In de chemie verwijst polariteit naar de manier waarop atomen met elkaar binden. Wanneer atomen samenkomen in chemische binding, delen ze elektronen. Een polair molecuul ontstaat wanneer een van de atomen een sterkere aantrekkingskracht uitoefent op de elektronen in de binding. De elektronen worden meer naar dat atoom getrokken, zodat het molecuul een lichte ladingonbalans vertoont.
De plaats van elektronen in een binding

In een neutraal atoom cirkelen elektronen rond de atoomkern in een wolk. Wanneer atomen binden, delen ze deze elektronen. In dit geval kruisen de wolken van de elektronendichtheid elkaar. Dit is het meest uitgesproken in een covalente binding, waarin elektronen gelijk worden gedeeld. Wanneer een molecuul polair is, neigen de elektronen echter naar een van de atomen van de binding. Het exacte beeld van de elektronendichtheidswolken voor deze bindingen kan verschillen, afhankelijk van de betrokken atomen.
Polariteit bepalen

De polariteit van een binding wordt bepaald door een periodiek concept genaamd elektronegativiteit. Elektronegativiteit is een uitdrukking van de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken in een chemische binding. Om de polariteit van een binding te bepalen, moet je het verschil vinden in de elektronegativiteiten van de betrokken atomen. Als het verschil tussen 0,4 en 1,7 ligt, is de binding polair. Als het verschil groter is, zal de binding een ionisch karakter hebben. Dit betekent dat de elektronen uit het minder elektronegatieve element zullen worden genomen en al hun tijd aan het meer elektronegatieve element zullen besteden. Als het verschil in elektronegativiteiten kleiner is dan 0,4, is de binding niet-polair covalent. Dit betekent dat de elektronen gelijk worden verdeeld tussen de atomen en de binding geen polair karakter zal hebben.
Het dipoolmoment

In een polaire binding is het resulterende verschil in de gedeeltelijke ladingen van elk atoom een dipoolmoment genoemd. De negatieve gedeeltelijke lading bevindt zich bij het meer elektronegatieve element. De positieve gedeeltelijke lading bevindt zich op het minder elektronegatieve element. De dipoolmomenten in de individuele bindingen waaruit een molecuul bestaat, kunnen het gehele molecuul een bijbehorend netto dipoolmoment geven. Hoewel wordt gezegd dat het molecuul elektrisch neutraal is, heeft het nog steeds een aantal aantrekkelijke en afstotende eigenschappen vanwege het dipoolmoment. Dit kan leiden tot enkele unieke moleculaire eigenschappen. Het moleculaire dipoolmoment van het watermolecuul leidt bijvoorbeeld tot de kenmerkend hoge oppervlaktespanning van water.
Polaire banden en polaire moleculen

In bepaalde gevallen zijn de individuele bindingen van een molecuul polair van aard, maar het molecuul zelf is niet. Dit gebeurt wanneer de gedeeltelijke ladingen elkaar opheffen vanwege gelijke sterkte en tegengestelde fysieke oriëntatie. Het koolstofdioxidemolecuul bestaat bijvoorbeeld uit twee koolstof-zuurstofbindingen. De elektronegativiteit van zuurstof is 3,5 en de elektronegativiteit van koolstof is 2,5. Ze hebben een verschil van één, wat betekent dat elke koolstof-zuurstofbinding polair is. In het koolstofdioxidemolecuul zijn de atomen echter lineair georiënteerd met de koolstof in het midden. De gedeeltelijke ladingen van de twee zuurstofatomen verdwijnen en leveren een niet-polair molecuul op.