Ejemplo de Enlace Covalente

El Enlace Covalente es aquel en que dos átomos se unen compartiendo sus electrones, para ir completando sus Reglas del Octeto.

Historia del Enlace Covalente

Fue a principios del siglo XX que los químicos empezaron a comprender cómo y porqué se formaban las moléculas. El primer avance importante surgió con la proposición de Gilbert Lewis de que la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones. Lewis describió la formación de un enlace químico en el Hidrógeno como:

Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de Enlace Covalente, un enlace en que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los Compuestos Covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes.

Los Electrones en el Enlace Covalente

Para simplificar, el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea que conecta los símbolos de los elementos. Así, el enlace covalente de la molécula de Hidrógeno se escribe como H-H.

En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H₂ y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.

En los enlaces covalentes entre átomos de varios electrones sólo participan los electrones de valencia, que son los más externos, en el orbital más superficial. Participarán entre uno y tres de ellos en la unión.

A los demás electrones, que no participan en el enlace, se les llama Electrones No Enlazantes, o si los organizamos por pares, Pares Libres. Es decir, pares de Electrones de Valencia que no participan en la Formación del Enlace Covalente.

Representación del Enlace Covalente

Las estructuras con las que se representan los compuestos covalentes, como H₂ y F₂ se conocen como estructuras de Lewis. Una estructura de Lewis es una representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia, y no los internos.

Considerando la estructura de Lewis para la molécula de Agua H₂O, se señala primero con puntos todos los electrones de valencia de los átomos de Hidrógeno y de Oxigeno. 

En un segundo caso, se señala con una línea el enlace. Y los pares libres, que existirán sólo en el Oxígeno, con puntos. 

La Regla del Octeto

La formación de estas moléculas, como las del Agua H₂O, ilustra la llamada Regla del Octeto, propuesta por Lewis: Un átomo diferente del Hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto.

Al compartir electrones en un enlace covalente, cada átomo completa su octeto. Para el Hidrógeno, el requisito es que obtenga la configuración electrónica del Helio, que es tener un total de dos electrones.

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo o renglón de la tabla periódica. Estos elementos tienen subniveles en los que puede haber un total de ocho electrones.

Cuando un átomo de estos elementos forma un Compuesto Covalente, obtiene la configuración electrónica del Gas Noble Neón, compartiendo electrones con otros átomos en el mismo compuesto. 

Tipos de Enlaces Covalentes

Los átomos pueden formar distintos tipos de Enlaces Covalentes: Sencillos, Dobles o Triples.

En un Enlace Sencillo, dos átomos se unen por medio de Un Par de Electrones. Suceden en la gran mayoría de los compuestos Covalentes, y es la forma más básica de este enlace.

En muchos compuestos se forman Enlaces Dobles, es decir, cuando dos átomos comparten Dos Pares de Electrones. Si dos átomos comparten Dos Pares de Electrones, el enlace Covalente se denomina Enlace Doble. Estos enlaces se encuentran en moléculas como Dióxido de Carbono (CO₂) y Etileno (C₂H₄).

Un Enlace Triple surge cuando dos átomos comparten Tres Pares de Electrones, como en la molécula de Nitrógeno N₂, la molécula de Acetileno C₂H₂.

Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes sencillos. La Longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula. 

Diferencias entre Compuestos Covalentes y Iónicos

Los compuestos iónicos y covalentes presentan marcadas diferencias en sus propiedades físicas generales, debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza.

En los Compuestos Covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción; una de ellas es la que mantiene unidos a los átomos de una molécula. Una medida cuantitativa de esta atracción es la energía de enlace. La otra fuerza de atracción opera entre las moléculas completas, y se llama Fuerza Intermolecular. Como las Fuerzas Intermoleculares suelen ser más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de una molécula, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza.

En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. Por otro lado, las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos son electrólitos fuertes.

La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, y si se llegan a disolver, sus disoluciones acuosas por lo general no conducen electricidad porque estos compuestos son no electrólitos. Los compuestos iónicos fundidos conducen electricidad porque contienen cationes y aniones que se mueven libremente; los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen electricidad porque no hay iones presentes.

Ejemplos de Compuestos con Enlace Covalente

1. Acetileno C₂H₂
2. Metano CH₄
3. Etano C₂H₆
4. Propano C₃H₈
5. Butano C₄H₁₀
6. Benceno C₆H₆
7. Tolueno C₇H₈
8. Alcohol Metílico CH₃OH
9. Alcohol Etílico C₂H₅OH
10. Alcohol Propílico C₃H₇OH
11. Éter Metílico CH₃OCH₃
12. Éter MetilEtílico C₂H₅OCH₃
13. Éter Etílico C₂H₅OC₂H₅
14. Ácido Fórmico HCOOH
15. Ácido Acético CH₃COOH
16. Ácido Propiónico C₂H₅COOH
17. Ácido Butírico C₃H₇COOH
18. Dióxido de Carbono CO₂
19. Monóxido de Carbono CO
20. Nitrógeno molecular N₂
21. Hidrógeno molecular H₂