Je kunt de Lewiszuurtheorie met betrekking tot hoofdgroepelementen niet goed begrijpen als je alleen eenvoudige Lewisstructuren tekent (die per definitie volledige octetten moeten hebben voor alle hoofdgroepelementen) en dan probeert om elektronenpaar-acceptoren te vinden. Nou, om heel eerlijk te zijn, je zou geluk kunnen hebben met boorverbindingen, maar het spel zal daar eindigen.
Het is relatief duidelijk voor de meeste mensen dat metaalkationen kunnen fungeren als Lewiszuren: ze zijn positief geladen omdat ze ten minste één elektron hebben verloren. Zij hebben ook relatief laaggelegen banen (b.v. die welke een elektron verloren hebben) waarmee de Lewis-basen kunnen interageren. Maar voor moleculen zoals $,³ce{CO2}$ moet men meer nadenken.
Om een molecule zoals $,³ce{CO2}$ te analyseren, moet men beginnen met na te denken over de polariteit van de bindingen in kwestie. In het periodiek systeem of op de gegevenspagina die je wilt raadplegen, staat dat zuurstof veel polairder is dan koolstof; de bindingen zijn dus gepolariseerd naar zuurstof toe. Dit kan worden geïllustreerd met het partiële ladingsformalisme, zoals hieronder weergegeven.
$$\ce{\overset{\delta -}{O}=\overset{\delta +}{C}=\overset{\delta -}{O}}\tag{1}$
Deze eerste weergave vertelt ons al dat koolstof enigszins ‘elektron-arm’ is. Hoewel dat op zichzelf nog geen bewijs is voor de zuurgraad van Lewis, is het wel een sterke aanwijzing. Als we dieper graven, moeten we naar de moleculaire banen van $CO2$ kijken. Er zijn twee symmetrie-equivalente maar loodrecht op elkaar staande π-systemen, beide bevolkt door vier elektronen; en beide kunnen worden gezien als een allyl anion type π-systeem. Aangezien het volledig symmetrisch is, kunnen we de volgende drie resonantiestructuren tekenen (ter verduidelijking is het allylanion ${C3H5-}$, ook in het schema opgenomen).
$$begin{array}{ccccc}{O=C=O &<->& overset{+}{O}#C-{overset{-}{O} &<->& O=\overset{+}{C}-\overset{-}{O}}\\\ce{H2\overset{-}{C}-CH=CH2 &<->& H2C=CH-\overset{-}{C}H2 &<->& H2overset{-}{C}-\overset{+}{C}H-\overset{-}{C}H2}\end{array}\tag{2}$
In deze afbeelding, heb ik gekozen dat de linker dubbele binding tot het loodrechte π-systeem behoort en de rechter dubbele binding tot het interessante analoog aan het allyl-anion. Er zal dus altijd één binding meer zijn aan de linkerhelft van koolstofdioxide dan aan het allylanion. De negatieve lading (d.w.z. het lone paar) aanwezig op de meest linkse allyl anion koolstof komt overeen met een lone paar van de meest linkse zuurstof in koolstofdioxide; het lone paar is ongemarkeerd volgens de conventie.
In deze afbeeldingen kunnen we een resonantiestructuur waarnemen waarin de koolstof van koolstofdioxide een positieve lading heeft en dus een elektronen sextet. Als je kijkt naar de eigenlijke banen in kwestie, hebben de twee bezette bindingsbanen (één kan niet-bindend worden genoemd) een hoge zuurstofbijdrage, terwijl de antibondende π3-kernkring voornamelijk koolstof gecentreerd is. Deze orbitaal is ook de laagste niet-bezette moleculaire orbitaal (LUMO) en dus degene waarin we geïnteresseerd zijn bij het bepalen van de Lewis zuurgraad. We vinden dat deze energetisch laag ligt en gemakkelijk toegankelijk is, zodat Lewisbasen (bijv. hydroxide, ammoniak) er gemakkelijk mee kunnen interageren.
De Lewiszuur-base reactie kan ook worden geraden door naar de resonantiestructuren te kijken. Omdat de Lewis base een wisselwerking heeft met de antibonding van de π3 orbitaal, zal hij een van de dubbele bindingen van $C=O}$ verbreken, wat leidt tot de volgende structuur: