Antwoord: NO2 is polair molecuul door de aanwezigheid van een lone paar elektronen waarvan de elektron-elektron afstoting resulteert in een gebogen structuur. Dit verdeelt de lading ongelijk binnen het molecuul en induceert daardoor een permanente dipool.
Door de aanwezigheid van slechts één lone paar elektronen op de centrale stikstof, in tegenstelling tot bijvoorbeeld H2O met twee lone paren op de centrale zuurstof, vinden we dat NO2 een grotere centrale hoek heeft, bijna 30˚ groter dan de “gebogen” structuur van H2O. In combinatie met de elektronegatieve zuurstofatomen (3,44) aan de uiteinden van stikstofdioxiden vermindert dit het dipoolmoment aanzienlijk. Als gevolg daarvan heeft NO2 een smeltpunt van -9,3˚C en een kookpunt van 21˚C. Het is oplosbaar in minder polaire verbindingen zoals CCl4 en chloroform. Er wordt gezegd dat het een “roodbruine” kleur heeft bij hogere temperaturen.

NO2 Bal- en staafdiagram. Gemaakt met Avagadro.

Hoe wordt NO2 in de echte wereld gebruikt?
Stikstofdioxide wordt gebruikt in een groot aantal reacties om bijvoorbeeld salpeterzuur of nitrieten te produceren. Het wordt ook gebruikt in raketbrandstoffen, omdat het een sterke oxidator is met een sterke affiniteit voor elektronen. Deze zelfde eigenschappen maken de verbinding echter giftig voor de menselijke gezondheid, aangezien de molecule reageert in het ademhalingsstelsel. Dit wordt in verband gebracht met een toename van het aantal gevallen van astma. Uit de volkstelling van 2000 blijkt dat de helft van de huishoudens in de VS gaskachels gebruikt, waardoor het risico op NO2-vergiftiging drie keer zo groot is.