Hier is een uitsplitsing:

* atomen zijn neutraal: Atomen hebben een gelijk aantal protonen (positieve lading) en elektronen (negatieve lading), waardoor ze in het algemeen elektrisch neutraal zijn.

* Elektronen zijn niet gelijk verdeeld: Hoewel het atoom neutraal is, zijn de elektronen niet altijd gelijk verdeeld over de kern. Dit komt door de verschillende elektronegativiteiten van atomen in een molecuul.

* elektronegativiteit: Elektronegativiteit is het vermogen van een atoom om elektronen in een binding aan te trekken. Meer elektronegatieve atomen trekken de elektronen dichter bij hen, waardoor een gedeeltelijke negatieve lading ontstaat op dat atoom en een gedeeltelijke positieve lading op het minder elektronegatieve atoom.

* Dipoolmoment: Deze ongelijke ladingsverdeling creëert een dipoolmoment , een maat voor de scheiding van positieve en negatieve ladingen binnen een molecuul.

* Polaire moleculen: Moleculen met significante dipoolmomenten worden polaire moleculen genoemd . Ze hebben een "positief einde" en een "negatief einde" vanwege de ongelijke ladingsverdeling.

Voorbeelden:

* water (h₂o): Zuurstof is elektronegatiefer dan waterstof, dus de elektronen in de O-H-bindingen besteden meer tijd dichter bij het zuurstofatoom. Dit creëert een gedeeltelijke negatieve lading op de zuurstof- en gedeeltelijke positieve ladingen op de hydrogenen.

* koolstofdioxide (co₂): De zuurstofatomen zijn meer elektronegatief dan het koolstofatoom. Omdat het molecuul echter lineair is, annuleren de dipoolmomenten van de twee C-O-bindingen elkaar, wat resulteert in een nonpolar molecuul.

Inzicht in dipoolmomenten is belangrijk omdat het ons helpt het gedrag van moleculen te voorspellen, zoals hun oplosbaarheid in verschillende oplosmiddelen en hun vermogen om te interageren met andere moleculen.