miniatura|Enllaç covalent entre hidrogen i carboni per formar metà Lenllaç covalent és un tipus d'enllaç químic en què dos àtoms comparteixen un o més parells d'electrons de tal manera que la seva escorça quedi plena. Els dos àtoms de l'enllaç químic que comparteixen els electrons són d'elements amb electronegativitats altes, on cap dels dos àtoms té prou energia per a arrancar un electró d'un altre àtom. D'aquesta manera, cap dels dos àtoms té molta més tendència que l'altre a guanyar o perdre electrons. Aquest tipus d'enllaç és més fort que l'enllaç per pont d'hidrogen i similar en força a l'enllaç iònic.
L'enllaç covalent és més comú entre els àtoms de no metalls també metall-semimetall o metall-no metall(sempre que la càrrega d'electrons de l'última capa del metall en qüestió sigui superior a >3) com per exemple CrO₃ i Ni₂Si,mentre que l'enllaç iònic és propi dels àtoms de metall o, si més no, entre un metall i un no-metall(sempre que el metall tingui les càrregues de l'última valència iguals o inferiors a 3) com per exemple Na₂C₂ i CsF.
L'enllaç covalent sol ser més fort que els altres tipus d'enllaç, com ara l'enllaç iònic. A diferència de l'enllaç iònic, en què la força d'atracció elèctrica no direccional manté junts els ions, l'enllaç covalent és altament direccional. És per això que les molècules covalents tendeixen a formar-se en un nombre relativament petit de formes característiques, amb els enllaços disposats en uns determinats angles.
La unió entre àtoms caracteritzada per la compartició d'electrons s'anomena enllaç covalent. Així, cada parell d'electrons compartits forma un enllaç covalent que es manté unit degut a l'atracció entre les càrregues positives dels nuclis i les negatives dels electrons compartits. Aquesta atracció entre els dos electrons, simultània i d'una magnitud aproximadament igual, rebaixa l'energia total del sistema de manera que el sistema resultant és més estable que els àtoms independents.
En la majoria dels casos, l'enllaç covalent dona lloc a la formació de molècules.Ventanas al Universo en línia Si els àtoms units per enllaços covalents són del mateix element, es forma la molècula d'un element; però si són de'elements diferents, es forma la molècula d'un compost.
Història Pels dies en què Lewis començava a desenvolupar les seves idees, a principis del , estava realment estesa la creença que tot enllaç químic implicava atracció electroestàtica entre dues entitats iòniques, o de naturalesa similar. Aquesta teoria era aplicable a tots els compostos iònics, que són coneguts pel fet que, tal com, per exemple, fa el NaCl, es dissocien en ions quan són dissolts en aigua; però, la teoria no servia si volien extrapolar-la als enllaços entre compostos de naturalesa no electrolítica, com per exemple el CH₄. En aquest últim cas no es podia suposar una força electroestàtica entre components carregats electroquímicament. Tanmateix encara no s'havia plantejat el concepte d'orbitals atòmics, fet que hagués facilitat bastant trobar una explicació a la naturalesa d'aquest últim tipus d'enllaços. El concepte que sí que era conegut era el d'electrons de valència, de la mateixa manera que la taula periòdica ja havia estat proposada per Dmitri Mendeléiev.
Per tant, no és d'estranyar que la localització dels gasos nobles en aquesta fes que es comencés a considerar el fet que tots (menys l'Heli) tenien vuit electrons de valència. De la mateixa manera, es va començar a estudiar el fet que certs elements tendissin a formar unions, guanyant o perdent electrons, de forma que acabessin tenint vuit electrons a la capa de valència.
Exemples de notació de Lewis Lewis buscava una manera d'aconseguir enunciar una regla que, a partir d'aquella tendència a l'octet, http://www.xtec.cat/~afaro1/4ESO/Activitats/10.configuracio.elect.html aconseguís explicar la formació dels compostos que no eren de naturalesa iònica sense haver de recórrer a les interaccions electroestàtiques. Així va ser com va enunciar la regla de l'octet, segons la qual, tots els elements de la taula periòdica, tenen tendència a guanyar o perdre electrons de forma que aconsegueixin una configuració de la capa de valència el més similar possible a la d'un gas noble.
