El hecho de que en una molécula los átomos enlazados no sean iguales, hace que el grado de comparación electrónica no sea el mismo para ambos. Cada elemento no metálico presenta una tendencia diferente a captar electrones (electronegatividad). En una unión covalente el átomo más electronegativo atraerá con mayor intensidad al par o pares de enlace y esa nube electrónica compartida se desplazará hacia dicho átomo alejándose del otro. Por tal motivo la distribución de carga en la molécula resulta asimétrica y ésta se convierte en un pequeño dipolo eléctrico con una región negativa y otra positiva. Esta circunstancia se hace tanto más patente cuanto mayor es la diferencia entre la electronegatividad de los átomos enlazados. Se dice entonces que el enlace covalente es polar, lo cual significa que se aproxima, en cierta medida, a un enlace de tipo iónico. Entre un enlace covalente puro (no polar) y un enlace iónico puro existen, pues, formas intermedias en las que el enlace real participa de las características de ambos tipos extremos e ideales de enlace químico.

Las moléculas polares se comportan de una forma parecida a como lo hacen los iones. La molécula de agua es un caso típico de molécula polar en la cual el carácter electronegativo del átomo de oxígeno respecto del hidrógeno hace que los dos pares de electrones de enlace estén desplazados hacia su núcleo. De una forma aproximada se puede decir que la mayor carga positiva del núcleo de oxígeno (Z = 8) respecto del de hidrógeno (Z = 1) atrae hacia sí los pares de electrones compartidos en el enlace, de modo que éstos se hallan moderadamente desplazados hacia el oxígeno. Esta asimetría en la distribución de las cargas en cada uno de los enlaces H - 0, confiere a éstos una cierta polaridad eléctrica. Es decir, el átomo de oxígeno se encuentra sobrecargado negativamente en tanto que los dos átomos de hidrógeno aparecen cargados positivamente, aun cuando la molécula en su conjunto sea eléctricamente neutra. A causa del carácter polar del enlace oxígeno-hidrógeno, la molécula de agua se convierte en un dipolo eléctrico.

El carácter dipolar de la molécula de agua es el responsable de diferentes propiedades fisicoquímicas de esta sustancia y, en particular, de su poder como disolvente de compuestos iónicos. Cuando un cristal iónico de cloruro de sodio (NaCl) se sumerge en agua las moléculas de ésta, al ser móviles, son atraídas por los centros eléctricos fijos del cristal, orientando sus polos positivos hacia los iones negativos de la red y viceversa. Estas fuerzas atractivas ion-dipolo debilitan los enlaces entre los iones de la red cristalina, con lo que su estructura comienza a desmoronarse y al cabo de un cierto tiempo sobreviene la disolución total del cristal.

Cada ion en libertad es rodeado completamente por moléculas de agua orientadas de forma diferente según sea la polaridad de aquél. Se dice entonces que el ion está hidratado y el proceso de formación de esta capa de moléculas de agua en torno suyo se denomina hidratación. Cuando este fenómeno implica la intervención de moléculas polares diferentes del agua recibe el nombre genérico de solvatación.