Ejemplos de enlaces covalentes
El enlace covalente une átomos que comparten pares de electrones; aquí tienes más de 70 ejemplos reales clasificados por tipo.
El enlace covalente es la unión química en la que dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Es el enlace típico entre no metales y el que forma el agua, el oxígeno que respiramos, el azúcar, el ADN o los plásticos. En este artículo encontrarás más de 70 ejemplos reales de sustancias con enlaces covalentes, clasificados por tipo (polar, apolar, múltiple, coordinado y de red), además de ejercicios resueltos.
¿Qué es el enlace covalente?
El enlace covalente se produce cuando dos átomos con electronegatividades parecidas, normalmente no metales, comparten electrones para completar su capa de valencia. Ninguno es capaz de arrebatar el electrón al otro, como ocurre en el enlace iónico, así que el par compartido queda entre ambos núcleos y los mantiene unidos. Gilbert N. Lewis propuso en 1916 la idea del par de electrones compartido, e Irving Langmuir popularizó en 1919 el término covalencia. Linus Pauling explicó después estos enlaces con la mecánica cuántica.
Características
- Se da entre no metales (o entre un no metal y el hidrógeno), con diferencia de electronegatividad pequeña: como orientación, menor de 1,7 en la escala de Pauling.
- Forma moléculas con fórmula definida (H₂O, CO₂) o, en algunos casos, redes gigantes (diamante, cuarzo).
- Es direccional: da lugar a formas geométricas concretas, como el ángulo de 104,5° del agua o el tetraedro de 109,5° del metano.
- Puede ser simple, doble o triple según se compartan uno, dos o tres pares de electrones.
- Sustancias moleculares: suelen tener puntos de fusión y ebullición bajos y no conducen la electricidad.
- Sólidos de red covalente: muy duros y con puntos de fusión altísimos (el diamante alcanza el 10 de la escala de Mohs).
Ejemplos de enlaces covalentes
Moléculas diatómicas apolares (átomos iguales)
- Hidrógeno, H₂ (H–H; 436 kJ/mol).
- Oxígeno, O₂ (O=O).
- Nitrógeno, N₂ (N≡N, uno de los enlaces más fuertes: unos 945 kJ/mol).
- Flúor, F₂.
- Cloro, Cl₂.
- Bromo, Br₂ (líquido rojizo).
- Yodo, I₂ (sólido violáceo que sublima).
- Ozono, O₃.
- Fósforo blanco, P₄.
- Azufre, S₈.
Moléculas inorgánicas con enlaces polares
- Agua, H₂O.
- Amoníaco, NH₃.
- Cloruro de hidrógeno, HCl (diferencia de electronegatividad 0,96).
- Fluoruro de hidrógeno, HF.
- Bromuro de hidrógeno, HBr.
- Sulfuro de hidrógeno, H₂S (olor a huevo podrido).
- Dióxido de carbono, CO₂ (enlaces polares, molécula apolar por ser lineal).
- Monóxido de carbono, CO.
- Monóxido de nitrógeno, NO.
- Dióxido de nitrógeno, NO₂.
- Óxido nitroso, N₂O (gas de la risa).
- Dióxido de azufre, SO₂.
- Trióxido de azufre, SO₃.
- Peróxido de hidrógeno, H₂O₂ (agua oxigenada).
- Ácido sulfúrico, H₂SO₄.
- Ácido nítrico, HNO₃.
- Ácido fosfórico, H₃PO₄.
- Cianuro de hidrógeno, HCN.
- Tricloruro de fósforo, PCl₃.
- Trifluoruro de boro, BF₃.
- Hexafluoruro de azufre, SF₆.
- Tetracloruro de carbono, CCl₄.
Moléculas orgánicas
- Metano, CH₄ (gas natural).
- Etano, C₂H₆.
- Propano, C₃H₈, y butano, C₄H₁₀.
- Eteno o etileno, C₂H₄ (enlace doble C=C).
- Etino o acetileno, C₂H₂ (enlace triple C≡C), usado en soldadura.
- Benceno, C₆H₆.
- Metanol, CH₃OH.
- Etanol, C₂H₅OH (alcohol de las bebidas).
- Ácido acético, CH₃COOH (vinagre).
- Acetona, CH₃COCH₃ (quitaesmalte).
- Formaldehído, HCHO.
- Cloroformo, CHCl₃.
- Urea, CO(NH₂)₂.
- Glucosa, C₆H₁₂O₆.
- Sacarosa, C₁₂H₂₂O₁₁ (azúcar de mesa).
- Glicerina, C₃H₈O₃.
- Cafeína, C₈H₁₀N₄O₂.
- Ácido acetilsalicílico, C₉H₈O₄.
- Colesterol, C₂₇H₄₆O.
Enlace covalente coordinado o dativo
Un solo átomo aporta los dos electrones del par compartido.
- Ion amonio, NH₄⁺.
- Ion hidronio, H₃O⁺.
- Monóxido de carbono, CO (uno de sus tres pares es dativo).
- Aducto amoníaco-trifluoruro de boro, H₃N→BF₃.