Aquell mateix any, el 1916, ell mateix va descriure la compartició de parells d'electrons entre àtoms. Per simplificar la seva teoria, va introduir també la Notació de Lewis, on els electrons de valència (els de l'escorça) són representats per punts entorn dels símbols atòmics dels àtoms a qui envolten. Per expressar un compost covalent, doncs, s'ajunten dos símbols atòmics i es posa el parell d'electrons que comparteixen enmig. Diversos parells d'electrons representen enllaços múltiples, com ara el doble enllaç o el triple enllaç. A la figura es mostren diversos exemples de notació de Lewis. Es mostra en color blau una forma alternativa, on els electrons que formen l'enllaç (els que són compartits pels àtoms) es representen mitjançant línies.
Tot i així, cal dir que la teoria dels electrons compartits no és només mèrit de Lewis. El seu col·lega Irving Langmuir també hi va tenir molt a veure. D'alguna forma, va col·laborar amb Lewis per desenvolupar la teoria i va ajudar a estendre-la i divulgar-la (fins i tot, va començar a ser coneguda com la teoria de Langmuir,All about Chemical Bounding[en línia]: http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/cb03.html fet que va molestar molt a Lewis).
Malgrat la teoria de Lewis fos bastant satisfactòria a l'hora d'explicar la compartició d'electrons d'una forma més aviat qualitativa i intuïtiva, no va ser fins a l'arribada de la mecànica quàntica que els científics varen poder donar una explicació més consistent a la mecànica i la naturalesa de l'enllaç covalent, i també poder predir les estructures i propietats dels compostos covalents, o molècules, més simples.
Walter Heitler i Fritz London són considerats els primers a obtenir amb èxit una explicació quàntica de l'enllaç químic, concretament el de la molècula d'hidrogen, el 1927. El seu treball es basa en el model d'enllaç de valència. Aquest assumeix que un enllaç químic es forma quan se superposen els orbitals atòmics dels àtoms que participen en l'enllaç (i gràcies a això es produeix la compartició d'electrons entre els àtoms).
Teoria actual En l'actualitat, el model de l'enllaç de valència ha estat substituït per la teoria dels orbitalsmMoleculars (TOM)http://www.acienciasgalilei.com/qui/pdf-qui/ecovalente.pdf desenvolupada per Mulliken i Hund (1928). El punt de partida d'aquesta teoria és la teoria dels orbitals atòmics (TOA), i considera que els enllaços covalents entre dos nuclis situats a una distància d'equilibri es formen per superposició dels orbitals atòmics (OA) dels àtoms que participen en l'enllaç, de manera que els nous orbitals moleculars (OM) pertanyen a la molècula sencera i no a un sol àtom. A més, la teoria dels orbitals moleculars considera que els orbitals atòmics del nivell de valència deixen d'existir quan es forma la molècula, i són substituïts per un nou conjunt de nivells energètics que corresponen a noves distribucions de densitat de probabilitat. Aquests nous nivells energètics es consideren en la molècula com un tot i s'anomenen orbitals moleculars.
Aquests orbitals són anàlegs als orbitals atòmics i presenten característiques similars. Cada electró d'una molècula ve descrit per una funció d'ona Ψ, anomenada orbital molecular i a cada orbital molecular li correspon una energia determinada. Per determinar l'estructura electrònica d'una molècula es calculen en primer lloc les energies dels possibles orbitals moleculars. A continuació s'introdueixen els electrons en aquests orbital molecular seguint el procediment d'Aufbau: sense violar el principi d'exclusió de Pauli ni la regla de la màxima multiplicitat de Hund.
