Le document explique la formation et l'utilisation des formules de Lewis, incluant des règles pour compter les électrons de valence et établir des structures moléculaires. Il aborde aussi la mésomérie, les charges formelles, et les nombres d'oxydation, ainsi que des méthodes liées à la stéréochimie et à l'hybridation des orbitales. Enfin, il détaille la nomenclature Cahn-Ingold-Prelog pour classer les substituants et la stéréochimie des doubles liaisons.

1. LES FORMULES DE LEWIS – REGLES GENERALES DE FORMATION
PRINCIPE Les électrons de valence (EV) sont représentés, par ordre
de préférence, sous la forme:
de doublets liants (DL, partagés entre deux atomes)
de doublets non liants (DNL, localisés sur un atome)
d’électrons célibataires (EC, localisés sur un atome).
METHODE 1. Compter les EV sur la base des structures électroniques
des éléments qui apparaissent dans la molécule.
2. Former le squelette de la molécule au moyen de DL.
3. Former un maximum de liaisons multiples (DL) puis,
si nécessaire, distribuer les DNL en respectant:
un maximum de 2 électrons autour d’un élément
de la première période (essentiellement H)
un maximum de 8 électrons autour d’un élément
de la deuxième période.
4. Eviter, dans la mesure du possible, de faire apparaître
des charges.

2. LES FORMULES DE LEWIS – EXEMPLES (1)
H2 H: 1s1  2 EV soit 1 D
Squelette: avec 1 DL et 2 électrons
autour de chaque atome
Formule de Lewis:
CH4 H: 1s1 ; C: [He] 2s2 2p2  8 EV soit 4 D
Squelette: avec 4 DL , 2 électrons
autour de chaque atome
d’hydrogène et 8 électrons
autour de l’atome de carbone
Formule de Lewis:

3. LES FORMULES DE LEWIS – EXEMPLES (2)
NH3 H: 1s1 ; N: [He] 2s2 2p3  8 EV soit 4 D
Squelette: avec 3 DL , 2 électrons
autour de chaque atome
d’hydrogène et 6 électrons
autour de l’atome d’azote
Formule de Lewis: il reste à distribuer un doublet
qui sera attribué à l’azote car les
les atomes d’hydrogène
appartiennent à la 1e période
H2O H: 1s1 ; O: [He] 2s2 2p4  8 EV soit 4 D
Squelette: avec 2 DL , 2 électrons
autour de chaque atome
d’hydrogène et 4 électrons
autour de l’atome d’oxygène
Formule de Lewis: il reste à distribuer 2 doublets
qui seront attribués à l’oxygène
car les atomes d’hydrogène
appartiennent à la 1e période

4. LES FORMULES DE LEWIS – EXEMPLES (3)
CO2 C: [He] 2s2 2p2 ; O: [He] 2s2 2p4  16 EV soit 8 D
Squelette: avec 2 DL , 2 électrons autour de
chaque atome d’oxygène et 4
électrons autour du carbone
Formule de Lewis: il reste à distribuer 6 doublets ;
2 DL vers le carbone (maximum
atteint) et 2 DNL à chaque oxygène
SO2 O: [He] 2s2 2p4 ; S: [Ne] 3s2 3p4  18 EV soit 9 D
Squelette: avec 2 DL , 2 électrons autour de
chaque atome d’oxygène et 4
électrons autour du soufre
Formule de Lewis: il reste à distribuer 7 doublets ;
2 DL, 2 DNL sur chaque oxygène
(maximum atteint, cf. CO2) et
1 DNL sur l’atome de soufre

5. LES FORMULES DE LEWIS – EXEMPLES (4)
SF6 F: [He] 2s2 2p5 ; S: [Ne] 3s2 3p4  48 EV soit 24 D
Squelette: 6 DL pour le squelette ;
l’atome de soufre doit
s’accomoder de 12 électrons
autour de lui (3e période)
Formule de Lewis: reste 18 D à répartir ;
chaque atome de fluor
reçoit 3 DNL et est ainsi
entouré de 8 électrons
H2CO3
H: 1s1 ; C: [He] 2s2 2p2 ; O: [He] 2s2 2p4
 24 EV soit 12 D
Squelette: 5 DL pour le squelette ;
1 DL entre C et O puis
2 DNL sur chaque O
Formule de Lewis:

6. LES FORMULES DE LEWIS – LES CHARGES FORMELLES
La charge formelle d’un atome est donc implicite dans les formules de Lewis, mais
il est habituel de la répéter explicitement ; ces charges seront toujours entourées
d’un cercle pour éviter de confondre une charge négative avec un doublet non liant.
METHODE Pour chaque atome, on compare le nombre d’électrons
qu’il reçoit après rupture équitable (homolytique) de toutes
les liaisons de la formule de Lewis au nombre d’électrons de valence apportés
par l’élément correspondant.
Pour chaque atome H, 1 électron de valence
et 1 électron après rupture -> charge = 0.
Pour l’atome d’oxygène, 6 électrons de valence
et 6 électrons après rupture -> charge = 0.
Pour chaque atome H, 1 électron de valence
et 1 électron après rupture -> charge = 0.
Pour l’atome d’azote, 5 électrons de valence
et 4 électrons après rupture -> charge = +1.

