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Schémas de Lewis – charge formelle, mésomérie et liaisons de coordination

ChimieLiaisons chimiques15–16 ans

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Construisez les schémas de Lewis de 22 molécules et ions (H₂O, NH₃, CO₂, CO, O₃, NO₃⁻, SO₄²⁻, ClO₃⁻, PCl₅, SF₆, XeF₄…) : touchez une liaison pour changer sa multiplicité et un atome pour ajouter des doublets non liants. La simulation compte les électrons de valence, vérifie la règle de l’octet (en admettant l’octet incomplet du bore et l’octet étendu à partir de la période 3) et affiche la charge formelle FC = V − N − B/2 de chaque atome pour choisir la meilleure structure. Le mode Mésomérie dessine les formes limites de CO₃²⁻, NO₃⁻, NO₂⁻, O₃, SCN⁻ et du benzène avec l’hybride ; le mode Liaison dative forme NH₄⁺, H₃O⁺, H₃N→BF₃ et Al₂Cl₆, avec schémas points-croix.

Leçon : Liaison covalente : schémas de Lewis, règle de l’octet, charge formelle, mésomérie et liaisons de coordination (datives)

Ce qu’elle montre

Un schéma de Lewis montre comment les électrons de valence d’une molécule ou d’un ion se répartissent en doublets liants et non liants. Comptez les électrons de valence, reliez les atomes par des liaisons simples, complétez l’octet des atomes externes et placez le reste sur l’atome central ; s’il lui manque encore l’octet, transformez des doublets non liants en liaisons multiples. Les atomes de la période 3 peuvent dépasser huit électrons. Si plusieurs schémas sont valables, on préfère celui dont les charges formelles sont les plus proches de zéro, avec la charge négative sur l’atome le plus électronégatif. Les schémas équivalents sont les formes limites d’un hybride délocalisé.

Mode d’emploi

En mode Construire, choisissez une Molécule, sélectionnez + doublet ou − doublet, puis touchez les atomes ; touchez une liaison pour passer de simple à double puis triple. Suivez le décompte des électrons, les anneaux colorés de l’octet et les charges formelles, et lisez le tableau. Voir la réponse fait défiler les meilleurs schémas. Passez Dessin sur Points-croix, essayez le mode Mésomérie ou le mode Liaison dative avec Lecture.

Paramètres modifiables

  • Mode Construire des schémas de Lewis, Mésomérie, Liaison dative (de coordination)
  • Molécule (mode Construire) Eau (H₂O), Ammoniac (NH₃), Méthane (CH₄), Cyanure d’hydrogène (HCN), Méthanal (H₂CO), Dioxyde de carbone (CO₂), Monoxyde de carbone (CO), Diazote (N₂), Ozone (O₃), Dioxyde de soufre (SO₂), Ion nitrite (NO₂⁻), Ion nitrate (NO₃⁻), Ion carbonate (CO₃²⁻), Ion sulfate (SO₄²⁻), Ion chlorate (ClO₃⁻), Ion thiocyanate (SCN⁻), Trifluorure de bore (BF₃), Pentachlorure de phosphore (PCl₅), Hexafluorure de soufre (SF₆), Tétrafluorure de xénon (XeF₄), Ion ammonium (NH₄⁺), Ion oxonium (H₃O⁺)
  • Espèce (mode Mésomérie) Ion carbonate (CO₃²⁻), Ion nitrate (NO₃⁻), Ion nitrite (NO₂⁻), Ozone (O₃), Ion thiocyanate (SCN⁻), Benzène (C₆H₆)
  • Réaction (mode Liaison dative) NH₃ + H⁺ → NH₄⁺, H₂O + H⁺ → H₃O⁺, NH₃ + BF₃ → H₃N→BF₃, 2 AlCl₃ → Al₂Cl₆
  • Style de dessin Schéma de Lewis (traits de liaison), Schéma points-croix
  • Afficher les charges formelles
  • Vérification de l’octet et indices

Questions à explorer

  1. Pourquoi préfère-t-on O=C=O à O≡C–O alors que tous les atomes ont un octet dans les deux cas ?
  2. Combien de formes limites équivalentes l’ion nitrate possède-t-il, et quel est l’indice de liaison N–O ?
  3. Pourquoi le soufre peut-il avoir plus de huit électrons autour de lui, mais pas l’oxygène ?

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