Du kan ikke forstå Lewis-syreteorien tilstrækkeligt med hensyn til hovedgruppeelementer, hvis du kun tegner simple Lewis-strukturer (som pr. definition bør have komplette oktetter på alle hovedgruppeelementer) og derefter forsøger at finde elektronparacceptorer. Tja, for at være helt ærlig, kan du måske være heldig med borforbindelser, men spillet slutter der.
Det er relativt klart for de fleste mennesker, at metalkationer kan fungere som Lewis-syrer: de er positivt ladede, fordi de har mistet mindst én elektron. De har også relativt lavtliggende orbitaler (f.eks. den, der har mistet en elektron), som Lewisbaserne kan interagere med. Man skal dog tænke mere over molekyler som $\ce{CO2}$.
For at analysere et molekyle som $\ce{CO2}$ skal man starte med at tænke over polariteten af de pågældende bindinger. Det periodiske system eller hvilken dataside du ønsker at konsultere, vil fortælle os, at ilt er meget mere polært end kulstof; derfor er bindingerne polariseret mod ilt. Dette kan eksemplificeres ved hjælp af den partielle ladningsformalisme som vist nedenfor.
$$$\ce{\overset{\overset{\delta -}{O}=\overset{\delta +}{C}=\overset{\delta -}{O}}\tag{1}$$$
Denne første afbildning fortæller os allerede, at kulstof er noget “elektronfattigt”. Selv om det i sig selv endnu ikke er et bevis for Lewis-syre, er det et stærkt hint. Hvis man dykker dybere ned, skal man se på de molekylære orbitaler for $\ce{CO2}$. Der er to symmetriækvivalente, men vinkelrette π-systemer, der begge er befolket af fire elektroner; og begge kan ses som π-systemer af allylanion-typen. Da det er helt symmetrisk, kan vi tegne følgende tre resonansstrukturer (for at tydeliggøre, at allylanion $\ce{C3H5-}$, også er medtaget i skemaet).
$$$\\begin{array}{ccccccc}\ce{O=C=O &<->& \overset{+}{O}#C-\overset{-}{O}{O} &<->& O=\overset{+}{C}-\overset{-}{O}}\\\ce{H2\overset{-}{C}-CH=CH2 &<->& H2C=CH-\overset{-}{C}H2 &<->& H2\overset{-}{C}-\overset{+}{C}H-\overset{-}{C}H2}\end{array}\tag{2}$$
I denne afbildning, har jeg valgt den venstre dobbeltbinding til at tilhøre det vinkelrette π-system og den højre dobbeltbinding til at være den interessante, der svarer til allylanionen. Der vil derfor altid være en binding mere på den venstre halvdel af kuldioxid end allylanionen. Den negative ladning (dvs. lone pair), der er til stede på det yderste venstre allylanion-kulstof, svarer til et lone pair på det yderste venstre ilt i kuldioxid; lone pairet er ikke markeret ifølge konvention.
I disse afbildninger kan vi iagttage en resonansstruktur, hvor kuldioxidens kulstof har en positiv ladning og dermed en elektron-sextet. Hvis man ser på de pågældende faktiske orbitaler, har de to befolkede bindingsorbitaler (den ene kan kaldes ikke-bundende) et højt iltbidrag, mens den antibindende π3-orbital primært er kulstofcentreret. Denne orbital er også den laveste ubesatte molekylære orbital (LUMO) og dermed den orbital, som vi er interesseret i, når vi bestemmer Lewis-syreniveauet. Vi finder, at det er energetisk lavtliggende og let tilgængeligt, og derfor kan Lewisbaser (f.eks. hydroxid, ammoniak) let interagere med det.
Lewis-syre-base-reaktionen kan også gættes ved at se på resonansstrukturerne. Fordi Lewisbasen interagerer med den antibindende π3-orbital, vil den bryde en af de $\ce{C=O}$-dobbeltbindinger, hvilket fører til følgende struktur:
$$$\ce{\color{\cyan}{O}=C=O + \color{blue}{O}H- -> H\color{blue}{O}-C(=\color{cyan}{O})-\overset{-}{O}{O}}\tag{3}}$$$
Jeg har markeret oxygenerne med blå og cyan (og sort), så de kan skelnes fra hinanden.