Cuando dos elementos no metálicos se encuentran, ninguno de los dos está dispuesto a ceder sus electrones, pero ambos necesitan completarse para alcanzar una configuración electrónica estable. Esta necesidad de estabilidad se explica a través de la ley del octeto, que establece que los átomos tienden a tener ocho electrones en su último nivel de energía, igual que los gases nobles.
Como ninguno de los dos átomos quiere perder electrones, y tampoco pueden capturarlos del otro, encuentran una solución: compartir. En una unión covalente, los átomos no metálicos comparten uno o más pares de electrones, de manera que cada uno siente que ha completado su octeto.
Esta unión es muy diferente de la unión iónica, en la que un metal pierde uno o más electrones y un no metal los gana, formando iones con carga opuesta que se atraen electrostáticamente. En cambio, en la unión covalente no se forman iones, sino moléculas: agrupaciones neutras de átomos unidos por enlaces de electrones compartidos.
Un ejemplo clásico de unión covalente es la molécula de agua (H₂O), donde el oxígeno comparte electrones con dos átomos de hidrógeno. Otro ejemplo es el dióxido de carbono (CO₂), donde el carbono comparte electrones con dos átomos de oxígeno.
Estas estructuras se pueden representar mediante los diagramas de Lewis, que muestran los electrones de valencia de cada átomo y los pares compartidos. Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en el último nivel de energía del átomo, y son los que participan en los enlaces químicos.
Por ejemplo:
En estos esquemas, los puntos alrededor de cada elemento químico representan electrones de valencia libres y las rayas indican dos electrones compartidos (la unión covalente entre ellos). Así podemos visualizar cuántos enlaces hay entre los átomos y si se cumple la ley del octeto.
A continuación, representá con estructuras de Lewis los siguientes átomos individuales (es decir, sueltos, sin formar parte de ningún compuesto):
Para cada uno:
Dadas las siguientes sustancias, representá sus estructuras de Lewis mostrando los pares de electrones compartidos y los electrones no compartidos:
Para cada caso:
Construir todas las moléculas propuestas en el simulador. Desafio: ¿Cuál es la molécula de mayor cantidad de átomos que podes crear?