   \be
        \item Les niveaux $(K)$ et $(L)$ étant saturés avec 2 et 8 électrons respectivement, les configurations électroniques des atomes
        d'azote et d'hydrogène sont :
        \[_1\h\text{ : }1(s)^1\text{ et }_7\n\text{ : }1(s)^22(s)^22(p)^3
        \]
        ce qui montre que l'hydrogène possède un électron célibataire, tandis que l'azote possède cinq électrons périphériques (un doublet non
        liant et trois électrons célibataires) :
        \Form{332_matiere_105}
        Aussi, conformément à la règle du duet, l'hydrogène forme une liaison covalente et, conformément à la règle de l'octet, l'atome d'azote
        s'entoure de trois liaisons covalentes :
        \Form{332_matiere_106}
        La molécule $\NH _3$ a donc pour formule de Lewis :
        \Form{304_matiere_017}





        \item Les atomes de la molécule $\carb _2\h _6\ox$ ont pour structures électroniques :
        \[_1\h\text{ : }1(s)^1\qquad _6\carb\text{ : }1(s)^22(s)^22(p)^2\qquad _8\ox\text{ : }1(s)^22(s)^22(p)^4.
        \]
        \bi
            \item D'après la règle du duet, l'hydrogène peut former une liaison covalente.
            \item D'après la règle de l'octet, l'atome de carbone peut engager ses 4 électrons périphériques dans 4 liaisons covalentes.
            \item La règle de l'octet impose à l'oxygène de former deux liaisons covalentes (avec deux de ses électrons périphériques), les
            quatre autres électrons étant engagés dans deux doublets non liants.
        \ei
        La formule de Lewis de ces atomes étant :
        \Form{332_matiere_107}
        il peut exister, pour la molécule $\carb _2\h _6\ox$, deux isomères :
        \Form{332_matiere_108}


        \item Les atomes d’oxygène et d’hydrogène ont pour structure électronique :
        \[
        \rm _1H\text{ : } 1(s)^1\qquad\text{ et }\qquad _8O\text{ : }1(s)^2 2(s)^2 2(p)^4
        \]
        L’atome d’hydrogène a pour structure de Lewis : $\rm H-$.

        Quant à l’atome d’oxygène, sa configuration électronique 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 $N_l$ de liaisons covalentes, tel que :
        \[
        N_e + N\_l = 8 \Rightarrow N_l=8-N_e=8-6=2
        \]
        liaisons covalentes, de sorte qu’il reste :
        \[
        N_d=\dfrac{N_e-N_l}{2}=\dfrac{6-2}{2}=2
        \]
        doublets non liants. Finalement, la molécule d’eau a pour formule de Lewis :
        \begin{center}
        \includegraphics{000_09-exH2O}
        \end{center}



        \item La configuration électronique de l’atome de carbone $\rm _6C$ s’écrit\linebreak $1(s)^2 2(s)^2 2(p)^2$ et montre qu’il présente $N_e= 4$ électrons périphériques. La règle de l’octet prévoit que cet atome peut former $N_l$ liaisons covalentes. On a donc:
        \[
        N_e + N_l = 8 \Rightarrow N_l = 8 - N_e = 8-4 = 4
        \]
        liaisons covalentes, de sorte qu’il reste :
        \[
        N_d=\dfrac{N_e-N_l}{2}=\dfrac{4-4}{2}=0
        \]
        doublet non liant. Dela même façon, l’atome d’azote $\rm _7N$ a pour configuration électronique $(K)^2 (L)^5$, présente $N_e = 5$ électrons
périphériques, peut former $N_l= 3$ liaisons covalentes et : $N_d = 1$ doublet non liant. La formule de Lewis de la molécule HCN s’écrit alors :
\begin{center}
\includegraphics{000_09-exHCN}
\end{center}

\item Avec $N_e=6$ électrons périphériques, 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}


            \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}.\end{center}

   \ee
