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原子は、イオン結合と共有結合の2種類の結合を形成します。周期表の1族の元素（金属）と17族の元素（ハロゲン）の間で一般的なイオン結合は、1つの原子が電子を失い、別の原子がそれを獲得すると発生します。両方の原子は荷電イオンになり、互いに静電的に引き付けます。原子が電子対を共有すると共有結合が発生します。これらの結合は極性でも非極性でもよく、違いがあります。極性分子は電気的に中性ですが、一方の端ともう一方の端との正味の電荷差を分子に与えるように配置されます。水分子は極性であるため、それらはさまざまな程度で水に溶解しますが、非極性分子はしません。
TL; DR（長すぎる;読まなかった）
分子を形成する原子の相対的な電気陰性度は、分子が極性であるかどうかの主要な決定要因です。
電気陰性度の定義
アメリカの化学者リーナス・ポーリングは、電気陰性度の現象を最初に説明した人物であり、「分子内の原子がそれ自体に電子を引き付ける力」と定義しました。彼は、問題の元素の原子番号によって決定される無次元単位を作成しましたそして原子核からの価電子の距離。彼はその後、最も電気陰性な元素であるフッ素（F）の電気陰性度を4.0として定義し、他の元素の相対電気陰性度を計算することでスケールを作成しました。
各要素に値を割り当てた後、ポーリングは2つの傾向に気付きました。電気陰性度は周期表の左から右に増加し、各グループの下部から上部に増加します。この傾向によれば、グループ1の下部にあるフランシウム（Fr）は、電気陰性度が最も低い元素です。フッ素に割り当てられた最大値4.0と比較して、値は0.7です。
電気陰性度と極性
原子間の電気陰性度の違いは、原子がどのタイプの分子を形成するかを知る一般的な方法を提供します。 2.0を超える差はイオン結合を示し、0.5を下回る差は非極性共有結合を示します。 0.5と2.0の差は、極性共有結合を示します。一部の周期表には電気陰性度の値が表示されますが、電気陰性度のみをリストするチャートも見つけることができます。
例： 水素（H）の電気陰性度は2.1ですが、酸素（O）の電気陰性度は3.5です。違いは1.4で、これは水分子が極性であることを示しています。
非極性分子は結合して極性分子を形成できる
分子の極性は対称性にも依存します。水素と酸素の電気陰性度の違いにより水分子が極性を持っていることがわかりますが、酸素上の水素の非対称配置も分子の両側の電荷の違いに寄与しています。一般に、小さな極性分子を含む大きな分子は極性がありますが、分子を構成するすべての原子の組み合わせが非極性である場合、大きな分子は依然として極性を持つことができます。それは、ルイスのドット図を使用して予測できる、中央の原子の周りの原子の配置に依存します。