Die Elektronegativität (EN) ist ein Maß dafür, wie stark ein Atom in einer Bindung die Bindungselektronen zu sich zieht. Fluor hat den größten Wert (4,0). Die EN steigt in einer Periode von links nach rechts und sinkt in einer Gruppe von oben nach unten. Für die Edelgase gibt die Skala meist keine Werte an.

Zwei gleiche Atome ziehen gleich stark am gemeinsamen Elektronenpaar, zum Beispiel in $\mathrm{Cl_2}$. Die Bindung ist unpolar. Zieht ein Atom stärker, rückt das Paar zu ihm. Die Bindung ist polar. Das stärkere Atom trägt eine kleine negative Ladung, das andere eine kleine positive. Diese Teilladungen heißen Partialladungen, geschrieben $\delta^-$ und $\delta^+$. Sie sind kleiner als eine ganze Ladung, es ist also kein Ion entstanden.

Die Differenz $\Delta$EN der beiden EN-Werte sagt, wie polar die Bindung ist. Als Faustregel gilt: unter 0,4 unpolar, zwischen 0,4 und 1,7 polar, darüber Ionenbindung. Die Übergänge sind fließend. In HCl ist $\Delta$EN = 3,2 − 2,2 = 1,0, also $\overset{\delta+}{\mathrm{H}}-\overset{\delta-}{\mathrm{Cl}}$.

Das Elektronenpaarabstoßungsmodell erklärt die Form von Molekülen. Elektronenpaare sind negativ und stoßen sich ab. Die Paare am Zentralatom (bindende und freie) ordnen sich so an, dass sie möglichst weit voneinander entfernt sind. Eine Doppelbindung zählt dabei wie ein Bereich. Zwei Bereiche liegen auf einer Linie (180°), drei in einer Ebene (120°), vier zeigen in die Ecken eines Tetraeders (109,5°). Freie Paare brauchen mehr Platz als bindende und drücken die Bindungen zusammen. Den Namen der Form bestimmen nur die Atome.

Ein Dipolmolekül hat ein positives und ein negatives Ende: Die Schwerpunkte der positiven und der negativen Teilladungen fallen nicht zusammen. Dafür braucht es polare Bindungen und einen Bau, in dem sich ihre Wirkung nicht aufhebt. Ein Molekül mit polaren Bindungen kann also unpolar sein, wenn es symmetrisch gebaut ist.

Zwischen Molekülen wirken Anziehungskräfte, die zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Sie sind viel schwächer als die Atombindungen innerhalb der Moleküle. Es gibt drei Arten, geordnet nach der Stärke:

• Van-der-Waals-Kräfte wirken zwischen allen Molekülen, auch unpolaren. Die Elektronen schwanken kurz hin und her und erzeugen kurzzeitige Dipole, die sich gegenseitig beeinflussen. Sie sind umso stärker, je mehr Elektronen ein Molekül hat, also je größer es ist.
• Dipol-Dipol-Kräfte wirken zwischen dauerhaften Dipolmolekülen: Das $\delta^+$-Ende des einen zieht das $\delta^-$-Ende des anderen an.
• Wasserstoffbrücken sind besonders starke Dipol-Dipol-Kräfte. Sie entstehen, wenn ein H-Atom, das an N, O oder F gebunden ist, ein freies Elektronenpaar eines N, O oder F im Nachbarmolekül anzieht.

Beim Sieden trennen sich Moleküle voneinander, die Atombindungen bleiben ganz. Je stärker die Wechselwirkungen, desto höher die Siedetemperatur.

Bei den Halogenen steigt die Siedetemperatur mit der Molekülgröße.

Für die Löslichkeit gilt: Gleiches löst sich in Gleichem. Polare Stoffe und viele Salze lösen sich in polaren Lösemitteln wie Wasser, unpolare Stoffe in unpolaren wie Benzin. Zucker löst sich in Wasser, Speiseöl in Benzin, aber Öl nicht in Wasser.

Ein Wassermolekül hat zwei H-Atome und zwei freie Paare am O-Atom und kann so bis zu vier Wasserstoffbrücken bilden. Im Eis ist jedes Molekül mit vier Nachbarn verbunden. Das Gitter hat Hohlräume, Eis hat eine Dichte von etwa 0,92 g/cm³. Beim Schmelzen brechen viele Brücken, die Moleküle rücken enger zusammen. Flüssiges Wasser hat bei 4 °C die größte Dichte (etwa 1,00 g/cm³). Dass Wasser unter 4 °C wieder leichter wird und als Eis noch leichter ist, heißt Dichteanomalie. Deshalb schwimmt Eis, Seen frieren von oben zu, und Wasser in Rohren sprengt sie beim Gefrieren.

Wasser löst Salze durch Hydratation. Die Dipole lagern sich mit dem $\delta^-$-Ende (Sauerstoff) an positive Ionen und mit dem $\delta^+$-Ende (Wasserstoff) an negative Ionen. Die Ionen lösen sich aus dem Gitter und sind von einer Hülle aus Wassermolekülen umgeben.