal magyarázhatjuk, hogy egy metánmolekula nagyobb, mint egy neonatom. Mivel a metánmolekulák elektronjai nagyobb területen oszlanak el, és eloszlásuk (térben) könnyebben torzul, azt mondjuk, hogy a metánmolekulák jobban polarizálhatók. Ugyanakkor mivel a metánmolekulák nem polárisak, a metán forráspontja sokkal alacsonyabb, mint a hasonló méretű poláris molekulákból álló anyagoké.79

Nézzünk három ilyen molekulát: HF (bp 19,5 °C), H2O (bp 100 °C) és NH3 (bp -33 °C). Mindhárom poláris, tehát összetapadnak, de miért van ekkora különbség a forráspontjaik között? A válasz abban rejlik, hogy a molekulák többféleképpen lépnek kölcsönhatásba egymással. Mindegyikük a londoni diszperziós erők és a dipólus-dipólus kölcsönhatások révén lép kölcsönhatásba. Emellett egy új típusú kölcsönhatás, az úgynevezett hidrogénkötés (vagy H-kötés) is lehetséges. A H-kötés kifejezés némileg félrevezető, mivel ezek sokkal gyengébbek, mint a kovalens kötések, és nem tartalmaznak közös elektronokat; egy tipikus hidrogénkötés felbontásához szükséges energia 5 és 30 kJ/mol között van, míg egy C-C kötés felbontásához több mint 400 kJ/mol szükséges.80 A biológiai rendszerekben és a folyékony vízben a H-kötések folyamatosan bomlanak és alakulnak újra. A hidrogénkötések két különálló molekula között jönnek létre.81 A londoni diszperziós erőkkel ellentétben, de a kovalens kötésekhez hasonlóan a H-kötéseknek van irányuk; akkor jönnek létre, amikor az egyik molekula O-, N- vagy F-hez kovalens kötésű hidrogénjét a szomszédos molekula O-, N- vagy F-jén lévő magányos pár vonzza.

A H-kötés az elektrosztatikus kölcsönhatás speciális esete, amelyben egy nagyon elektronegatív atomhoz (tipikusan oxigén vagy fluor) kötött hidrogénatom és egy elektronegatív, magányos elektronpárokkal rendelkező atom vesz részt. Amikor a hidrogén ilyen módon kötődik, az elektronsűrűség nagy része az elektronegatív atom felé mozog, így a hidrogénen viszonylag nagy δ+ marad. A víz különösen fontos példája a hidrogénkötésre képes molekuláknak, mivel minden vízmolekula négy H-kötés kialakítására képes. A vízmolekulán belüli hidrogénatomok mindegyike képes kötődni egy másik vízmolekulához, míg minden oxigénatom két magányos párral rendelkezik, amelyek kölcsönhatásba léphetnek két különböző szomszédos vízmolekula elektronhiányos hidrogénatomjával, ahogy az ábrán látható. A víz számos egyedi tulajdonságáért, többek között viszonylag magas olvadáspontjáért, forráspontjáért, hőkapacitásáért, viszkozitásáért és alacsony gőznyomásáért a hidrogénkötések nagy számának és hálózatának kialakítására való képesség a felelős. Ezzel szemben a HF és az NH3 molekulánként átlagosan csak két H-kötést képes kialakítani. Rá tudsz jönni, hogy miért van ez így? Mivel kevesebb H-kötést kell felbontaniuk, ezért alacsonyabb a forráspontjuk. A HF forráspontja magasabb, mint az NH3-é, mert a HF-ban a H-kötések erősebbek, mint az NH3-ban. (Rá tudsz jönni, hogy miért?) Az olyan anyagok, mint a víz ömlesztett tulajdonságaiban betöltött szerepük mellett látni fogjuk, hogy a H-kötések döntő szerepet játszanak a biológiai rendszerek szerveződésében, a DNS és a fehérjék szerkezetétől kezdve a lipidmembránok szerveződésén át a katalitikus mechanizmusokig (de erről majd később).