Die Polarität einer Bindung und eines Moleküls hängt mit der Verteilung der Elektronen um Atome zusammen.Bei einer symmetrischen Verteilung ist das Molekül unpolar, bei einer asymmetrischen und einer der Teile des Moleküls hat eine höhere Elektronendichte, also es ist ein polares Molekül.
Die Polarität von Molekülen kann sichtbar gemacht werden, wenn ihr Bestandteil einem externen elektrischen Feld ausgesetzt wird. Wenn sich Moleküle in Gegenwart dieses Feldes orientieren, das heißt, wenn ein Teil des Moleküls vom Pluspol und der andere Teil des Moleküls vom Minuspol angezogen wird, dann gilt: sie sind polar. Andernfalls, wenn sie sich nicht orientieren, sind sie unpolar.
Wenn Sie beispielsweise einen Glasstab viel mit einem Flanell reiben, wird er positiv aufgeladen. Wenn wir uns einem Wasserstrahl nähern, der aus einem Wasserhahn fällt, werden wir sehen, dass das Wasser nicht in einer geraden vertikalen Flugbahn weiterfällt, sondern vom Stock angezogen wird und eine Abweichung erleidet. Dies zeigt, dass Wasser polar ist. Aber wenn wir dasselbe Experiment mit einem Ölfilet machen, wird es in seiner Flugbahn nicht abweichen, was zeigt, dass seine Moleküle unpolar sind.
Durch die Analyse der Molekülstrukturen können wir unter Berücksichtigung von zwei wichtigen Faktoren feststellen, ob sie polar sind oder nicht: der Unterschied in der Elektronegativität zwischen Atomen und der Geometrie des Moleküls.
1.) Elektronegativität zwischen Atomen:
Wenn das Molekül durch Bindungen zwischen Atomen derselben chemischen Elemente gebildet wird, d. h. wenn es sich um einfache Substanzen wie O. handelt2, H2, Nein2, Cℓ2, P4, S8, usw., sind sie unpolar, da zwischen ihren Atomen kein Unterschied in der Elektronegativität besteht.
Einzige Ausnahme ist das Ozonmolekül (O3), die wir später sehen werden.
Wenn das Molekül zweiatomig ist und aus Elementen unterschiedlicher Elektronegativität besteht, ist das Molekül polar. Beispiele: HCℓ, HF, HBr und HI.
2.) Molekülgeometrie:
Die Geometrie des Moleküls beeinflusst, wie die Elektronen darin verteilt werden und folglich seine Polarität. Wenn das Molekül aus drei oder mehr Atomen besteht, müssen wir jede hergestellte Bindung und die Geometrie des Moleküls analysieren. Siehe ein Beispiel: CO2 – lineares Molekül:
δ- δ+ δ-
O = C = O
Beachten Sie, dass Sauerstoff elektronegativer ist als Kohlenstoff, sodass die Bindungselektronen stärker von Sauerstoff angezogen werden. In ihnen entsteht eine negative Teilladung (δ-), während im Kohlenstoff eine positive Teilladung gebildet wird (δ+). Die Multiplikation des Abstands zwischen den Kernen der mit diesen Ladungen gebundenen Atome im Modul (also nur die Zahl ohne Plus- oder Minuszeichen) heißt Dipolmoment und wird vertreten durch μ.
μ = d. |δ|
Dieses Dipolmoment wird durch Pfeile angezeigt, die in Richtung des elektronegativsten Elements zeigen, das Elektronen anzieht: O ← C → O. Dies zeigt, dass diese Größe ein Vektor ist (eine Größe, die eine Größe oder Intensität, Richtung und Richtung hat). Daher wird es am besten repräsentiert durch: 
.
Addieren wir alle Vektoren zusammen, erhalten wir das resultierende Dipolmoment, 
, die in diesem Fall gleich Null war, weil die beiden Dipolmomente gleiche Werte haben, aber in entgegengesetzte Richtungen gehen und sich gegenseitig aufheben.
Wenn der resultierende Dipolmomentvektor gleich null ist, ist das Molekül unpolar, aber wenn er nicht null ist, ist es polar.
Im Fall des CO-Moleküls2, sie ist apolar.
Betrachten Sie nun ein weiteres Beispiel: H2O - Winkelgeometrie (weil Sauerstoff auf der äußersten Ebene zwei Elektronenpaare zur Verfügung hat, die die Elektronen aus Bindungen mit Wasserstoffen abstoßen):
Elektronen werden von Sauerstoff angezogen. Aber in diesem Fall heben sich die Vektoren nicht auf, weil die Molekülgeometrie des Wassers eckig ist, da seine Richtungen nicht entgegengesetzt sind, was einen resultierenden Dipolmomentvektor ungleich Null ergibt, und daher ist das Wassermolekül Polar.
Weitere Beispiele finden Sie in der folgenden Tabelle:
Von Jennifer Fogaça
Abschluss in Chemie
Quelle: Brasilien Schule - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/polaridade-das-moleculas.htm