Definición de Enlace Covalente

Un enlace covalente es aquel que se forma cuando se comparten al menos un par de electrones desapareades del último nivel de energía entre dos átomos. Las moléculas, cuyos átomos están unidos por este tipo de enlace reciben el nombre de compuestos covalentes y los podemos encontrar en proteínas, cadenas de ADN, plantas, alimentos, entre otros.

Marilia Guillén | Agosto 2022
Licenciada en Química

La naturaleza del enlace covalente parte de la idea del enlazamiento químico de dos átomos con energías de ionización y afinidades electrónicas similares o iguales, por ello, la unión entre dichos átomos ocurre por la compartición de electrones desapareados de la capa más externa (electrones de valencia). A diferencia del enlace iónico, donde la transferencia de electrones desde los átomos de baja energía de ionización hacia los átomos de alta afinidad electrónica produce iones con carga opuesta atraídos por fuerzas coulómbicas, en el enlace covalente los electrones están deslocalizados formando nubes electrónicas que tiende a ser simétrica si la electronegatividad de los átomos involucrados en el enlace es similar [1,2].

En el caso más simple de formación de un enlace covalente, cada átomo que interviene proporciona un electrón al enlace. Por ejemplo, para la molécula de hidrógeno gaseoso puede ser representado mediante estructuras de Lewis como:

O también puede ser representado como:

Los puntos representan los electrones de valencia de cada átomo, en el caso del hidrógeno, solo posee un electrón. Cada par de electrones compartidos representa un enlace covalente, este se puede representar como una línea recta (A—B) [3]. Para cualquier átomo, se representan los electrones de valencia, donde los electrones se comparten para formar un enlace covalente en función de obtener una configuración electrónica de capa llena, es decir, que todos los átomos tengan 8 electrones en la capa de valencia lo que se conoce como la regla del octeto, excepto el Hidrógeno y el Helio que tienen una capacidad máxima de dos electrones. Los pares de electrones de valencia representados en orbitales llenos no participan en la formación de enlace, por ello, se les conoce como par de electrones no enlazante. Por ejemplo, para el amoniaco (NH3), el nitrógeno tiene 5 e- de valencia, tres de ellos están desapareados por lo que tiene capacidad para formar tres enlaces sencillos N—H y un par de e- no enlazante que no se involucra en la formación de enlace.

El enlace covalente en química orgánica

Los compuestos orgánicos están formados por los elementos no metálicos, donde el principal es el átomo de Carbono (C). Todos estos elementos son capaces de formar enlaces covalentes. En la figura 1 se muestran los electrones de valencia de los elementos no metálicos: C, N, O, S, H, F, Cl, Br y I.

Figura 1. Electrones de valencia de los elementos no metálicos involucrados en compuestos orgánicos (Adaptado del Petrucci, et al. Química General 11º Edición [4]).

El Hidrógeno (H) tiene 1 e- de valencia con una capacidad para formar un enlace sencillo, en el caso de los elementos: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I) tienen 7 e- de valencia, de los cuales 1 e- está desapareado con capacidad para formar un enlace covalente sencillo y 3 pares de e- no enlazantes. En el caso del oxígeno (O) y azufre (S) tiene 2 e- desapareados con capacidad para formar dos enlaces covalente sencillos y 2 pares de e- no enlazantes. En el caso del nitrógeno (N) fue discutido en la sección anterior, mientras que el átomo de carbono (C) tiene 4e- de valencia, todos desapareados y requiere 4e- más para completar el octeto, por ello puede formar hasta cuatro enlaces sencillos. En particular, el átomo de carbono tiende a compartir electrones con otros átomos de carbono, dando como resultado una infinidad de compuestos orgánicos, cuya cadena principal está conformada por átomos de carbono [1], por ejemplo, combustibles fósiles, plásticos, polímeros, etc., estas cadenas pueden estar sustituidas por grupos que contienen N, O, S, H, F, Cl, Br y I.

Cabe destacar que el octeto de un átomo completado a partir de enlaces covalentes no se limita solo a la formación de enlaces sencillos (un par de electrones compartidos), se puede usar cualquier combinación como la formación de dobles enlaces (dos pares de electrones compartidos) y triples enlaces (tres pares de electrones compartidos) tal como se muestra en la figura 2.

