Química

Enlace covalente: tipos y 10 ejemplos

En un enlace covalente, dos núcleos se mantienen unidos por su interacción con densidad electrónica compartida. Puede formar moléculas pequeñas o redes extensas y no siempre produce una molécula polar.

Editorial Ejemplode 9 min Revisado editorialmente

Respuesta rápida

En H₂, dos átomos iguales comparten electrones de forma equivalente; en HCl, el cloro los atrae con mayor intensidad. Ambos enlaces son covalentes, pero el primero es no polar y el segundo es polar.

Índice del artículo

Qué es un enlace covalente

Un enlace covalente mantiene unidos dos átomos mediante la atracción de sus núcleos por densidad electrónica compartida. En el modelo de Lewis, esa unión se representa con uno o más pares de electrones entre los átomos.

Compartir no significa que los electrones se repartan siempre por igual. La diferencia de electronegatividad puede desplazar la densidad electrónica hacia uno de los átomos y producir un enlace polar.

Tipos de enlace covalente

Tipo	Qué ocurre	Ejemplo
No polar	La densidad electrónica se comparte de forma equivalente o casi equivalente.	H₂, Cl₂.
Polar	Un átomo atrae con mayor intensidad la densidad compartida.	HCl, enlaces O–H del agua.
Simple	Se comparte un par electrónico.	H–H.
Doble	Se comparten dos pares electrónicos.	O=O.
Triple	Se comparten tres pares electrónicos.	N≡N.
Red covalente	Los enlaces se extienden por todo el sólido.	Diamante.

Representación didáctica de enlaces covalentes polares en una molécula de agua. — Los enlaces O–H son polares; la geometría angular evita que sus dipolos se cancelen.

Polaridad del enlace y polaridad de la molécula

Son preguntas diferentes. Primero se analiza si cada enlace distribuye la densidad electrónica de manera desigual. Después se estudia la geometría para comprobar si los dipolos se suman o se cancelan.

Agua, H₂O

Sus enlaces O–H son polares y la geometría angular produce una molécula polar.

Dióxido de carbono, CO₂

Sus enlaces C=O son polares, pero la geometría lineal cancela los dipolos y la molécula es apolar.

Enlace covalente y enlace iónico no son lo mismo

Criterio	Covalente	Iónico
Descripción	Densidad electrónica compartida entre núcleos.	Atracción entre iones de carga opuesta.
Estructura	Moléculas o redes covalentes.	Red iónica.
Entidad representada	La fórmula puede corresponder a una molécula.	La fórmula suele expresar una proporción mínima.
Límite	Puede existir carácter iónico parcial.	Puede existir carácter covalente parcial.

Relación con la familia

Este tema pertenece a Enlaces químicos. Compara los tres modelos en Tipos de enlaces químicos y continúa con Enlace iónico y Enlace metálico.

10 ejemplos explicados paso a paso

1

1. Hidrógeno, H₂

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Dos átomos de H aportan un electrón cada uno.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: Los núcleos atraen el mismo par electrónico.
Cálculo: Los átomos son iguales; no se forma un dipolo permanente.
Resultado: Enlace covalente simple no polar.

Interpretación: La molécula es elemental: tener enlace covalente no implica contener elementos distintos.

2

2. Cloro, Cl₂

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Dos átomos de Cl comparten un par.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: Cada Cl completa su capa de valencia en el modelo de Lewis.
Cálculo: La diferencia de electronegatividad es nula.
Resultado: Enlace covalente simple no polar.

Interpretación: La molécula es apolar porque los dos átomos atraen la densidad de manera equivalente.

3

3. Cloruro de hidrógeno, HCl

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: H y Cl comparten un par electrónico.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: Cl atrae con mayor intensidad la densidad compartida.
Cálculo: Se representan polos parciales Hδ⁺–Clδ⁻.
Resultado: Enlace covalente polar.

Interpretación: Que HCl se ionice ampliamente en agua no cambia la naturaleza covalente de la molécula aislada.

4

4. Agua, H₂O

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Dos enlaces O–H y geometría angular.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: Cada enlace es polar y los dipolos no se cancelan.
Cálculo: La suma vectorial de dipolos es distinta de cero.
Resultado: Molécula polar con enlaces covalentes polares.

Interpretación: La geometría molecular es necesaria para pasar de polaridad de enlace a polaridad molecular.

5

5. Dióxido de carbono, CO₂

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Dos enlaces dobles C=O y geometría lineal.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: Cada enlace es polar, pero apunta en sentido opuesto al otro.
Cálculo: Los dipolos se cancelan por simetría.
Resultado: Molécula apolar con enlaces covalentes polares.

Interpretación: Este caso demuestra que enlace polar y molécula polar no significan lo mismo.

6

6. Amoniaco, NH₃

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Tres enlaces N–H y un par libre sobre N.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: La geometría piramidal impide la cancelación de dipolos.
Cálculo: La densidad se concentra más hacia el nitrógeno.
Resultado: Molécula polar con enlaces covalentes polares.

