RAPPEL — Schéma de Lewis et charges formelles
Tout le reste de la chimie organique découle d’une seule question : où sont les électrons, et où est-ce qu’il en manque ? Un site qui a des électrons en trop les donne (c’est une base, un nucléophile) ; un site qui en manque les réclame (c’est un acide, un électrophile). Le schéma de Lewis répond à la première partie de la question (où sont-ils), la charge formelle à la seconde (qui en a trop, qui pas assez).
C’est le socle : un mécanisme mal compris, une flèche mal placée, un pKa mal prédit — c’est presque toujours un schéma de Lewis bâclé au départ. On va donc prendre le temps de poser la méthode complète, puis de la faire tourner sur des cas concrets.
Couche de valence : les seuls électrons qui comptent
En chimie organique, on ne s’occupe jamais des électrons de cœur (les couches internes). Seuls comptent les électrons de valence, ceux de la couche externe, car ce sont les seuls qui participent aux liaisons.
Pour les éléments courants, le numéro de colonne du tableau périodique donne directement le nombre d’électrons de valence :
| Atome | H | C | N | O | F, Cl, Br, I | S | P |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| e⁻ de valence | 1 | 4 | 5 | 6 | 7 | 6 | 5 |
Retiens surtout le quatuor organique : C = 4, N = 5, O = 6, H = 1. Avec ça, on écrit 95 % des molécules du programme.
La règle de l’octet (et ses exceptions)
Un atome est stable quand il s’entoure de 8 électrons sur sa couche de valence (exception : 2 pour l’hydrogène, qui vise le duet). Il atteint ce compte de deux façons : en partageant des électrons (liaisons) ou en en gardant pour lui (doublets non liants).
Comment un atome "complète" son octet :
liaison covalente doublet non liant
(électrons PARTAGÉS) (électrons GARDÉS)
H : O : H : O :
¨ ¨
chaque trait = 2 e⁻ chaque paire = 2 e⁻
comptés pour les DEUX comptés pour LUI seulCombien de liaisons chaque atome fait « naturellement » (à charge nulle) ? C’est le complément à l’octet :
| Atome | Liaisons normales | Doublets non liants | Moyen mnémo |
|---|---|---|---|
| C | 4 | 0 | 4 liaisons, jamais de paire libre |
| N | 3 | 1 | 3 liaisons + 1 paire |
| O | 2 | 2 | 2 liaisons + 2 paires |
| H | 1 | 0 | 1 seule liaison |
| halogène | 1 | 3 | 1 liaison + 3 paires |
Dès qu’un atome s’écarte de ce compte « normal », il porte une charge formelle — c’est tout le sujet de la fin de fiche.
Les exceptions à connaître (elles reviennent en pharma) :
- B et Al : ils se contentent de 6 électrons (sextet). Ils sont déficients → ce sont des acides de Lewis (ils réclament un doublet). Exemple : BF₃, AlCl₃.
- S et P : hypervalents, ils peuvent dépasser l’octet (10 voire 12 électrons). D’où les sulfones, sulfates, phosphates, où S ou P porte 5 ou 6 liaisons.
Doublets liants et non liants : repérer les futurs nucléophiles
Dans un schéma de Lewis, chaque trait est un doublet liant (2 électrons partagés). Ce qui n’est pas engagé dans une liaison forme des doublets non liants (les « paires libres »).
Ces doublets non liants ne sont pas décoratifs : ce sont eux qui attaquent, en tant que bases et nucléophiles. Repère-les systématiquement, ce sont les points de départ des flèches de mécanisme.
H .. ..
| O N — H : Cl :
O — H / \\ / \ ¨ ¨
| H H H H (3 paires
H eau: 2 paires amine: 1 paire libres)
libres libre
→ chaque paire libre = une réactivité potentielleL’oxygène de l’eau (2 doublets non liants), l’azote d’une amine (1 doublet), le chlore d’un chlorure : chaque paire libre est un nucléophile/base en puissance. À l’inverse, un carbone n’a jamais de doublet libre à charge neutre — il attaque via une liaison π, pas via une paire.
La charge formelle : la formule et le réflexe
La charge formelle (CF) dit si un atome a « trop » ou « pas assez » d’électrons dans une structure donnée :
CF = (électrons de valence) − (nombre de liaisons) − (électrons non liants)
Attention aux conventions de comptage :
- une liaison double compte pour 2 liaisons, une triple pour 3 ;
- un doublet non liant compte pour 2 électrons non liants.
