Napaisuus ja vuorovaikutukset

Kahden eri alkuaineen välinen sidos on poolinen: elektronegatiivisempi atomi saa suuremman osuuden elektroneista. C–H on tuskin poolinen (2,55 vs 2,20). C–O ja C–N ovat selvästi poolisia. C=O on voimakkaasti poolinen, ja juuri tämä napaisuus mahdollistaa karbonyylikemian — hiili jää elektronivajaiseksi ja alttiiksi hyökkäykselle.

Molekyylien välillä esiintyy kolme tärkeää vuorovaikutusta, jotka on lueteltu alla. Niiden suhteellinen merkitys riippuu molekyylin koosta, muodosta ja napaisuudesta, joten tämä ei ole yleispätevä lujuusjärjestys:

1. Londonin dispersiovoima — sitä esiintyy kaikilla aineilla; se voimistuu koon ja kosketuspinta-alan kasvaessa.
2. Dipoli–dipoli — vaatii pysyvän molekyylidipolin; pooliset sidokset voivat kumota toisensa symmetrian vuoksi, kuten CO₂:ssa.
3. Vetysidos — vahvimmissa tavallisissa johdantotason esimerkeissä vety on sitoutunut typpeen, happeen tai fluoriin ja molekyylissä on sopiva vastaanottaja.

Etanolilla ja dimetyylieetterillä on sama kaava, C₂H₆O. Etanoli kiehuu 78 °C:ssa; eetteri −24 °C:ssa. Samat atomit, sama massa — mutta vain etanoli voi muodostaa vetysidoksia naapuriensa kanssa.