Ehkä turhin luku, jonka lukiokemian opiskelija painaa mieleensä, on 1,7. Se on elektronegatiivisuusero, jolla erotetaan ioni- ja molekyyliyhdisteet toisistaan. Paitsi ettei eroteta.
Kemiassa luokkien välinen raja on vesiliuokseen piirretty viiva. Jos alkuaineet jaotellaan metalleihin ja epämetalleihin, jäljelle jää kasa puolimetalleja. Jos yhdisteitä luokitellaan hapoiksi ja emäksiksi, loput ovat neutraaleja. Jos elektronegatiivisuusero 1,7 on ionisidoksen ja kovalenttisen sidoksen raja, sen yläpuolelta löytyy molekyyliyhdiste HF ja alapuolelta ioniyhdiste LiI.
Keinotekoinen raja 1,7 johtaa siis joskus harhaan, eikä harhaanjohtavaa elektronegatiivisuustaulukkoa ole esimerkiksi pääsykokeessa edes saatavilla. Yksinkertaisinta onkin ajatella, että kaksi epämetallia, kuten H ja F, muodostavat kovalenttisen sidoksen. Metalli ja epämetalli, kuten Li ja I, muodostavat ionisidoksen.
Elektronegatiivisuuserojen desimaalien tuijottelu on hölmöä myös siksi, että elektronegatiivisuudet eivät ole kiveen hakattuja, paitsi suomalaisissa kirjoissa. MAOL-taulukot muiden mukana listaa edelleen ikivanhoja elektronegatiivisuuksia. Tietysti Paulingin. Siitä huolimatta, että parempia arvoja on saanut 1960-luvulta lähtien. Noihin aikoihin valmistettiin muuten ensimmäiset jalokaasuyhdisteet, joten osalle jalokaasuistakin on nykyään määritetty elektronegatiivisuudet.
Taulukkokirjassa on esimerkiksi sekä hiilen että jodin elektronegatiivisuudeksi annettu 2,5. Jos atomeilla on elektronegatiivisuuseron sijasta tällainen elektronegatiivisuusyhtäläisyys, sidoksen pitäisi monen oppikirjan mukaan olla täysin pooliton. Kuitenkin poolisuutta mittaava dipolimomentti on CH3I-molekyylille 1,62 D (CH4:n arvo on täsmälleen 0, ja esimerkiksi H2O:n dipolimomentti on 1,85 D.) Nykyaikaisessa elektronegatiivisuustaulukossa, joka Abitti-kokeen ohjesivuiltakin löytyy, hiilen ja jodin elektronegatiivisuudet ovat 2,55 ja 2,66.
Sen sijaan, että ripustautuu elektronegatiivisuustaulukoihin, kannattaa opetella kolme asiaa: 1) typpi, happi ja halogeenit ovat elektronegatiivisia, 2) metallit ovat elektropositiivisia, 3) hiili ja vety ovat siltä väliltä. Jos sitten näillä eväillä joudut vastaamaan, mikä on ns. NS-molekyylin negatiivinen pää, niin tuskin sitä tietää kysyjä itsekään, sillä esimerkiksi CO-molekyylissä negatiivinen osittaisvaraus on hiilellä! Toki on hyvä pitää mielessä myös se, että 4) elektronegatiivisuus pääsääntöisesti kasvaa, kun siirrytään jaksollisessa järjestelmässä fluoria kohti.
Elektronegatiivisuuseroista ei ole iloa edes silloin, kun alkuaineet ovat samat. Monissa kirjoissa tämä tilanne luokitellaan väistämättä poolittomaksi. Kemia on kuitenkin loputon vastaesimerkkien aarreaitta. Otsonissa O3 elektronegatiivisuusero on eittämättä nolla. Molekyylin dipolimomentti on kuitenkin 0,53 D, joka on suurempi kuin vaikkapa HI:n 0,45 D.
