Varausjakauman epätasaisuus elipoolisuus tarkoittaaelektronitiheyden jakautumistamolekyylissä niin, että siihen syntyy negatiivisesti ja positiivisesti varautuneet päät. Mitä poolisempi molekyyli on, sitä suurempi on päiden varausero. Laskennallisesti tämä esitetään siten, että molekyylin päät saavat tehollisen (efektiivisen) varauksen, jokaei ole alkeisvarauksen kokonaislukumonikerta. Pooliset aineet liuottavat muita poolisia aineita jaioniyhdisteitä.
Yhdisteen poolisuus on seurausta yhdestä tai useammasta poolisestakovalenttisesta sidoksesta. Sidoksen poolisuuden suuruutta kuvaaelektronegatiivisuuslukujen erotus – poolisilla yhdisteillä 0,1 – 2,1[1]. Sidoksen ioniluonne kasvaa erotusluvun kasvaessa niin, että yli 1,7 erotusluvun omaavat sidokset katsotaan luonteiltaan ionisiksi. Raja poolisimpien kovalenttisten sidosten ja ionisidosten välillä on kuitenkin näennäinen, sillä ionisidoksilla on aina myös kovalenttista luonnetta. Pooliset sidokset ovat poolittomia lujempia.[1] Esimerkiksivedyn sidosjodin kanssa (hyvin heikosti poolinen, elektronegatiivisuusero 0,5) onsidosenergialtaan 298 kJ/mol, ja sidosfluorin kanssa (vahvasti poolinen, elektronegatiivisuusero 1,8) on 570 kJ/mol.
Yksittäisen ionisidoksen merkitys yhdisteen poolisuuteen pienenee molekyylikoon kasvaessa[2]. Ison molekyylin on sisällettävä useita poolisia kovalenttisia sidoksia, jotta se olisi poolinen. Esimerkiksisakkaroosi on poolinen vain useiden hiili-happi- ja vety-happi-sidosten vuoksi. Siksi tavallinen sokeri liukenee veteen. Poolittomia aineita ovat vastaavasti muun muassarasvat javahat, joiden hiilirungot ovat niin pitkiä, etteivät ne ole enää poolisia.
Yhdisteen poolisuus voi symmetrian vuoksi kumoutua[2], vaikka sidokset olisivatkin luonteeltaan poolisia. Näin on esimerkiksihiilidioksidissa, jossa hiiliatomin vastakkaisille puolille liittyneet happiatomit kumoavat toistensa vaikutuksen. Yhdisteelle ei siten synny poolisia päitä eikä se siten ole poolinen.
Polarisoituvuudella tarkoitetaan atomin taipumusta muuttaa ympäröivää elektronijakaumaansa ulkoisen vaikutuksen vuoksi.[3] Suuret atomit polarisoituvat helpommin kuin pienet. Suuren polarisoituvuutensa vuoksijodin sidos hiilen kanssa on poolinen, vaikka hiilen ja jodin elektronegatiivisuusero on nolla.[3]
Poolisten orgaanisten reaktioiden keskeinen periaate on, ettänukleofiilinen eli elektronirikas osa molekyylistä reagoi toisen molekyylinelektrofiilisen eli elektroniköyhän osan kanssa.[3] Sidokset katkeavat nukleofiilisen atomin lähtiessä molekyylistä sidoselektronit mukanaan, ja uudet syntyvät nukleofiilisen atomin jakaessa elektronejaan toisen molekyylin elektrofiilisen osan kanssa. Polaarinen reaktio sisältää aina elektroniparin luovuttamisen nukleofiililtä elektrofiilille.
Osittaisvarauksia merkitään pienillä delta-kirjaimilla, δ. Kirjainten yläindeksiin merkataan joko +-merkki tai −-merkki varauksen luonteen mukaan:
| elektronegatiivisuus kasvaa → | |||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ryhmä | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |
| jakso | |||||||||||||||||||
| 1 | H 2,2 | He | |||||||||||||||||
| 2 | Li 1,0 | Be 1,5 | B 2,0 | C 2,5 | N 3,0 | O 3,5 | F 4,0 | Ne | |||||||||||
| 3 | Na 0,9 | Mg 1,2 | Al 1,5 | Si 1,8 | P 2,1 | S 2,5 | Cl 3,0 | Ar | |||||||||||
| 4 | K 0,8 | Ca 1,0 | Sc 1,3 | Ti 1,5 | V 1,6 | Cr 1,6 | Mn 1,5 | Fe 1,8 | Co 1,9 | Ni 1,8 | Cu 1,9 | Zn 1,6 | Ga 1,6 | Ge 1,8 | As 2,0 | Se 2,4 | Br 2,8 | Kr | |
| 5 | Rb 0,8 | Sr 1,0 | Y 1,2 | Zr 1,4 | Nb 1,6 | Mo 1,8 | Tc 1,9 | Ru 2,2 | Rh 2,2 | Pd 2,2 | Ag 1,9 | Cd 1,7 | In 1,7 | Sn 1,8 | Sb 1,9 | Te 2,1 | I 2,5 | Xe | |
| 6 | Cs 0,7 | Ba 0,9 | Lu | Hf 1,3 | Ta 1,5 | W 1,7 | Re 1,9 | Os 2,2 | Ir 2,2 | Pt 2,2 | Au 2,4 | Hg 1,9 | Tl 1,8 | Pb 1,9 | Bi 1,9 | Po 2,0 | At 2,2 | Rn | |
| 7 | Fr 0,7 | Ra 0,9 | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | |
