Keemias viitab polaarsus aatomite omavahelise sidumise viisile. Kui aatomid keemilises ühenduses kokku saavad, jagavad nad elektrone. Polaarmolekul tekib siis, kui üks aatomitest avaldab sidemes olevate elektronide suhtes tugevamat atraktiivset jõudu. Elektronid tõmbuvad selle aatomi poole rohkem, nii et molekulil on väike laengu tasakaalustamatus.
Elektronide koht võlakirjas
Neutraalses aatomis tiirlevad elektronid pilves aatomi tuuma ümber. Aatomite sidumisel jagavad nad neid elektrone. Sel juhul ristuvad elektrontiheduse pilved omavahel. See väljendub kõige rohkem kovalentses sidemes, milles elektronid on võrdselt jagatud. Kui molekul on polaarne, kalduvad elektronid aga sideme ühe aatomi poole. Nende sidemete elektrontiheduse pilvede täpne pilt võib sõltuvalt kaasatud aatomitest olla erinev.
Polaarsuse määramine
Sideme polaarsuse määrab perioodiline mõiste, mida nimetatakse elektronegatiivsuseks. Elektronegatiivsus on aatomi kalduvus elektronide ligimeelitamiseks keemilises sidemes. Sideme polaarsuse kindlakstegemiseks peate leidma erinevuse kaasatud aatomite elektronegatiivsuses. Kui vahe on vahemikus 0,4 kuni 1,7, on side polaarne. Kui erinevus on suurem, on sidemel iooniline iseloom. See tähendab, et elektronid võetakse vähem elektronegatiivsest elemendist ja nad veedavad kogu oma aja elektronegatiivsema elemendi ümber. Kui elektronegatiivsuste erinevus on väiksem kui 0,4, on side mittepolaarne kovalentne. See tähendab, et elektronid jagunevad aatomite vahel võrdselt ja sidemel pole polaarset iseloomu.
Dipoolne hetk
Polaarsidemes nimetatakse iga aatomi osaliste laengute erinevust dipoolmomendiks. Negatiivne osalaeng asub elektronegatiivsema elemendi juures. Positiivne osaline laeng asub vähem elektronegatiivses elemendis. Molekuli moodustavate üksiksidemete dipoolmomendid võivad anda kogu molekulile vastava dipoolmomendi. Kuigi väidetavalt on molekul elektriliselt neutraalne, on sellel oma dipoolmomendi tõttu siiski mõned atraktiivsed ja tõrjuvad omadused. See võib viia ainulaadsete molekulaarsete omadusteni. Näiteks põhjustab veemolekuli molekulaarne dipoolmoment vee iseloomulikult kõrge pindpinevuse.
Polaarsidemed ja polaarmolekulid
Teatud juhtudel on molekuli üksikud sidemed oma olemuselt polaarsed, kuid molekul ise mitte. See juhtub siis, kui osalised laengud tühistavad üksteise võrdse tugevuse ja vastupidise füüsilise orientatsiooni tõttu. Näiteks koosneb süsinikdioksiidi molekul kahest süsiniku-hapniku sidemest. Hapniku elektronegatiivsus on 3,5 ja süsiniku elektronegatiivsus 2,5. Neil on üks erinevus, mis tähendab, et iga süsiniku-hapniku side on polaarne. Kuid süsinikdioksiidi molekulis on aatomid orienteeritud lineaarselt süsinikuga keskel. Kahe hapniku aatomi osalised laengud tühistuvad, saades mittepolaarse molekuli.