Otsoni on poolinen, koska molekyylin poolisuuteen vaikuttaa alkuaineiden ohella molekyylin muoto. Otsonille voidaan piirtää oheiset resonanssirakenteet, joiden keskiarvo se pitkälti on. Rakenteiden perusteella otsonin keskimmäisellä happiatomilla on positiivinen osittaisvaraus ja reuna-atomeilla on negatiiviset osittaisvaraukset. Koska molekyylin muoto ei kumoa poolisuutta, molekyyli on kokonaisuutena dipoli.
Kaikesta hyödyllisyydestään huolimatta elektronegatiivisuus ei ole yhtä perustavanlaatuinen ominaisuus kuin massa tai pituus. Ihmistäkin voidaan mitata vaa’alla tai mittanauhalla, mutta painoindeksi pitää laskea mittaustuloksista. Elektronegatiivisuus on painoindeksin tapainen kätevä mittari, mutta se on silti vain apukäsite. Siten on outoa puhua erikseen elektronegatiivisuudesta ja elektronegatiivisuusarvoista vähän niin kuin olisi erikseen painoindeksi ja painoindeksilukemat. Puu kaatuu -filosofi voisi kysyä, onko elektronegatiivisuutta olemassa, jos elektronegatiivisuusarvoja ei ole kukaan laskemassa.
Mutta lasketaanpa nyt kerrankin elektronegatiivisuuksia. Samalla näemme, että elektronegatiivisuuserot eivät ole poolisten sidosten alkusyy vaan elektronegatiivisuustaulukko on vain erinomaisen ennustusvoimainen yhteenveto sidosten poolisuuksista.
Paulingin elektronegatiivisuuden laskukaava perustuu sidosten vahvuuksien vertailuun. Molekyyleissä A–A ja B–B elektronit ovat jakautuneet tasan atomien kesken. Jos elektronit jakautuvat tasan myös molekyylissä A–B, sen sidos on sidosten A–A ja B–B keskiarvo. Poikkeama tästä keskiarvosta on sitä suurempi, mitä enemmän sidoksella on ioniluonnetta A+B− tai A−B+. Mitä suurempi poikkema on, sitä elektronegatiivisempi on sidoksen negatiivinen osapuoli.
Laskuja varten tarvitaan taulukoituja sidosenergioita eli sidosten hajoamisenergioita. Koska sidosten H–H ja F–F hajoamisenergiat ovat 436 ja 158 kJ/mol, niiden keskiarvo on 297 kJ/mol. Se eroaa H–F:n sidosenergiasta arvolla (562 − 297) kJ/mol = 265 kJ/mol. Muutetaan energian yksiköksi elektronivoltti: 265 ⋅ 0,01036 eV = 2,7454 eV. Kun tästä lukuarvosta otetaan neliöjuuri, saadaan vedyn ja fluorin elektronegatiivisuusero, noin 1,66.
Tiedämme fluorin vetyä elektronegatiivisemmaksi. Kun asetamme vedyn elektronegatiivisuudeksi luvun 2,20, saamme fluorin elektronegatiivisuudeksi 1,66 + 2,20 = 3,86. Sama lasku voidaan tehdä sidoksille Cl–Cl (242 kJ/mol) ja H–Cl (431 kJ/mol). Näin saadaan kloorin elektronegatiivisuudeksi 3,18.
Tulokset poikkeavat fluorin ja kloorin tavanomaisista elektronegatiivisuuksista 3,98 ja 3,16, koska olemme tutkineet vasta kahta poolista sidosta. Jos käyttäisimme seuraavaksi laskuissa molekyylien HI, ICl ja IF hajoamisenergioita, saisimme paitsi jodin elektronegatiivisuuden myös uudet elektronegatiivisuudet kloorille ja fluorille. Lopulliset elektronegatiivisuudet olisivat useiden tulosten keskiarvo. Alkuaineen elektronegatiivisuus ei siis ole yksittäinen mittaustulos, vaan se lasketaan monen mittauksen pohjalta.