Enlace covalente: qué es, tipos y ejemplos

Por qué los átomos comparten electrones

Los átomos son más estables cuando su capa externa de electrones está completa. Para la mayoría, eso significa tener ocho electrones en esa capa: es la regla del octeto. El hidrógeno es la excepción principal: le basta con dos.

Cuando dos átomos necesitan ganar electrones y ninguno es capaz de quitárselos al otro, la salida es compartir. El par compartido pertenece a los dos a la vez y los mantiene unidos. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis describió esta idea en 1916.

Diferencia con el enlace iónico y el metálico

Tipos según cuántos pares se comparten

• Enlace simple: un par de electrones. Se dibuja con una raya. Ejemplo: el hidrógeno gaseoso, H–H.
• Enlace doble: dos pares. Se dibuja con dos rayas. Ejemplo: el oxígeno que respiramos, O=O.
• Enlace triple: tres pares. Se dibuja con tres rayas. Ejemplo: el nitrógeno del aire, N≡N. Es tan fuerte que el nitrógeno casi no reacciona.

A más pares compartidos, el enlace es más corto y más difícil de romper.

Tipos según cómo se reparten los electrones

La electronegatividad mide cuánto atrae un átomo los electrones de un enlace. De ella depende si el par se comparte en partes iguales o no.

Covalente apolar

Los dos átomos atraen los electrones con la misma fuerza, o casi, así que el par queda en el medio. Ocurre entre átomos iguales (H₂, O₂, Cl₂) o con electronegatividad muy parecida.

Covalente polar

Uno de los átomos atrae más los electrones y el par se corre hacia él. Ese extremo queda con una carga parcial negativa y el otro con una parcial positiva. El caso más conocido es el agua: el oxígeno atrae más que el hidrógeno, y por eso la molécula tiene un lado negativo y otro positivo. Esa polaridad explica que el agua disuelva tantas sustancias.

Como referencia, en la escala de Pauling una diferencia de electronegatividad menor que 0,4 suele considerarse apolar, entre 0,4 y 1,7 polar, y por encima de 1,7 el enlace se comporta como iónico. Son límites orientativos, no fronteras exactas.

Covalente coordinado o dativo

Los dos electrones del par los aporta un solo átomo. Una vez formado, no se distingue de otro enlace covalente. Aparece, por ejemplo, en el ion amonio (NH₄⁺).

Ejemplos de sustancias con enlaces covalentes

• Agua (H₂O): dos enlaces simples polares entre el oxígeno y cada hidrógeno.
• Dióxido de carbono (CO₂): dos enlaces dobles entre el carbono y cada oxígeno. Los enlaces son polares, pero la molécula es recta y las cargas se anulan, así que la molécula es apolar.
• Metano (CH₄): cuatro enlaces simples entre el carbono y los hidrógenos. Es el componente principal del gas natural.
• Amoníaco (NH₃): tres enlaces simples polares entre el nitrógeno y los hidrógenos.
• Diamante: cada átomo de carbono está unido a otros cuatro por enlaces covalentes, formando una red enorme. Por eso es tan duro.

Propiedades de las sustancias covalentes

Las sustancias formadas por moléculas covalentes, como el agua o el azúcar, suelen tener puntos de fusión y ebullición más bajos que los compuestos iónicos y no conducen la electricidad en estado puro. Las redes covalentes, como el diamante o el cuarzo, son la excepción: son muy duras y funden a temperaturas altísimas.