Hier is een uitsplitsing:

* elektronegativiteit: Dit is het vermogen van een atoom om elektronen aan te trekken in een covalente binding. Verschillende elementen hebben verschillende elektronegativiteiten. Zuurstof is bijvoorbeeld elektronegatiefer dan koolstof.

* Polaire covalente bindingen: Wanneer twee atomen met verschillende elektronegativiteiten een covalente binding vormen, worden de elektronen niet gelijk gedeeld. Het meer elektronegatief atoom trekt de gedeelde elektronen dichter bij zichzelf, waardoor een gedeeltelijke negatieve lading (δ-) op dat atoom ontstaat. Het minder elektronegatief atoom, dat zijn elektronen weggetrokken, ontwikkelt een gedeeltelijke positieve lading (δ+).

* Voorbeeld: In een watermolecuul (H₂O) is zuurstof elektronegatiefer dan waterstof. Daarom brengen de gedeelde elektronen in de O-H-obligaties meer tijd dichter bij het zuurstofatoom door. Dit geeft zuurstof een gedeeltelijke negatieve lading (Δ-) en de waterstofatomen een gedeeltelijke positieve lading (δ+).

* Dipoolmoment: Dit is de maat voor de polariteit van een molecuul, als gevolg van de ongelijke verdeling van elektronendichtheid. Moleculen met polaire covalente bindingen hebben vaak een dipoolmoment.

Samenvattend leidt het verschil in elektronegativiteit tussen atomen in een covalente binding tot een ongelijke delen van elektronen, wat resulteert in gedeeltelijke ladingen op de atomen en het creëren van een polaire covalente binding.