    \be                 
        \item Avec la configuration électronique $_1\h\text{ : }1(s)^1$, l'atome d'hydrogène a pour structure de Lewis : $\h -$. Quant à l'atome d'oxygène, sa configuration électronique est $1(s)^22(s)^22(p)^4$ et montre qu'il présente ${N_e=6}$ électrons périphériques. Puisque ${N_e>4}$, la règle de l'octet prévoit que cet atome peut former un nombre $N_{\ell}$ de liaisons covalentes, tel que :
        \[N_e+N_{\ell}=8\Rightarrow N_{\ell}=8-N_e=8-6=2\text{ liaisons covalentes},
        \]
        de sorte qu'il reste :
        \[N_d=\frac{N_e-N_{\ell}}{2}=\frac{6-2}{2}=2\text{ doublets non liants}
        \]
        Finalement, la molécule d'eau a pour formule de Lewis :\par
        \begin{center}\Formuleex{304_matiere_016}{1.46cm}{0} (réponse \choix[b]).\end{center}
                
                
        \item La configuration électronique de l'atome de carbone $_6\text{C}$ s'écrit\linebreak $1(s)^22(s)^22(p)^2$ et montre qu'il présente $\text{N}_{\text{e}} = 4$ électrons périphériques. La règle de l'octet prévoit que cet atome peut former $\text{N}_\ell$ liaisons covalentes.

        On a donc  $\text{N}_{\text{e}} + \text{N}_\ell = 8 \Rightarrow \text{N}_\ell = 8 - \text{N}_{\text{e}} = 4 \text{ liaisons covalentes }$, de sorte qu'il reste :
        \[ \text{N}_{\text{d}} = \dfrac{\text{N}_{\text{e}}-\text{N}_\ell}{2} = \dfrac{4-4}{2} = 0 \text{ doublet non liant}. \]
De la même façon, l'atome d'azote  $_7\text{N}$ a pour configuration électronique (K)$^2$(L)$^5$, présente $\text{N}_{\text{e}} = 5$ électrons périphériques, peut former $\text{N}\ell = 3$ liaisons covalentes et $\text{N}_{\text{d}} = 1$ doublet non liant.\\
La formule de Lewis de la molécule HCN s'écrit alors :\\
\begin{center}\includegraphics{319_matiere_052} (réponse \choix[c]).\end{center}


        \item Avec $N_e=6$ électrons périphériques (\emph{cf}. question 1), on peut envisager plusieurs formules de Lewis pour les atomes d'oxygène et de soufre, qui
        respectent la règle de l'octet :
        \bi
            \item Puisque $N_e>4$, la règle de l'octet indique que le nombre de liaisons covalentes $N_{\ell}$ vérifie :
            \[N_{\ell}+N_e=8\Rightarrow N_{\ell}=8-N_e=8-6=2\text{ liaisons covalentes}
            \]
            tandis qu'il reste :
            \[N_d=\frac{N_e-N_{\ell}}{2}=\frac{6-2}{2}=2\text{ doublets non liants}.
            \]
            Ainsi ces atomes présentent les formules de Lewis suivantes :
            \Form{328_matiere_067}

            \newpage

            \item Les ions $\ox ^+$ et $\s ^+$ présentent la structure de Lewis :
            \Form{329_matiere_068}
            \item Les ions $\ox ^-$ et $\s ^-$ possèdent $N_e=6+1=7$ électrons périphériques et, puisque ${N_e>7}$, la règle de l'octet prévoit
            que ces ions forment :
            \[N_{\ell}=8-N_e=8-7=1\text{ liaison covalente}
            \]
            et conservent :
            \[N_d=\frac{N_e-N_{\ell}}{2}=\frac{7-1}{2}=3\text{ doublets non liants}.
            \]
            Ce faisant, ces ions ont pour formules de Lewis :
            \Form{329_matiere_069}
        \ei
        Parmi les formules de Lewis proposées, il apparaît alors que $=\s =$ et \Formuleex{329_matiere_135}{0.71cm}{0} ne correspondent à aucune
        structure possible. Par conséquent, la formule de Lewis la plus stable envisageable pour $\SO _2$ est :
        \begin{center}\Formuleex{329_matiere_070}{1.72cm}{1} (réponse \choix[b]).\end{center}
    \ee