- Hemoglobina: el hierro se une al oxígeno y al grupo hemo mediante enlaces de coordinación.
Sólidos de red covalente
- Diamante (carbono, cada átomo unido a otros cuatro).
- Grafito (láminas de carbono; conduce la electricidad).
- Grafeno (una sola lámina de grafito).
- Cuarzo, SiO₂ (arena, cristal de roca).
- Silicio cristalino de los chips.
- Carburo de silicio, SiC (abrasivos).
- Nitruro de boro cúbico, casi tan duro como el diamante.
Macromoléculas y polímeros
- ADN y ARN (enlaces fosfodiéster entre nucleótidos).
- Proteínas, unidas por enlaces peptídicos.
- Almidón y celulosa (enlaces glucosídicos).
- Caucho natural.
- Polietileno de las bolsas de plástico.
- PVC de las tuberías.
- Teflón (politetrafluoroetileno) de las sartenes.
- Nailon.
- PET de las botellas de agua.
Tipos de enlace covalente
| Criterio | Tipo | Ejemplo |
|---|---|---|
| Polaridad | Apolar (átomos iguales o casi) | Cl₂, H₂ |
| Polar (carga parcial en cada extremo) | H₂O, HCl | |
| Número de pares | Simple | H–H, C–H |
| Doble | O=O, C=C del eteno | |
| Triple | N≡N, C≡C del etino | |
| Origen de los electrones | Coordinado o dativo | NH₄⁺ |
| Estructura | Molecular o de red | CO₂ frente a SiO₂ |
Más detalle sobre la multiplicidad en enlaces simples, dobles y triples; y si quieres compararlo con los metales, consulta enlace metálico. Al aumentar el número de pares, el enlace se acorta y se fortalece: C–C (347 kJ/mol), C=C (614 kJ/mol) y C≡C (839 kJ/mol).
Ejercicios resueltos
1. ¿Cuántos pares de electrones comparten los átomos en N₂, O₂ y H₂?
N₂: 3 pares (triple); O₂: 2 pares (doble); H₂: 1 par (simple).
2. Calcula la diferencia de electronegatividad del HCl (H = 2,20; Cl = 3,16) y clasifica el enlace.
3,16 − 2,20 = 0,96: enlace covalente polar, con carga parcial negativa en el cloro.
3. El CO₂ tiene enlaces polares. ¿Por qué la molécula es apolar?
Porque es lineal (180°) y los dos dipolos C=O, iguales y opuestos, se anulan.
4. Identifica el enlace dativo en el ion amonio, NH₄⁺.
El nitrógeno del NH₃ aporta su par libre a un ion H⁺, que no tiene electrones: ese cuarto enlace N–H es coordinado, aunque después es indistinguible de los otros tres.
5. Clasifica como sustancia molecular o red covalente: azúcar, diamante, agua, cuarzo.
Moleculares: azúcar y agua. Redes covalentes: diamante y cuarzo.
6. ¿Cuántos enlaces covalentes forma el carbono en el metano y qué forma tiene la molécula?
Forma 4 enlaces simples C–H y la molécula es tetraédrica, con ángulos de unos 109,5°.
Importancia del enlace covalente
El enlace covalente es la base de la química orgánica y, por tanto, de la vida: el ADN, las proteínas, los azúcares y las grasas están construidos con él. También está en la mayoría de los medicamentos, los combustibles, los plásticos y los gases de la atmósfera. Saber si un enlace es polar o apolar permite predecir si una sustancia se disolverá en agua, por qué el aceite y el agua no se mezclan o por qué el hielo flota. Y los sólidos covalentes, como el silicio, son el corazón de la electrónica moderna.
Preguntas frecuentes
¿Entre qué elementos se forma el enlace covalente?
Principalmente entre no metales, como carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre o los halógenos, porque tienen electronegatividades parecidas y ninguno cede sus electrones al otro.
¿Qué diferencia hay entre enlace covalente polar y apolar?
En el apolar los electrones se comparten por igual, como en el Cl₂; en el polar el átomo más electronegativo los atrae más y se crean cargas parciales, como en el agua.
¿El agua tiene enlace covalente o iónico?
Covalente polar. Los átomos de hidrógeno y oxígeno comparten electrones dentro de la molécula; los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua son fuerzas intermoleculares, no enlaces covalentes.
¿Las sustancias covalentes conducen la electricidad?
En general no, porque no tienen iones ni electrones libres. Una excepción notable es el grafito, que conduce gracias a electrones deslocalizados entre sus láminas.
¿Qué es un enlace covalente coordinado?
Es aquel en el que los dos electrones del par compartido proceden del mismo átomo, como ocurre en el ion amonio (NH₄⁺) o en el ion hidronio (H₃O⁺).
Referencias
- Lewis, G. N. «The Atom and the Molecule». Journal of the American Chemical Society, 38, 1916.
- Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Ithaca: Cornell University Press, 1939.
- Chang, R. y Goldsby, K. A. Química. México: McGraw-Hill.
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2026). «Ejemplos de enlaces covalentes». Conceptualia. https://conceptualia.es/ejemplos/ejemplos-de-enlaces-covalentes/
