Sidoksen ja molekyylin napaisuus liittyy elektronien jakautumiseen atomien ympärillä.Jos tämä jakauma on symmetrinen, molekyyli on ei-polaarinen, mutta jos se on epäsymmetrinen, ja yhdellä molekyylin osista on suurempi elektronitiheys, niin se on napamolekyyli.
Molekyylien napaisuus voidaan visualisoida, kun niiden aineosa altistetaan ulkoiselle sähkökentälle. Jos molekyylit orientoituvat tämän kentän läsnä ollessa, toisin sanoen jos toinen osa vetää positiivista napaa ja toinen osa molekyyliä vetää negatiivista napaa, niin ne ovat polaarisia. Muuten, jos he eivät orientoidu, he ovat polaarittomia.
Esimerkiksi kun hierot lasitikkua paljon flanellilla, se latautuu positiivisesti. Jos lähestymme sitä hanasta putoavaan vesivirtaan, huomaamme, että vesi ei jatku putoamista suoralla pystysuoralla radalla, vaan sauva houkuttelee sitä poikkeaman kärsimällä. Tämä osoittaa, että vesi on polaarista. Mutta jos teemme saman kokeen öljyfileellä, se ei poikkea liikeradaltaan, mikä osoittaa, että sen molekyylit eivät ole polaarisia.
Analysoimalla molekyylien rakenteita voimme määrittää, ovatko ne polaarisia vai eivät, ottamalla huomioon kaksi tärkeää tekijää: ero elektronegatiivisuudessa atomien ja molekyylin geometrian välillä.
1.) Atomien välinen elektronegatiivisuus:
Jos molekyyli muodostuu sidoksista samojen kemiallisten alkuaineiden atomien välillä, toisin sanoen jos ne ovat yksinkertaisia aineita, kuten O2, H2, ei2, C32, P4, S8jne., ne eivät ole polaarisia, koska niiden atomien välillä ei ole eroa elektronegatiivisuudessa.
Ainoa poikkeus on otsonimolekyyli (O3), joka nähdään myöhemmin.
Jos molekyyli on piimaa ja sen muodostavat erilaiset elektronegatiivisuudet, molekyyli on polaarinen. Esimerkkejä: HC2, HF, HBr ja HI.
2.) Molekyyligeometria:
Molekyylin geometria vaikuttaa siihen, kuinka elektronit jakautuvat siinä, ja siten sen napaisuuteen. Jos molekyyli koostuu kolmesta tai useammasta atomista, meidän on analysoitava kukin muodostunut sidos ja molekyylin geometria. Katso esimerkki: CO2 - lineaarinen molekyyli:
δ- δ+ δ-
O = C = O
Huomaa, että happi on enemmän elektronegatiivista kuin hiili, joten sidoselektroneja houkuttelee enemmän happi. Niissä muodostuu osittainen negatiivinen varaus (δ-), kun taas hiilessä muodostuu osittainen positiivinen varaus (δ+). Näihin varauksiin moduulissa sitoutuneiden atomien ytimien etäisyyden kertomista (eli vain lukua ilman plus- tai miinusmerkkiä) kutsutaan dipolihetki ja sitä edustaa μ.
μ = d. |δ|
Tämä dipolimomentti osoitetaan nuolilla, jotka osoittavat elektronien houkuttelevimman elektronegatiivisen elementin suuntaan: O ← C → O. Tämä osoittaa, että tämä määrä on vektori (määrä, jolla on suuruus tai intensiteetti, suunta ja suunta). Siksi sitä edustaa parhaiten: 
.
Kun lasketaan yhteen kaikki vektorit, löydetään tuloksena oleva dipolimomentti, 
, joka tässä tapauksessa oli yhtä suuri kuin nolla, koska kahdella dipolimomentilla on samat arvot, mutta ne menevät vastakkaisiin suuntiin peruuttaen toisensa.
Kun tuloksena oleva dipolimomenttivektori on yhtä suuri kuin nolla, molekyyli on ei-polaarinen, mutta jos se on nolla, se on polaarinen.
Siksi CO-molekyylin tapauksessa2, hän on apolaari.
Katsokaa nyt toista esimerkkiä: H2O - kulmageometria (koska hapessa on ulommalla tasolla kaksi elektroniparia, jotka hylkivät elektronit sidoksista vetyihin):
Elektroneja houkuttelee happi. Mutta tässä tapauksessa vektorit eivät peruuta toisiaan, koska veden molekyyligeometria on kulmikas, koska sen suunnat eivät ole vastakkaisia, jolloin saadaan nollasta johtuva dipolimomenttivektori, ja siksi vesimolekyyli on polaarinen.
Katso lisää esimerkkejä alla olevasta taulukosta:
Kirjailija: Jennifer Fogaça
Valmistunut kemian alalta
Lähde: Brasilian koulu - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/polaridade-das-moleculas.htm
