POLARES E APOLARES

MOLÉCULAS POLARES Uma molécula é considerada polar, quando os dipolos não são simétricos e, portanto, seus efeitos não se anulam mutuamente, gerando uma polarização, ou seja, dois átomos com eletronegatividades diferentes, ligados por um ou mais pares de elétrons compartilhados. Podemos tomar como exemplo uma molécula de Água (H2O), em que o pólo negativo incide sobre o átomo do elemento mais eletronegativo e o pólo positivo incide sobre o átomo do elemento menos eletronegativo.
H2 -> Delta de Eletropositividade (+)
O -> Delta de Eletronegatividade (-) Há também nelas, uma distorção elétrica que dá origem a um dípolo, isto é, existe na molécula uma área com predominância de carga positiva e outra com carga negativa. Essa distorção elétrica é mínima ou ausente nos hidrocarbonetos, chamados, por este motivo, apolares. Os íons são mais polares que as moléculas polares, já que possuem, realmente, carga elétrica.
MOLÉCULAS APOLARES
Uma molécula é apolar quando exibe simetria ao redor do átomo central do arranjo das ligações, de forma que os dípolos se neutralizem um ao outro ou quando todas as ligações existentes na molécula são apolares. Tomando como exemplo uma molécula de Dióxido de carbono (CO2), apresenta duas ligações duplas num arranjo linear. O pólo positivo de cada molécula está localizado no átomo de carbono, que é menos eletronegativo, e os pólos negativos estão localizados nos átomos de oxigênio, que são mais eletronegativos. A molécula possui, portanto, dois dípolos iguais que se anulam mutuamente, resultando em uma molécula apolar, embora as ligações sejam polares.
C -> Delta de Eletropositividade (+)
O2 -> Delta de Eletronegatividade (-) É importante considerar que sempre existe atração entre moléculas polares, entre moléculas polares e apolares e também entre moléculas apolares. Caso não existisse força de atração entre elas, não seria possível a existência das fases sólida e líquida. Tomando como exemplo uma molécula de Fluoreto