在化學中，極性是導致分子或其化學基團具有電偶極矩、帶負電端和帶正電端的電荷分離。

由于鍵合原子之間的電負性差異，極性分子必須包含一個或多個極性鍵。 如果鍵偶極子通過對稱相互抵消，則含有極性鍵的分子沒有分子極性。

極性分子通過偶極-偶極分子間力和氫鍵相互作用。 極性是許多物理性質的基礎，包括表面張力、溶解度以及熔點和沸點。

并非所有原子都以相同的力吸引電子。 原子對其電子施加的拉力稱為其電負性。 具有高電負性的原子（例如氟、氧和氮）比具有較低電負性的原子（例如堿金屬和堿土金屬）對電子的拉力更大。 在鍵合中，這導致原子之間不平等地共享電子，因為電子將被吸引到更接近具有更高電負性的原子。

由于電子帶負電荷，鍵內電子的不平等共享導致電偶極子的形成：正電荷和負電荷的分離。 由于此類偶極子中分離的電荷量通常小于基本電荷，因此稱為部分電荷，表示為 δ+（delta plus）和 δ?（delta minus）。鍵偶極矩的計算方法是將分離的電荷量乘以電荷之間的距離。

分子內的這些偶極子可以與其他分子中的偶極子相互作用，產生偶極子-偶極子分子間力。

債券可能介于兩個極端之一——完全非極性或完全極性之間。 當電負性相同并因此具有零差時，會出現完全非極性的鍵。 完全極性的鍵更正確地稱為離子鍵，當電負性之間的差異大到足以使一個原子實際上從另一個原子獲取電子時，就會發生這種情況。 術語極性和非極性通常適用于共價鍵，即極性不完整的鍵。 為了使用數值方法確定共價鍵的極性，使用了原子電負性之間的差異。

鍵極性通常根據兩個鍵合原子之間的電負性差異大致分為三組。 根據鮑林量表：

• 當兩個原子之間的電負性差異小于 0.5 時，通常會出現非極性鍵
• 當兩個原子之間的電負性差異大致在 0.5 和 2.0 之間時，通常會出現極性鍵
• 當兩個原子之間的電負性差異大于 2.0 時，通常會形成離子鍵

鮑林基于鍵的部分離子特性建立了這種分類方案，這是兩個鍵合原子之間電負性差異的近似函數。 他估計 1.7 的差異對應于 50% 的離子特性，因此更大的差異對應于主要是離子的鍵。

作為量子力學描述，鮑林提出極性分子 AB 的波函數是共價分子和離子分子波函數的線性組合：ψ = aψ(A:B) + bψ(A+B?)。 共價和離子特性的數量取決于平方系數 a2 和 b2 的值。

鍵偶極矩使用電偶極矩的概念來測量分子內化學鍵的極性。 只要正電荷和負電荷分離，就會發生這種情況。

鍵偶極子 μ 由下式給出：

μ = δ d {\displaystyle \mu =\delta \,d} 。

鍵偶極子被建模為 δ+ - δ–，部分電荷 δ+ 和 δ– 之間的距離為 d。 它是一個矢量，平行于鍵軸，從負指向正，這是電偶極矩矢量的常規矢量。

化學家經常畫出從加號指向減號的矢量。 這個向量可以在物理上解釋為當兩個原子相距 d 并允許相互作用時電子所經歷的運動，電子將從它們的自由態位置移動到更多地定位在更具電負性的原子周圍。

電偶極矩的 SI 單位是庫侖計。 這太大了，在分子尺度上不實用。 鍵偶極矩通常以德拜為單位測量，用符號 D 表示，它是通過以 10?10 statcoulomb 為單位測量電荷 δ {\displaystyle \delta } 和以埃為單位的距離 d 獲得的。