Figura. Las fuerzas de dispersión de London

Las fuerzas de dispersión de London son atracciones intermoleculares presentes incluso entre moléculas apolares, es decir, moléculas sin un momento dipolar permanente. Aunque una molécula sea globalmente simétrica, como el CO₂ o los hidrocarburos, su nube electrónica nunca permanece completamente inmóvil ni distribuida de manera idéntica en cada instante. Los electrones se desplazan continuamente alrededor de los núcleos y pueden concentrarse momentáneamente hacia un lado. Así aparece un dipolo instantáneo: una región adquiere carácter parcial δ⁻ y la región opuesta carácter parcial δ⁺. Este dipolo temporal modifica la nube electrónica de una molécula vecina y origina en ella un dipolo inducido. La atracción entre ambos dipolos constituye una fuerza de London.

La explicación profunda de estas fluctuaciones procede de la mecánica cuántica. Según el principio de incertidumbre, no es posible conocer simultáneamente con precisión absoluta la posición y el impulso de un electrón. Por ello, los electrones no pueden permanecer quietos en posiciones perfectamente definidas dentro de la molécula; incluso en su estado de menor energía conservan fluctuaciones cuánticas. Estas variaciones producen distribuciones electrónicas momentáneamente asimétricas. Cuando dos moléculas se encuentran próximas, la fluctuación de una puede correlacionarse con la de la otra: el extremo δ⁻ temporal de una molécula induce un extremo δ⁺ cercano en la vecina. De este modo, la espacialidad molecular permite que las regiones de signos opuestos se aproximen y generen una atracción neta, aunque ninguna molécula posea polaridad permanente.

Estas fuerzas se vuelven especialmente significativas en moléculas grandes, largas o planas. Una molécula con más electrones posee una nube electrónica más extensa y más fácil de deformar, es decir, mayor polarizabilidad. Además, una superficie molecular amplia permite más puntos de contacto entre moléculas vecinas. Por ejemplo, el metano, CH₄, es pequeño y gaseoso, mientras hidrocarburos más largos, como el hexano, C₆H₁₄, son líquidos, y cadenas aún mayores pueden ser ceras o sólidos. Algo semejante ocurre entre moléculas aromáticas: el benceno es líquido, mientras estructuras policíclicas más grandes presentan atracciones de London más intensas. Así, el tamaño, la forma y la cantidad de electrones aumentan la cohesión de sustancias apolares.