Interpretación: El par libre influye en la geometría y, por tanto, en la polaridad molecular.

7

7. Metano, CH₄

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Cuatro enlaces C–H y geometría tetraédrica.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: La distribución simétrica cancela los pequeños dipolos de enlace.
Cálculo: La suma vectorial es aproximadamente cero.
Resultado: Molécula covalente apolar.

Interpretación: La simetría de la molécula importa más que mirar un solo enlace de manera aislada.

8

8. Oxígeno, O₂

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Dos átomos de O comparten dos pares en Lewis.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: El enlace doble satisface el recuento electrónico del modelo.
Cálculo: O=O entre átomos iguales.
Resultado: Enlace covalente doble no polar.

Interpretación: El orden de enlace es mayor que en un enlace simple; no significa que existan dos moléculas unidas.

9

9. Nitrógeno, N₂

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Dos átomos de N comparten tres pares en Lewis.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: El enlace triple produce una unión corta y fuerte.
Cálculo: N≡N entre átomos iguales.
Resultado: Enlace covalente triple no polar.

Interpretación: La energía necesaria para romper el enlace ayuda a explicar la baja reactividad del N₂ en condiciones ordinarias.

10

10. Diamante

Analizar el caso y justificar el tipo de enlace mediante partículas, distribución electrónica y estructura.

Datos: Cada átomo de C se enlaza con cuatro vecinos.
Fórmula: identificar partículas → analizar electrones y cargas → reconocer molécula o red → comprobar la clasificación
Sustitución: Los enlaces covalentes se extienden por toda la estructura.
Cálculo: No hay moléculas discretas de diamante.
Resultado: Red covalente tridimensional.

Interpretación: Una sustancia covalente no siempre está formada por moléculas pequeñas; también puede formar una red extensa.

Ahora te toca a ti

Ejercicio 1

Decide si H₂ y HCl tienen el mismo tipo de polaridad de enlace.

Comprobar respuesta

Respuesta orientativa: No. H₂ es no polar y HCl es polar.

En H₂ los átomos son iguales; en HCl el cloro atrae más la densidad compartida.

Ejercicio 2

Explica por qué CO₂ es apolar aunque sus enlaces sean polares.

Comprobar respuesta

Respuesta orientativa: La geometría lineal hace que los dipolos C=O se cancelen.

La polaridad molecular depende de la suma vectorial de todos los dipolos.

Ejercicio 3

Representa el orden de enlace de O₂ y N₂.

Comprobar respuesta

Respuesta orientativa: O=O es doble y N≡N es triple en el modelo de Lewis.

El número de pares compartidos distingue enlace simple, doble y triple.

Ejercicio 4

Compara una molécula de CH₄ con la red del diamante.

Comprobar respuesta

Respuesta orientativa: Ambos contienen enlaces C–C o C–H covalentes, pero CH₄ es molecular y el diamante es una red extensa.

“Covalente” no determina por sí solo si existen moléculas discretas.

Ejercicio 5

Decide si una diferencia de electronegatividad basta para clasificar toda una molécula como polar.

Comprobar respuesta

Respuesta orientativa: No. También se necesita la geometría molecular.

Los dipolos de enlace pueden reforzarse o cancelarse.

Errores frecuentes

Error: Decir que compartir electrones significa repartirlos siempre por igual.

Corrección: Distinguir enlace covalente polar y no polar.

Los átomos pueden atraer con distinta intensidad la densidad compartida.

Error: Confundir enlace polar con molécula polar.

Corrección: Analizar también la geometría y la suma de dipolos.

CO₂ tiene enlaces polares, pero su molécula es apolar.

Error: Afirmar que toda sustancia covalente forma moléculas pequeñas.

Corrección: Reconocer las redes covalentes.

El diamante y otras redes no presentan moléculas discretas.

Error: Clasificar como iónico cualquier enlace muy polar.

Corrección: Evitar fronteras absolutas y considerar estructura y carácter mixto.

Los modelos iónico y covalente forman una continuidad útil.

Error: Contar líneas de Lewis sin interpretar el orden de enlace.

Corrección: Relacionar cada línea con un par compartido.

Una, dos o tres líneas representan enlaces simple, doble o triple.

Pregunta 1 de 10

¿Qué conclusión está mejor justificada para «Hidrógeno, H₂»?

Preguntas frecuentes

Fuentes y revisión editorial

Cómo citar este artículo

Editorial Ejemplode. (2026, 25 de agosto). Enlace covalente: tipos y 10 ejemplos. https://www.ejemplode.com/quimica/enlace-covalente/

Fuentes consultadas

2.6 Ionic and Molecular CompoundsFormación de iones, compuestos iónicos, compuestos moleculares y fórmulas.
7.3 Lewis Symbols and StructuresElectrones de valencia, estructuras de Lewis y enlaces covalentes.
7.6 Molecular Structure and PolarityGeometría molecular, polaridad de enlace y polaridad molecular.
Chemical bondTerminología química general sobre enlace químico.

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Última revisión editorial:
25 de agosto de 2026

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