Figura 2. Formación de enlaces sencillos, dobles y triples de acuerdo a la cantidad de pares de electrones compartidos.

Clasificación de los enlaces covalentes

Cuando los átomos involucrados en el enlace covalente tienen diferentes valores de electronegatividad, medida a partir de la escala de Pauling, los electrones compartidos se aproximan al elemento más electronegativo, generando un dipolo permanente del enlace y un momento dipolar, donde la suma de todos ellos da como resultado la polaridad de la molécula. A partir de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser:

- Enlace covalente polar si la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados se ubica dentro del rango 0,5 – 1,6. En este caso, el átomo con mayor electronegatividad adquiere una carga parcial negativa (δ-) mientras que el átomo menos electronegativo adquiere la carga parcial positiva (δ+). Estos dipolos mantienen las moléculas unidas en fase líquida o sólida a través de interacciones dipolo-dipolo e inclusive enlaces de hidrógeno. En la tabla periódica, los elementos aumentan el valor de electronegatividad de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, tal como se muestra en la figura 1.

- Enlace covalente apolar: si la diferencia de electronegatividad es menor a 0,5. Un ejemplo de ellos son los enlaces de las moléculas de H2, N2, O2 y Cl2, dónde los electrones del último nivel de energía están divididos simétricamente entre los dos núcleos, razón por la cual no se generan dipolos permanentes, sin embargo, pueden generarse distorsiones de la nube electrónica mediante fuerzas de van der Waals, provocando dipolos instantáneos e interactuar con otras moléculas apolares en fases condensadas.

Cuando la diferencia de electronegatividad supera el valor de 1,6 el átomo más electronegativo atrae toda la densidad electrónica formando un ion con carga negativa y el enlace es iónico.

Enlace covalente y la teoría de orbitales moleculares

La formación del enlace covalente puede ser explicada a partir de la teoría de orbital molecular de la siguiente manera: los átomos poseen orbitales atómicos (OA) que contiene los electrones de enlace que, cuando se acercan entre sí (reaccionan) para formar las moléculas, se atraen mutuamente y se solapan formado orbitales moleculares de enlace (OM) lo que da origen al enlace covalente [5]. Este solapamiento puede darse de dos maneras: por solapamiento frontal cabeza con cabeza de orbitales atómico con una orientación específica, formando un enlace sigma (enlace σ), por ejemplo: solapamiento de orbitales s-s, p-p o s-p (figura 3, izquierda). También puede ser por traslape de orbitales p paralelos donde cada uno de ellos tiene un electrón, formando un enlace pi (enlace π) (figura 3, derecha).

Figura 3. (Izquierda) Solapamiento frontal entre orbitales s-s, s-p y p-p. (Derecha) traslape paralelo de orbitales p.

 
 
 
 
Por: Marilia Guillén. Licenciada en Química. Profesora Asistente del Laboratorio de Cristalografía, Departamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad de Los Andes, Mérida, Venezuela.
Art. actualizado: Agosto 2022; sobre el original de mayo, 2010.
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Guillén, M. (Agosto 2022). Definición de Enlace Covalente. Definición ABC. Desde https://www.definicionabc.com/ciencia/covalente.php
 

Referencias

[1] P.S. Bailey, C.A. Bailey, Química Orgánicoa. Conceptos y Aplicaciones, Quinta Ed., Prentice Hall Inc., México, 1995.

[2] B. Mahan, R. Myers, Química. Curso Universitario, Cuarta Ed., Addison-Wesley Iberoamericana, USA, 1990.

[3] R. Chang, Química, Décima Ed., McGraw-Hill/Interamericana Editores, México, 2010.

[4] R. Petrucci, G. Herring, J. Madura, C. Bissonnette, Química General, Décima Ed., Pearson Education S.A., Madrid, 2011.

[5] D. Carroz, Química Orgánica Básica, Primera Ed, Universidad de Los Andes, Mérida, Venezuela, 1997.
 
 
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