Agora temos uma melhor ideia de como a forma e os tipos de ligações numa molécula podem afectar a sua polaridade, vamos ver um pouco mais de perto como as moléculas interagem umas com as outras. A primeira coisa a notar é que as moléculas globalmente não polares interagem apenas através das forças de dispersão de Londres, tal como os átomos de néon ou hélio. O ponto de ebulição do néon é de -246 °C enquanto o ponto de ebulição do CH4 é de -161 °C. Isto significa que as moléculas de metano são mais fortemente atraídas umas pelas outras do que os átomos de néon. Podemos explicar isto com base no facto de que uma molécula de metano é maior do que um átomo de néon. Porque os electrões das moléculas de metano estão dispersos numa área maior e a sua distribuição (no espaço) é mais fácil de distorcer, dizemos que as moléculas de metano são mais polarizáveis. Ao mesmo tempo porque as moléculas de metano são não polares, o ponto de ebulição do metano é muito inferior ao das substâncias feitas de moléculas polares de tamanho semelhante.79

Consideremos três dessas moléculas: HF (bp 19,5 °C), H2O (bp 100 °C), e NH3 (bp -33 °C). Todas as três são polares e por isso se mantêm unidas, mas por que existem diferenças tão grandes em seus pontos de ebulição? A resposta está no fato de que as moléculas interagem umas com as outras de várias maneiras. Todas elas interagem através das forças de dispersão de Londres e das interacções dipólo-dipólo. Além disso, um novo tipo de interacção, conhecido como ligação de hidrogénio (ou H-bond), também é possível. O termo H-bond é um pouco enganador porque estas são muito mais fracas que as ligações covalentes e não envolvem electrões partilhados; a energia necessária para quebrar uma ligação típica de hidrogénio está entre 5 e 30 kJ/molibdénio, enquanto que são necessários mais de 400 kJ/molibdénio para quebrar uma ligação C-C.80 Em sistemas biológicos e em água líquida, as ligações H estão continuamente a quebrar e a reformar-se. As ligações de hidrogênio são formadas entre duas moléculas separadas.81 Em contraste com as forças de dispersão de Londres, mas como as ligações covalentes, as ligações H têm uma direcção; elas formam-se quando o hidrogénio de uma molécula, que está ligado covalentemente a um O, N ou F, é atraído pelo par solitário sobre um O, N de F de uma molécula vizinha.

As ligações H são um caso especial de uma interacção electrostática envolvendo um átomo de hidrogénio que está ligado a um átomo muito electronegativo (tipicamente oxigénio ou flúor) e a um átomo electronegativo que tem pares solitários de electrões. Quando um hidrogênio é ligado desta forma, a maior parte da densidade de elétrons se move em direção ao átomo eletronegativo, deixando um relativamente grande δ+ sobre o hidrogênio. A água é um exemplo particularmente importante de uma molécula capaz de se ligar ao hidrogénio, porque cada molécula de água tem a possibilidade de formar quatro ligações H. Cada um dos átomos de hidrogênio dentro de uma molécula de água pode se ligar a outra molécula de água, enquanto cada átomo de oxigênio tem dois pares solitários que podem interagir com os átomos de hidrogênio com deficiência de elétrons de duas moléculas de água vizinhas diferentes, mostradas na figura. A capacidade de formar grandes números e redes de ligações de hidrogênio é responsável por muitas das propriedades únicas da água, incluindo seu ponto de fusão relativamente alto, ponto de ebulição, capacidade de calor, viscosidade e baixa pressão de vapor. Em contraste, HF e NH3 podem formar, em média, apenas duas ligações de H por molécula. Você pode descobrir por que isso acontece? Porque há menos H-bonds para quebrar, eles têm pontos de ebulição mais baixos. HF tem um ponto de ebulição maior que NH3 porque as H-bonds em HF são mais fortes que as de NH3. (Você pode descobrir por quê?) Além do seu papel nas propriedades de massa de substâncias como a água, veremos que as ligações de H desempenham um papel crítico na organização dos sistemas biológicos, desde a estrutura do DNA e proteínas, até a organização das membranas lipídicas e mecanismos catalíticos (mas mais sobre isso mais tarde).