La basicité des composés hétérocycliques est déterminée par la capacité de la paire libre d’électrons de l’hétéroatome à interagir avec un proton (H+). Dans le cas du furane et du thiophène, la différence de basicité est due à la différence d’électronégativité entre les atomes d’oxygène et de soufre.

L'oxygène est plus électronégatif que le soufre. Cela signifie que l’atome d’oxygène du furane attire les électrons plus fortement que l’atome de soufre du thiophène. En conséquence, la paire d’électrons libres sur l’atome d’oxygène dans le furane est retenue plus étroitement et est moins disponible pour interagir avec un proton. Cela rend le furane moins basique que le thiophène.

Une autre façon de voir les choses consiste à considérer les structures de résonance du furane et du thiophène. Dans le furane, la paire d’électrons libres sur l’atome d’oxygène peut se délocaliser dans le système pi de l’anneau, formant une structure de résonance avec une charge positive sur l’atome d’oxygène. Cette structure de résonance contribue à la stabilité globale du furane et le rend moins réactif à la protonation.

Dans le cas du thiophène, la paire d'électrons libres sur l'atome de soufre est moins capable de se délocaliser dans le système pi de l'anneau en raison de la plus grande taille de l'atome de soufre et de son électronégativité plus faible. Cela signifie qu'il y a moins de stabilisation de résonance dans le thiophène, ce qui le rend plus réactif à la protonation et donc plus basique que le furane.

En résumé, l’électronégativité plus faible du soufre par rapport à l’oxygène entraîne une attraction plus faible entre le soufre et la paire libre d’électrons, rendant le thiophène plus basique que le furane.