Vulgarisation : imagine que chaque atome « possède » ses doublets non liants en entier, et la moitié de chaque liaison (l’autre moitié est au voisin). On compte ce qu’il possède ainsi, et on compare à son nombre normal d’électrons de valence :
e⁻ "possédés" = (non liants) + (liaisons) ← moitié de chaque liaison ×2 = nb de liaisons
CF = valence − e⁻ possédés
possède exactement sa valence → CF = 0
possède 1 e⁻ de MOINS que valence → CF = +1
possède 1 e⁻ de PLUS que valence → CF = −1Faisons-la tourner sur des cas récurrents :
| Atome dans… | Valence | Liaisons | e⁻ non liants | CF |
|---|---|---|---|---|
| N d’un ammonium R–NH₃⁺ | 5 | 4 | 0 | +1 |
| O d’un alcoolate R–O⁻ | 6 | 1 | 6 | −1 |
| N d’un groupe nitro (=O, –O⁻, –C) | 5 | 4 | 0 | +1 |
| O⁻ du même groupe nitro | 6 | 1 | 6 | −1 |
| O d’un carbonyle protoné (=C, –H) | 6 | 3 | 2 | +1 |
| C d’un carbocation R₃C⁺ | 4 | 3 | 0 | +1 |
Sur le groupe nitro, les deux charges cohabitent (N⁺ et O⁻) : c’est un zwitterion local parfaitement normal. La charge globale du groupe est nulle, mais les charges formelles internes sont bien réelles — et ne pas les dessiner est une faute classique.
Méthode : dessiner un Lewis proprement en 5 étapes
1. Compter le TOTAL des e⁻ de valence (somme des atomes ± charge).
2. Placer le squelette (atome central = le moins électronégatif, jamais H).
3. Une liaison simple entre chaque paire d'atomes voisins.
4. Compléter les octets avec les e⁻ restants (doublets non liants),
d'abord sur les atomes les plus électronégatifs.
5. Manque-t-il des octets ? Former des liaisons doubles/triples,
puis calculer les charges formelles de contrôle.Le contrôle final par charge formelle est ce qui fait la différence : si ta structure donne des charges aberrantes (un C⁻ à côté d’un O⁺, par exemple), c’est qu’il y a mieux à dessiner.
Pièges fréquents
- Oublier les doublets non liants. Un O ou un N sans ses paires libres, c’est un Lewis faux — et on rate tous les sites nucléophiles.
- Un carbone à 5 liaisons. Impossible (octet dépassé). Si ça arrive, une double liaison est en trop.
- Confondre charge globale et charges formelles internes. Le nitro est globalement neutre mais contient N⁺ et O⁻.
- Mettre H au centre. L’hydrogène ne fait qu’une liaison : il est toujours en périphérie.
Exercices éclair
Exercice 1. Calcule la charge formelle de l’oxygène dans l’ion oxonium H₃O⁺.
Correction
O de valence 6, avec 3 liaisons (3 O–H) et 1 doublet non liant (2 électrons non liants) : CF = 6 − 3 − 2 = +1. La charge globale de H₃O⁺ est donc bien +1 (les 3 H sont à CF = 0). Il ne reste qu’un doublet libre sur cet oxygène (au lieu de 2 dans l’eau) : c’est le doublet qu’il « offrira » quand H₃O⁺ cède son proton.
Exercice 2. Dans le carbanion CH₃⁻, quelle est la charge formelle du carbone ?
Correction
C de valence 4, avec 3 liaisons (3 C–H) et 1 doublet non liant (2 électrons) : CF = 4 − 3 − 2 = −1. Ce doublet non liant, inhabituel sur un carbone, est ce qui rend le carbanion très nucléophile et très basique.
Exercice 3. Dessine le monoxyde de carbone CO et donne les charges formelles. (Indice : il faut une triple liaison.)
Correction
Structure : ⁻:C≡O:⁺ — une triple liaison, un doublet libre sur chaque atome.
- C : valence 4, 3 liaisons, 2 e⁻ non liants → CF = 4 − 3 − 2 = −1.
- O : valence 6, 3 liaisons, 2 e⁻ non liants → CF = 6 − 3 − 2 = +1. Contre-intuitif : le carbone porte la charge négative (alors que O est plus électronégatif). C’est pour ça que CO se lie aux métaux (et à l’hémoglobine) par le carbone, son extrémité riche.
À retenir
- On ne raisonne que sur les électrons de valence ; cible = l’octet (2 pour H).
- Compte « normal » de liaisons : C 4, N 3, O 2, H 1, halogène 1 — s’en écarter crée une charge.
- Exceptions clés : B, Al déficients (acides de Lewis) ; S, P hypervalents.
- Les doublets non liants sont les futurs nucléophiles/bases : repère-les toujours (départ des flèches).
- CF = valence − liaisons − électrons non liants (double = 2 liaisons ; on possède ses paires en entier + la moitié de chaque liaison).