(ক) কোনো অণুর সমযোজী বন্ধনে আবদ্ধ দুটি পরমাণুর মধ্যে বন্ধন সৃষ্টিকারী ইলেকট্রন জোড়কে নিজের দিকে আকর্ষণ করার ক্ষমতা বা প্রবণতাকে ওই মৌলের তড়িৎ ঋণাত্মকতা বলে। (খ) হাইড্রোজেন (H), অক্সিজেন (O) এবং সালফারের (S) তড়িৎ ঋণাত্মকতার মান যথাক্রমে ২.১, ৩.৫ এবং ২.৫। H এর সর্বশেষ শক্তিস্তরে ১টি ইলেকট্রন এবং O ও S উভয়েরই সর্বশেষ শক্তিস্তরে ৬টি করে ইলেকট্রন বিদ্যমান। H ও O এর তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য হলো (৩.৫ - ২.১) = ১.৪, যা পোলার সমযোজী বন্ধন গঠনের সীমার (০.৫ - ১.৭) মধ্যে পড়ে। ফলে H ও O এর মধ্যে পোলার সমযোজী বন্ধন গঠিত হয়। অন্যদিকে, H ও S এর তড়িৎ ঋণাত্মকতার পার্থক্য হলো (২.৫ - ২.১) = ০.৪, যা অপোলার বা মৃদু পোলার সমযোজী বন্ধন নির্দেশ করে। (গ) H, O ও S এর ইলেকট্রন বিন্যাস নিম্নরূপ: $$\begin{aligned} \text{H (1)} &\rightarrow 1s^1 \\ \text{O (8)} &\rightarrow 1s^2 2s^2 2p_x^2 2p_y^1 2p_z^1 \\ \text{S (16)} &\rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p_x^2 3p_y^1 3p_z^1 \end{aligned}$$ পানির অণুতে অক্সিজেনের তড়িৎ ঋণাত্মকতা বেশি হওয়ায় বন্ধন ইলেকট্রন জোড় অক্সিজেনের দিকে সরে যায়, ফলে অক্সিজেন আংশিক ঋণাত্মক ($\delta^-$) এবং হাইড্রোজেন আংশিক ধনাত্মক ($\delta^+$) আধান প্রাপ্ত হয়। এর ফলে একাধিক পানির অণুর মধ্যে আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয়। অন্যদিকে, H$_2$S অণুতে সালফারের তড়িৎ ঋণাত্মকতা কম হওয়ায় এবং পারমাণবিক আকার বড় হওয়ায় এতে হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয় না। (ঘ) সাধারণ অবস্থায় H$_2$O তরল কিন্তু H$_2$S গ্যাসীয় হওয়ার মূল কারণ হলো হাইড্রোজেন বন্ধন। অক্সিজেনের আকার ছোট এবং তড়িৎ ঋণাত্মকতা বেশি হওয়ায় H$_2$O অণুসমূহের মধ্যে শক্তিশালী আন্তঃআণবিক হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হয়, যা অণুগুলোকে একত্রে ধরে রাখে এবং তরল অবস্থায় থাকতে সাহায্য করে। অপরদিকে, সালফারের তড়িৎ ঋণাত্মকতা কম এবং আকার বড় হওয়ায় H$_2$S অণুর মধ্যে হাইড্রোজেন বন্ধন গঠিত হতে পারে না। এদের মধ্যে কেবল দুর্বল ভ্যানডার ওয়ালস বল বিদ্যমান থাকে, যার ফলে H$_2$S সাধারণ তাপমাত্রায় গ্যাসীয় অবস্থায় থাকে।