Si può dire che il legame covalente può essere discusso
nell’ambito della teoria degli orbitali molecolari.
Poichè esistono gli orbitali atomici, dobbiamo pensare
che quando essi si “mescolano” per formare un
legame chimico non si debbano più chiamare
“atomici” ma “orbitali molecolari”.
Tali orbitali hanno energia diversa da quelli originali
da cui provengono e per unione di due orbitali atomici si
formano due orbitali molecolari, uno di legame, ad
energia inferiore dei precedenti, ed uno di antilegame ad
energia superiore. Il riempimento di tali orbitali segue
le stesse regole di quelli atomici e quindi gli elettroni
possono stare anche in quelli di antilegame.
Orbitali molecolari ad eguale energia si dicono degeneri.
La teoria degli orbitali molecolari, anche se di
difficile rappresentazione grafica, bene si adatta a
spiegare il legame covalente. Comunque dobbiamo
distinguere fra legame covalente puro e polare. Il legame
puro avviene solo fra due molecole della stessa specie H2,
O2, Cl2, ecc. si indica come legame
covalente tutti quei legami in cui la differenza di
elettronegatività fra i due atomi è inferiore a 1,8 .
Questa definzione è utile a livello pratico ma è
egualmente scorretta. In realtà dovremmo riuscire a
capire che nel legame covalente gli elettroni di legame,
anche se “donati” (come nel legame di
coordinazione) da un solo atomo, non si
“avvicinano” così tanto all’altro da
appartenergli completamente come in un legame ionico.
Ovvio che i legami ionici sono più forti dei covalenti e
le sostanze ioniche sono tutte solide.
Il legame covalente non produce ioni ma, casomai, dipoli
elettrici; l’attrazione fra molecole covalenti è
spiegata esaustivamente dalle forze di Wan der Waals (forze
di dispersione, forze di interazione, forze di
induzione). Il legame covalente pur essendo molto forte
è minore di quello ionico il cui modello è
relativamente più semplice.
Per concludere si può quindi dire che attualmente il
legame covalente è spiegato proprio sul modello della
teoria degli orbitali molecolari.