Elektronegativitet beskriver et bundet atoms tendens til å trekke delt elektrontetthet mot seg. Det er en modellbasert skala, ikke en direkte målt egenskap ved et isolert atom.
Forskjeller i elektronegativitet hjelper oss å forstå bindingspolaritet og forskyvning av elektrontetthet. De er nyttige, men gir ikke en universell skarp grense mellom «kovalent» og «ionisk».
Bruk elektronegativitet først til å vurdere hver enkelt binding. Deretter må molekylgeometrien inn før du kan si noe om hele molekylets polaritet.
Sammenlign CO₂ og H₂O. Begge har polare bindinger, men hvorfor får bare det ene et tydelig netto dipolmoment?
En vanlig feil er å tro at én polar binding automatisk gjør hele molekylet polart. Symmetrien kan få flere bindingsdipoler til å kansellere.
Elektronegativiteten øker vanligvis bortover en periode og avtar nedover en gruppe. Tallverdien avhenger av skalaen som brukes. Forskjellen i elektronegativitet bør derfor brukes til sammenligning, ikke som en universell terskel som klassifiserer alle bindinger.
Både C=O- og O–H-bindingene er polare fordi oksygen trekker sterkere på den delte elektrontettheten. I lineært CO₂ peker de to bindingsdipolene motsatt og kansellerer. I vinklet H₂O gjør de ikke det. Elektronegativitet forklarer bindingene; geometrien avgjør molekylets netto dipol.
Metan, CH₄, har fire C–H-bindinger med en moderat forskjell i elektronegativitet. Forklar hvorfor et ideelt tetraedrisk CH₄-molekyl likevel ikke har et permanent netto dipolmoment.
De fire like bindingsdipolene peker symmetrisk i tetraedergeometrien. Vektorsummen er null, så molekylet har ikke et permanent netto dipolmoment.
Elektronegativitet fungerer best som en relativ størrelse i en serie beslektede bindinger. Én tallverdi alene forteller ikke hele historien om elektronfordelingen.
Sterkt polare bindinger kan få betydelig ionisk karakter uten at naturen skifter brått ved en bestemt Δχ-verdi. Moderne bindingsbeskrivelser bruker derfor flere egenskaper samtidig.