O momento de um dipolo, ou momento dipolar é uma grandeza vetorial (\(\vec{\mu}\)) cuja magnitude (\(\mu\)) é igual ao produto da carga elétrica pela distância que separa as cargas, tem a direção do segmento de reta que une os centros das cargas e o sentido da carga negativa para a positiva. A convenção oposta é utilizada por alguns autores, mas a IUPAC desaconselha-a. O momento dipolar é normalmente expresso em unidades Debye (D) que, embora não seja a unidade SI (que é o C<\(\cdot\)m, Coulomb \(\cdot\) metro, 1 C\(\cdot\) m = 2,997 924 58 D), é a mais usada à escala molecular.

As ligações químicas polares apresentam um momento dipolar associado. O momento dipolar de uma ligação química entre dois átomos depende da sua diferença de eletronegatividades e do comprimento da ligação. Quanto maior for essa diferença e o comprimento de ligação, maior é o momento dipolar dessa mesma ligação. Numa ligação química, ao átomo mais eletronegativo é atribuída uma maior densidade eletrónica (\(\delta^-\)) e ao outro átomo é atribuída menor densidade (\(\delta^+\)). O momento dipolar da ligação é \(\vec{\mu} = \delta \cdot \vec x\) em que \(\vec x\) é o vetor de magnitude igual ao comprimento da ligação e sentido da carga negativa para a carga positiva.

Numa molécula, o momento dipolar \(\vec{\mu}\) é igual à soma dos momentos dipolares de todas as ligações químicas entre os átomos que a constituem e depende da sua geometria. Se todas as ligações químicas forem apolares, então a molécula resultante é apolar (\(\vec{\mu}\) é nulo). Se a molécula contém ligações polares, então ela pode ser polar ou apolar. Uma molécula que contém ligações polares é apolar quando a sua geometria é tal que a resultante dos momentos dipolares de todas as ligações é nula.

Considerem-se as moléculas O₂, HCl, KBr, CO₂ e H₂O. Quando uma molécula é constituída por dois átomos do mesmo elemento, não há separação de carga, logo o momento dipolar é nulo. É o que se passa com a molécula de oxigénio, O₂. Já na molécula de HCl (cloreto de hidrogénio), o átomo de cloro é mais eletronegativo que o átomo de hidrogénio (\(\Delta\chi = 0,96\)), o que resulta numa ligação polar \(H^{\delta^+} \leftarrow Cl^{\delta^-}\), com momento dipolar de 1,05 D.¹ Na molécula de KBr (brometo de potássio), a diferença de eletronegatividade entre os átomos é bastante considerável (\(\Delta\chi\) = 2,14), o que resulta num momento dipolar maior, \(\mu\) = 10,41 D.² Na molécula de CO₂, a diferença de eletronegatividade entre os átomos de oxigénio e carbono é \(\Delta\chi\) = 0,89 o que faz com que cada ligação C=O seja polar, com \(O^{\delta^-}\) e \(C^{\delta^+}\). No entanto como a molécula é linear, os vetores de ambas as ligações C=O anulam-se, resultando na molécula de CO₂ apolar (\(\mu\) = 0 D). Por fim, na molécula de H₂O, a diferença de eletronegatividade entre os átomos é \(\Delta\chi\) = 1,24, o que faz com que cada ligação H–O seja polar, com \(O^{\delta^-}\) e \(H^{\delta^+}\). Ao contrário da molécula de CO₂, a molécula de H₂O não é linear mas sim angular, o que faz com que a soma dos vetores \(\vec{\mu}\) de cada ligação H–O não seja nula, mas antes resulte num momento dipolar com uma magnitude \(\mu\) = 1,85 D ³ (molécula polar).