7. LES FORMULES DE LEWIS – CHARGES FORMELLES
EXEMPLES
(ion hydroxyle) (acide nitrique) (monoxyde de carbone) (ozone)
(nitrométhane) (bicarbonate) (carbonate) (phosphate)
(borate) (ion azidure) (ion triiodure) (bétaïne)

8. LES FORMULES DE LEWIS – LA MESOMERIE
La mésomérie est un procédé par lequel on associe plusieurs formules
de Lewis pour décrire une molécule afin d’en cerner au mieux les
propriétés physico-chimiques.
Chacune des formules de Lewis (forme de résonance, forme-limite, forme
canonique …) contribue pour une part propre à la description de la réalité.
Ainsi, pour le benzène (C6H6)
Les deux structures de Lewis
(formes de résonance) ci-dessous
prévoient une alternance de
doubles (courtes) et de
simples (longues) liaisons
ce qui n’est pas observé.
La réalité est intermédiaire, ce qui est
représenté par une flèche à deux têtes
ou par un symbole
unique

9. LES FORMULES DE LEWIS – LA MESOMERIE (suite)
Deux formes de résonance diffèrent au niveau de la répartition des
électrons, mais conservent scrupuleusement les positions des noyaux.
Le passage d’une forme à l’autre se décrit par la transformation d’un DL en DL, d’un
DL en DNL, d’un DNL en DL ou, éventuellement, par le transfert d’un électron célibataire.

10. LES FORMULES DE LEWIS – LES NOMBRES D’OXYDATION (NO)
METHODE Pour chaque atome, on compare le nombre d’électrons
qu’il reçoit après rupture vers l’atome le plus électronégatif
(hétérolytique) de toutes les liaisons de la formule de Lewis au nombre
d’électrons de valence apportés par l’élément correspondant.
Il n’y a pas de relation immédiate entre le signe de
la charge formelle et celui du nombre d’oxydation.
Pour chaque atome H, 1 électron de valence
et 0 électron après rupture -> NO = +1.
Pour l’atome d’oxygène, 6 électrons de valence
et 8 électrons après rupture -> NO = -2.
Pour chaque atome H, 1 électron de valence
et 0 électron après rupture -> NO = +1.
Pour l’atome d’azote, 5 électrons de valence
et 8 électrons après rupture -> NO = -3.

11. LES FORMULES DE LEWIS – LES NOMBRES D’OXYDATION
EXEMPLES
(ion hydroxyle) (acide nitrique) (monoxyde de carbone) (ozone)
(nitrométhane) (bicarbonate) (carbonate) (phosphate)
(borate) (ion azidure) (ion triiodure) (bétaïne)

12. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE
PRINCIPE
Les doublets électroniques (DL et DNL) tendent à s’écarter
au maximum dans leur disposition autour d’un noyau.
De ce point de vue: les DNL sont plus actifs (plus ″répulsifs″) que les DL
les DL de liaisons multiples sont négligés en première
approximation.
METHODE 1. Ecrire une formule de Lewis raisonnable.
2. Compter le nombre de doublets (DNL + DL de liaison
simple) autour de l’atome considéré.
3. En déduire la disposition spatiale des doublets.
4. Par convention, la forme d’une molécule est obtenue
en effaçant les doublets non liants.

13. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (Gillespie)
2 D
NON NON
Stéréochimie
linéaire
OUI
4 D Stéréochimie
tétraédrique
( 109 °)
NON OUI
3 D
OUINON
Stéréochimie
plane (120 °)

14. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (Gillespie)
Stéréochimie
en bipyramide
trigonale
(120 ° et 90 °)
5 D
NON OUI
6 D
NON OUI
Stéréochimie
en octaèdre
(90 °)

15. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (exemples)
CH4
NH3
4 D actifs  molécule tétraédrique
4 D actifs  molécule pyramidale
H2O 4 D actifs  molécule plane
coudée
NH4
+ 4 D actifs  molécule tétraédrique
H3O+ molécule pyramidale4 D actifs 

16. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (exemples)
CO2
SO2
2 D actifs  molécule linéaire
3 D actifs  molécule plane
coudée
SO3 3 D actifs  molécule plane
(120 °)
OF2 4 D actifs  molécule plane
coudée
O3 3 D actifs  molécule plane
coudée

17. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (exemples)
N3
-
I3
-
2 D actifs  molécule linéaire
4 D actifs  molécule plane
coudée
PCl3 4 D actifs  molécule
pyramidale
POCl3 4 D actifs  molécule
tétraédrique
SF6 6 D actifs  molécule
octaédrique

18. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (exemples)
Dans une structure de bipyramide trigonale, les DNL occupent par
priorité une position équatoriale (= dans le plan des trois liaisons à 120 °).
CECI N’EST PAS EVIDENT !
BrF3
XeF2
5 D actifs  molécule plane
en T
5 D actifs  molécule linéaire
XeF4 6 D actifs  molécule plane
carrée
IF5
6 D actifs  molécule pyramidale
à base carrée

19. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE (exemples)
C2H4
3 D actifs sur
chaque C

Chaque atome de carbone
a une stéréochimie plane
La présence du doublet de liaison multiple oblige
la molécule à rester plane (4 H dans le plan).
CECI N’EST PAS EVIDENT !
NON OUI

20. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE
L’HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES
Comment former une structure linéaire au départ
des orbitales atomiques de valence du carbone ?
Il faut combiner 2 orbitales atomiques et privilégier un axe,
par exemple s + px. On parle alors d’une hybridation sp.
2s 2px 2py 2pz
C2H2
2 D actifs sur
chaque C

Chaque atome de carbone
a une stéréochimie linéaire
soitet
(+) (-)

21. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE
L’HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES
Comment former une structure plane (à 120 °) au départ
des orbitales atomiques de valence du carbone ?
Il faut combiner 3 orbitales atomiques et privilégier deux axes qui définissent
un plan, par exemple s + px + py. On parle alors d’une hybridation sp2.
C2H4
3 D actifs sur
chaque C

Chaque atome de carbone
a une stéréochimie plane
et et
ou

22. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE
L’HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES
Comment former une structure tétraédrique au départ
des orbitales atomiques de valence du carbone ?
Il faut combiner les quatre orbitales atomiques de manière à ne privilégier
aucune direction de l’espace. On parle alors d’une hybridation sp3.
CH4
4 D actifs sur
chaque C

Chaque atome de carbone
a une stéréochimie tétraédrique

23. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE
L’HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES
C2H4 Le recouvrement latéral des deux orbitales
non hybridées des atomes de carbone
empêche la libre rotation autour de la liaison
C-C -> les 4 atomes H sont dans un plan.
C4H6 Le butadiène
CH2=CH-CH=CH2
C6H6 Le benzène
La délocalisation des 6 électrons
(3 D) sur l’ensemble du cycle
confère à cette substance sa
stabilité particulière.

24. LES FORMULES DE LEWIS – LA STEREOCHIMIE TETRAEDRIQUE
Ces deux structures ne sont plus superposables (= non identiques).
Elles sont images l’une de l’autre dans un miroir.
Ces deux structures sont superposables (= identiques).

25. LES FORMULES DE LEWIS – CLASSEMENT DES SUBSTITUANTS
LA NOMENCLATURE DE CAHN-INGOLD-PRELOG
Les substituants d’un centre reçoivent un ordre de priorité basé sur les nombres atomiques.
-I > -Br > -Cl > -S- > -F > -O- > -N= > -H > DNL
Prioritaire (noté a)
Deuxième priorité (noté b)
Troisième priorité (noté c)
Dernière priorité (noté d)

26. LES FORMULES DE LEWIS – CLASSEMENT DES SUBSTITUANTS
LA NOMENCLATURE DE CAHN-INGOLD-PRELOG
En cas d’égalité au premier rang, on compare les substituants au deuxième rang.
Plus généralement, en cas d’égalité au rang (i), on compare les substituants au rang (i+1).
-C2H5 > -CH3
-NH-OH > -NH-CH3

27. LES FORMULES DE LEWIS – CLASSEMENT DES SUBSTITUANTS
LA NOMENCLATURE DE CAHN-INGOLD-PRELOG
Les liaisons multiples sont traitées en dupliquant les atomes (notés en parenthèses).
> > >

28. LES FORMULES DE LEWIS – CLASSEMENT DES SUBSTITUANTS
LA NOMENCLATURE DE CAHN-INGOLD-PRELOG
Prioritécroissante -I
-Br
-Cl
-SO3H
-SO2-CH3
-SO-CH3
-S-CH3
-SH
-F
-O-CO-CH3
-O-C6H5
-O-CH3
-OH
-NO2
-NH(CH3)2
-NH-CH3
-NH2
-CO-O-CH3
Prioritécroissante
-CO-O-CH3
-CO-OH
-CO-CH3
-CO-H
-C≡C-CH3
-C6H5 (phényle)
-C≡C-H
-C(CH3)3
-CH=CH-CH3
-C6H11 (cyclohexyle)
-CH=CH2
-CH(CH3)2
-CH2-C6H5 (benzyle)
-CH2-C≡CH
-CH2-CH=CH2
-CH2-CH3
-H
DNL

29. LES FORMULES DE LEWIS - LA NOMENCLATURE R/S
Tétraèdre de
stéréochimie S
(S = sinister = gauche)
plan (a,b,c)
colonne de direction
volant
Tétraèdre de
stéréochimie R
(R = rectus = droite)
plan (a,b,c)
colonne de direction
volant

30. LES FORMULES DE LEWIS - LA NOMENCLATURE R/S
Stéréochimie S
Stéréochimie R

31. LES FORMULES DE LEWIS – STEREOCHIMIE DE LA DOUBLE LIAISON
LA NOMENCLATURE E/Z
Les priorités sont établies pour les substituants de chacun des deux atomes de la double liaison.
Stéréochimie Z
(= zusammen = ensemble)
Stéréochimie E
(= entgegen = à l’opposé)