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'''Primäre Bindungen''' wie die [[Ionenbindung]] und die [[Kovalente Bindung]] treten zwischen Atomen in Molekülen auf (innermolekulare Kräfte) und sind stark mit Bindungsenergien von $100-1000$kJ/mol. Die Van der Waals Bindung ist eine '''Sekundäre Bindung''', sie tritt zwischen Molekülen auf (intermolekulare Kräfte), hat Bindungsenergien zwischen $0.1-10$kJ/mol und ist schwach. Die intermolekulare Kraft ist jene, die überwunden werden muss um z.B. eine Flüssigkeit zu verdampfen. Um zwei Moleküle die sich mit eine bestimmten Van der Waals Kraft anziehen voneinander zu entfernen muss die thermische Energie die Bindungsenergie überschreiten, erst dann löst sich die Bindung. Man unterscheidet vier Arten von intermolekularen Bindungen:
*'''Dipol-Dipol Wechselwirkung'''<br\>
:Moleküle die eine polare Kovalente Bindung eingehen besitzen ein permanentes Dipolmoment $|\mu|=L \cdot \delta$. 
[[File:dipol-dipolWW.png|thumb|center|500px| a) zeigt einen einen Dipol mit Abstand $L$ zwischen dem positiven und negativen Ladungszentrum. b) zeigt die :Dipol-Dipol Wechselwirkung mit Abstand $r$ zwischen positivem und negativem Ladungszentrum zweier Dipole. Von MIT OCW [http://ocw.mit.edu/courses/materials-science-and-engineering/3-091sc-introduction-to-solid-state-chemistry-fall-2010/syllabus/MIT3_091SCF09_aln02.pdf]]]
:Die Dipol-Dipol Bindungsenergie ist
\begin{align}
E_{Dipol-Dipol}=-\frac{1}{4\pi \varepsilon_0} \cdot \frac{2}{3}\frac{\mu^4}{r^6}\cdot \frac{1}{kT}
\end{align}
:mit der Boltzmann-Konstante $k$ und Temperatur $T$ in ° Kelvin.
*'''Dipol-Induzierter Dipol Wechselwirkung'''<br\>
:Ein Molekül das einen Dipol bildet, kann in einem Molekül, das kein permanentes Dipolmoment hat einen Dipol induzieren. 
[[File:dipol-inddipolWW.png|thumb|center|500px| Von MIT OCW [http://ocw.mit.edu/courses/materials-science-and-engineering/3-091sc-introduction-to-solid-state-chemistry-fall-2010/syllabus/MIT3_091SCF09_aln02.pdf]]]
:Die Bindungsenergie zwischen Dipol und induziertem Dipol ist
\begin{align}
E_{Dipol-Dipol}=-\frac{1}{4\pi \varepsilon_0} \cdot 2\frac{\alpha \cdot \mu^2}{ r^6}
\end{align}
wobei $\alpha$ ein Maß für die Polarisierbarkeit des induzierten Dipols ist.

*'''London'sche Dispersionskräfte'''<br\>
Sogar in der Abwesenheit von permanenten molekularen Dipolen, beobachtet man eine Anziehungskraft zwischen Molekülen. Fritz London postulierte 1930, dass durch die fluktuationen der Elektronen innerhalb der Moleküle, sich für kurze Zeit auf einer Seite mehr Elektronen aufhalten, als auf der anderen, dadruch entsteht ein Dipol. Weil Nachbarmoleküle ebenfalls Fluktuationen aufweisen, würde sich dieser Effekt in Summe aufheben, wenn sich Moleküle nicht mit der Zeit synchronisieren würden. Durch synchronisation der Fluktuationen, welche die Energie des Systems senken, enstehen so die London'schen Dispersionskräfte 
\begin{align}
E_{London}=-C \cdot \frac{\alpha_1 \cdot \alpha_2}{ r^6}
\end{align}
[[File:londonsync.png|thumb|center|300px| Synchronisation von Elektronen; Von MIT OCW [http://ocw.mit.edu/courses/materials-science-and-engineering/3-091sc-introduction-to-solid-state-chemistry-fall-2010/syllabus/MIT3_091SCF09_aln02.pdf]]]
*'''Wasserstoffbrückenbindung'''
Die [[Wasserstoffbrückenbindung]] ist ebenfalls eine Sekundäre Bindung besitzt aber eine größere Bindungsenergie und wird deshalb nicht klar den Van der Waals Bindungen zugeordnet.


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Video Vorlesung:
*MIT OCW: Solid State Chemistry [http://ocw.mit.edu/courses/materials-science-and-engineering/3-091sc-introduction-to-solid-state-chemistry-fall-2010/bonding-and-molecules/]