    \be
        \item Avec le numéro atomique $Z_{\s}=16$, l'atome de soufre présente la configuration électronique :
        \[_{16}\s\text{ : }1(s)^22(s)^22(p)^63(s)^23(p)^4
        \]
        c'est-à-dire possède $N_e=6$ électrons périphériques qui se répartissent en :
        \bi
            \item $N_{\ell}=8-N_e=8-6=2$ liaisons covalentes $\s\liai\h$ ;
            \item $N_d=\dfrac{N_e-N_{\ell}}{2}=\dfrac{6-2}{2}=2$ doublets non liants.
        \ei
        Par suite, la molécule $\h _2\s$ a pour formule de Lewis : \Formuleex{335_cohesion_065}{1.46cm}{0}
        \item \'Etant donné que $\chi _{\s}>\chi _{\h}$, les électrons de chaque liaison covalente ${\s\liai\h}$ sont déplacés vers le soufre
        qui porte alors une fraction de charge négative ($\delta -$). Concomitamment, le déficit d'électrons au voisinage de l'atome
        d'hydrogène lui confère une fraction de charge positive ($\delta +$). Par suite, chaque liaison ${\s\liai\h}$ est polarisée, le moment
        dipolaire étant dirigé de la charge négative vers la charge positive :
        \Form{335_cohesion_066}
        \item La formule de Lewis de $\h _2\s$ montre que l'atome de soufre est entouré de quatre entités chargées négativement (deux liaisons
        covalentes et deux doublets non liants). Par suite, cet atome se trouve à proximité du centre d'un tétraèdre dont deux sommets sont occupés
        par des atomes d'hydrogène (voir illustration sur la page ci-contre).
        \Form{335_cohesion_041}
        Les deux liaisons covalentes $\s\liai\h$ font alors entre elles un angle voisin de $105\Mdegre$, de sorte que les moments dipolaires
        $\vec{p}_1$ et $\vec{p}_2$ portés par ces liaisons n'ont pas la même direction ; leur somme vectorielle ${\vec{p}=\vec{p}_1+\vec{p}_2}$
        n'étant pas nulle, la molécule $\h _2\s$ est polaire.
    \ee