Igual que amb els àtoms polielectrònics, no és possible resoldre l'equació de Schrödinger de forma exacta per la molècula i cal recórrer a mètodes aproximats per a conèixer la forma de les funcions d'ona que representen els OM. Un dels mètodes d'aproximació més utilitzats és el que fa ús de les combinacions lineals d'orbitals atòmics (CLOA), que fou introduït per Sir John Lennard-Jones (1929). De manera simple, explica que quan un electró està prop dels nuclis, és a dir, està "controlat" per un nucli, la seva funció d'ona serà molt semblant a la d'un orbital atòmic. miniatura|Diagrama del nivell d'energia de H2 miniatura|Orbital molecular sigma d'enllaç (teoria dels orbitals moleculars) Els principis fonamentals de l'aproximació CLOA són: Els OM es formen per combinació o interacció d'orbitals atòmics procedents de dos o més àtoms. Només els electrons de valència estan implicats en l'enllaç químic, i només els orbitals de valència es combinen per formar OM. Les orbitals es conserven durant l'enllaç químic: el nombre d'OA que es combinen és sempre igual al nombre d'OM que es formen. Els OM tenen propietats similars als OA. Només els OA que tenen propietats de simetria idèntiques poden interaccionar entre si. La mescla d'orbitals és més significativa quan els OA tenen aproximadament la mateixa energia. A mesura que la diferència d'energia (ΔE) entre els OA augmenta, l'efectivitat de la superposició disminueix.
Durant la formació de l'enllaç covalent, els dos orbitals (en el cas d'una molècula diatòmica) s'aproximen i comencen a superposar-se, alliberant energia a mesura que l'electró de cada àtom és atret per la càrrega positiva del nucli de l'altre àtom. Com major sigui la superposició, major serà l'energia alliberada i, per tant, menor serà l'energia de l'OM. Si el procés d'aproximació dels àtoms continués, els nuclis atòmics s'arribarien a repel·lir mútuament; de manera que l'energia del sistema augmentaria. Això significa que la màxima estabilitat (mínima E) es dona quan els nuclis es troben a una distància determinada. Aquesta distància es coneix com a longitud del nou enllaç covalent.
Els dos OM normalitzats que descriuen l'electró de la molècula ió de l'hidrogen (o qualsevol altra molècula homonuclear amb un sol electró d'enllaç) són:
Funció simètrica:
Funció antisimètrica:
A partir de les funcions d'ona anteriors es pot determinar la distribució de càrrega electrònica en la molècula; i a partir de les expressions de l'energia se'n poden calcular els nivells energètics moleculars.
Classificació de l'enllaç covalent Segons el nombre d'electrons que participin en l'enllaç, aquest es pot classificar en:
Enllaç covalent simple: es comparteixen un parell d'electrons. Exemple: H-H (dihidrogen), Cl-Cl (diclor)
Enllaç covalent doble: es comparteixen dos parells d'electrons. Exemple: O=C=O (diòxid de carboni), O=O (oxigen)
Enllaç covalent triple es comparteixen tres parells d'electrons. Exemple: N≡N (dinitrogen). Segons la diferència d'electronegativitat, que mesura la tendència d'un àtom a atreure sobre si mateix els electrons compartits, els enllaços covalents es classifiquen segons la seva polaritat:
Enllaç covalent polar: és el tipus d'enllaç covalent que es forma quan els electrons es comparteixen de manera desigual pels dos àtoms que formen l'enllaç degut a una diferència d'electronegativitat d'aquests. Així, l'extrem de la molècula amb l'àtom més electronegatiu adquireix la càrrega parcial negativa (δ-) i l'altre extrem amb l'àtom menys electronegatiu adquireix la càrrega parcial positiva (δ+). Per formar aquest tipus d'enllaç la diferència d'electronegativitat ha d'estar compresa entre 0.5 i 1.7. Exemple: H-Cl
Enllaç clorur hidrogen|200px
Enllaç covalent apolar: és el tipus d'enllaç que es forma quan els dos àtoms que formen aquest enllaç són iguals, tenen la mateixa electronegativitat i, per tant, la diferència és zero. Així, els electrons són atrets en igual magnitud per ambdós àtoms. Per formar aquest tipus d'enllaç, els àtoms han de tenir una diferència d'electronegativitat menor o igual a 0.4. Exemple: H-H (dihidrogen)
Enllaç dihidrogen|200px