MolDraw › Outils de chimie › Calculateur de charge formelle et d'hybridation
Calculateur de charge formelle et d'hybridation
En bref : saisissez une molécule ou un ion et obtenez la charge formelle de chaque atome, calculée par FC = V − N − B/2, ainsi que ses doublets non liants, son nombre stérique, son hybridation (sp, sp², sp³, sp³d, sp³d²), la géométrie électronique, la géométrie de la molécule et l'angle de liaison approximatif. Il est gratuit, fonctionne dans votre navigateur et ne nécessite aucun téléchargement.
Collez un SMILES, tapez une formule comme NO3- ou SO4^2-, ou choisissez un exemple. Pour chaque atome, le tableau indique les électrons de valence, les électrons non liants et liants, la charge formelle avec le calcul, le nombre stérique, l'hybridation et la géométrie autour de l'atome.
Chargement de l'éditeur…
Chargement…
Vérification manuelle de la charge formelle
Pour un atome d'une structure de Lewis que vous avez dessinée : choisissez l'élément, comptez les atomes qui lui sont liés, les liaisons (une double liaison compte pour 2) et les doublets non liants.
Formules de la charge formelle et de l'hybridation
Charge formelle FC = V − N − B/2 V = électrons de valence, N = électrons non liants, B = électrons de liaison
Nombre stérique SN = (atomes liés) + (doublets non liants) 2 → sp, 3 → sp², 4 → sp³, 5 → sp³d, 6 → sp³d²
Pour les éléments des groupes principaux, V correspond au nombre d'électrons de valence de la colonne (C = 4, N = 5, O = 6, halogènes = 7). Chaque doublet non liant compte pour 2 électrons non liants. Chaque liaison simple ajoute 2 électrons de liaison, une double 4 et une triple 6. Les charges formelles de tous les atomes s'additionnent pour donner la charge globale.
Nombre stérique, hybridation et géométrie
| Nombre stérique | Hybridation | Géométrie électronique | Géométries (doublets non liants 0, 1, 2…) | Exemple |
|---|---|---|---|---|
| 2 | sp | linéaire | linéaire (180°) | C dans CO₂, HC≡CH |
| 3 | sp² | trigonale plane | trigonale plane (120°), coudée | C dans C=O, N dans NO₃⁻, O central dans O₃ |
| 4 | sp³ | tétraédrique | tétraédrique (109,5°), pyramidale à base triangulaire (≈107°), coudée (≈104,5°) | CH₄, NH₃, H₂O |
| 5 | sp³d | bipyramidale trigonale | bipyramide trigonale, bascule, en T, linéaire | PCl₅, SF₄, ClF₃, I₃⁻ |
| 6 | sp³d² | octaédrique | octaédrique, pyramide à base carrée, plan carré | SF₆, BrF₅, XeF₄ |
Doublets non liants voisins de liaisons π
Un azote ou un oxygène portant un doublet non liant voisin d'une double liaison (ou d'une orbitale p vacante) place généralement ce doublet dans une orbitale p pour qu'il puisse se délocaliser. L'atome est alors sp² et plan, même si le décompte simple donne 4. Exemples : l'azote des amides, de l'aniline et du pyrrole, l'oxygène des esters, du furane et du phénol, et l'O⁻ des carboxylates. L'outil marque ces atomes d'un astérisque.
Exemples résolus
Ammonium, NH₄⁺
N : V = 5, aucun doublet non liant, quatre liaisons N–H (B = 8).
FC = 5 − 0 − 8/2 = +1. Quatre liaisons σ, nombre stérique 4.
N vaut +1, sp³, tétraédrique (109,5°)
Ozone, O₃
O central : 1 doublet non liant, une liaison double et une simple (B = 6) : 6 − 2 − 3 = +1. O terminal à liaison simple : 6 − 6 − 1 = −1.
O central +1, sp², coudé (≈117°)
Cyanure, CN⁻
C : 1 doublet non liant, triple liaison (B = 6) : 4 − 2 − 3 = −1. N : 1 doublet non liant : 5 − 2 − 3 = 0.
La charge est portée par C ; les deux atomes sont sp
Nitrométhane, CH₃NO₂
N : aucun doublet non liant, B = 8 : 5 − 0 − 4 = +1. O⁻ : 6 − 6 − 1 = −1. Écrire N avec deux liaisons N=O donnerait 10 électrons à N, ce qui est interdit.
N +1 (sp²), un O −1, carbone du CH₃ sp³
Sulfate, SO₄²⁻ (type concours)
Avec deux S=O et deux S–O⁻ : S = 6 − 0 − 12/2 = 0, chaque O⁻ = −1. Dans la forme octet à liaisons simples uniquement, S = +2.
S est sp³, tétraédrique ; total −2
Acétamide, CH₃CONH₂
N : 1 doublet non liant et trois liaisons σ, le décompte simple donne donc 4 (sp³). Le doublet est voisin de la liaison π C=O et se délocalise.
L'azote de l'amide est sp², plan
Erreurs courantes
- Compter les liaisons au lieu des électrons de liaison. Utilisez B/2 (le nombre de liaisons), pas B. Une double liaison ajoute 2 à B/2.
- Oublier les doublets non liants. N est le nombre d'électrons non liants : chaque doublet compte pour 2.
- Compter une double liaison comme deux domaines. Pour le nombre stérique, une double ou triple liaison compte pour un seul domaine.
- Donner plus de 8 électrons à N ou O. Les atomes de la deuxième période ne peuvent pas étendre leur octet. Écrivez les groupes nitro sous la forme N⁺–O⁻, pas N(=O)=O.
- Dire que l'azote d'un amide ou de l'aniline est sp³. Les doublets conjugués occupent des orbitales p : ces atomes sont sp².
- Confondre charge formelle et nombre d'oxydation. Ils reposent sur des règles de décompte des électrons différentes et ont généralement des valeurs différentes.
Dessinez-la correctement. Ouvrez la structure dans l'éditeur gratuit MolDraw pour ajouter doublets non liants, charges formelles et flèches, puis exportez en PNG ou SVG pour vos notes et diapositives.
Ouvrir l'éditeur MolDrawQuestions fréquentes
Comment calculer la charge formelle ?
Utilisez FC = V − N − B/2, où V est le nombre d'électrons de valence de l'atome isolé, N le nombre d'électrons non liants (doublets non liants) de l'atome et B le nombre d'électrons de liaison qui l'entourent. Pour N dans l'ion nitrate : FC = 5 − 0 − 8/2 = +1.
Quelle est la charge formelle de chaque atome dans CO2 ?
Les trois atomes ont une charge formelle nulle dans O=C=O. Carbone : 4 − 0 − 8/2 = 0. Chaque oxygène : 6 − 4 − 4/2 = 0. Le carbone est hybridé sp et la molécule est linéaire.
Comment trouver l'hybridation d'un atome ?
Comptez le nombre stérique : atomes liés plus doublets non liants. 2 = sp, 3 = sp², 4 = sp³, 5 = sp³d, 6 = sp³d². Les doubles et triples liaisons comptent une seule fois. Un doublet non liant voisin d'une liaison π se trouve généralement dans une orbitale p, ce qui rend l'atome sp².
Pourquoi l'azote d'un amide est-il sp2 et non sp3 ?
Le doublet non liant de l'azote est voisin de la liaison π C=O et s'y délocalise (mésomérie). Pour recouvrir, ce doublet doit occuper une orbitale p : l'azote est donc sp² et plan. Il en va de même pour l'azote de l'aniline, du pyrrole et des énamines.
La charge formelle est-elle identique au nombre d'oxydation ?
Non. La charge formelle suppose que les électrons de liaison sont partagés équitablement. Le nombre d'oxydation suppose qu'ils vont tous à l'atome le plus électronégatif. Dans CO2, le carbone a une charge formelle nulle mais un nombre d'oxydation de +4.
Quelle structure de Lewis choisir lorsqu'il y en a plusieurs ?
Préférez la structure dont les charges formelles sont les plus proches de zéro, avec les éventuelles charges négatives sur l'atome le plus électronégatif, et ne mettez jamais plus de 8 électrons sur un atome de la deuxième période comme C, N ou O.
La somme des charges formelles est-elle égale à la charge de l'ion ?
Oui. Les charges formelles de tous les atomes s'additionnent pour donner la charge globale. Dans l'ion sulfate, SO4 2−, leur somme vaut −2 ; dans l'ion ammonium, NH4+, +1.
Outils de chimie associés
Lisez le guide complet : Comment calculer la charge formelle et l'hybridation.
Dernière mise à jour :