Para compreendermos o conceito da existência de moléculas polares e apolares temos de rever um conceito básico da química, que é o da eletronegatividade, e relacioná-lo com o formato das moléculas (geometria molecular); parece complicado, mas não é não.
A eletronegatividade é definida simplesmente como "a tendência relativa de um átomo atrair para si o par de elétrons de ligação quando ligado a outro por uma ligação covalente".
1. Compostos Iônicos:
Por apresentar átomos com uma grande diferença de eletronegatividade: átomos que perdem – cátions (+), e átomos que ganham – ânions (-), elétrons, toda molécula iônica é polar.
Note: seguindo a sua Tabela Periódica, para o sódio ao perder um elétron suas camadas eletrônicas ficaram parecidas com a do gás nobre precedente, o neônio; o cloro, tomando um elétron extra, transformou a sua última camada, que passa a ser idêntica na forma àquela do gás nobre mais próximo, que é o argônio.
1. Compostos Moleculares:
Após analisar o caráter polar (ou iônico) de uma ligação química, veremos como julgar a polaridade de uma molécula poliatômica a partir do sentido dos vetores momento de dipolo de cada ligação covalente polar. Considere que o vetor momento de dipolo (
) represente a polaridade de uma ligação química.
) represente a polaridade de uma ligação química.
Polaridade de moléculas diatômicas depende da existência ou não do vetor 
da ligação. Quando átomos com eletronegatividades diferentes se combinam, a nuvem eletrônica da ligação é polarizada (deslocada) no sentido do elemento mais eletronegativo. Por exemplo: na molécula de cloreto de hidrogênio (HCl), o átomo de cloro (mais eletronegativo) atrai densidade eletrônica da ligação, levando à formação de um dipolo elétrico. A ligação química no HCl é covalente polar.
da ligação. Quando átomos com eletronegatividades diferentes se combinam, a nuvem eletrônica da ligação é polarizada (deslocada) no sentido do elemento mais eletronegativo. Por exemplo: na molécula de cloreto de hidrogênio (HCl), o átomo de cloro (mais eletronegativo) atrai densidade eletrônica da ligação, levando à formação de um dipolo elétrico. A ligação química no HCl é covalente polar.
O primeiro cientista a sugerir uma escala de eletronegatividade foi Linus Pauling em 1932; ele propôs o valor de 4,0 para a eletronegatividade do flúor (mais eletronegativo) e o valor de 0,4 para a eletronegatividade do frâncio – o menos eletronegativo. Os demais elementos exibem, por conseguinte, valores intermediários de eletronegatividade. Veja na Figura 1 alguns valores de eletronegatividade sugeridos por Pauling. Foram desenvolvidas outras escalas de eletronegatividade mais elaboradas. No entanto, para uma abordagem inicial, a proposta de Pauling é extremamente eficiente. Clique aqui para ler mais sobre outras escalas de eletronegatividade.
Polaridade de moléculas tri e poliatômicas depende da soma vetorial dos vetores individuais (de cada ligação). Essa soma vetorial só pode ser feita após a determinação da geometria molecular.
individuais (de cada ligação). Essa soma vetorial só pode ser feita após a determinação da geometria molecular.
As moléculas CO2 (geometria linear), BF3 (geometria triangular ou trigonal plana) e CCl4 (geometria tetraédrica) são apolares, embora sejam constituídas de ligações covalentes polares. Veja a Figura 2, a seguir. Nessas moléculas, os momentos de dipolo individuais são cancelados mutuamente em virtude das geometrias moleculares, fazendo com que o vetor momento de dipolo resultante, 
, tenha módulo igual a zero. Uma molécula apolar é caracterizada por 
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, tenha módulo igual a zero. Uma molécula apolar é caracterizada por .
Figura 2. Moléculas apolares: 
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Curiosamente, por causa das geometrias moleculares, muitos ânions poliatômicos (moléculas com carga negativa) são apolares, apesar de formarem compostos iônicos com cátions, como: NO3-, SO42-, PO43- etc.
Nas moléculas de H2O, NF3 e CHCl3 (clorofórmio), por exemplo, os momentos de dipolo das ligações não se anulam, e as moléculas são ditas polares, já que 
(momento de dipolo resultante é diferente de zero) (Figura 3).
Figura 2. Moléculas polares: 
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