Nie możesz odpowiednio zrozumieć teorii kwasów Lewisa w odniesieniu do pierwiastków grupy głównej, jeśli tylko narysujesz proste struktury Lewisa (które z definicji powinny mieć pełne oktety na wszystkich pierwiastkach grupy głównej), a następnie spróbujesz znaleźć akceptory par elektronowych. Cóż, szczerze mówiąc, może ci się poszczęścić ze związkami boru, ale na tym gra się skończy.
Dla większości ludzi jest względnie jasne, że kationy metali mogą działać jak kwasy Lewisa: są one dodatnio naładowane, ponieważ straciły co najmniej jeden elektron. Mają one również stosunkowo nisko położone orbitale (np. ten, który stracił elektron), z którymi zasady Lewisa mogą oddziaływać. Trzeba się jednak bardziej zastanowić nad cząsteczkami takimi jak $CO2}$.
Aby przeanalizować cząsteczkę taką jak $CO2}$, należy zacząć od zastanowienia się nad polarnością danych wiązań. Układ okresowy lub jakakolwiek inna strona z danymi, z którą chcesz się zapoznać, powie nam, że tlen jest znacznie bardziej polarny niż węgiel; dlatego wiązania są spolaryzowane w kierunku tlenu. Można to zilustrować za pomocą formalizmu ładunku częściowego, jak pokazano poniżej.
$$ce{{overset{delta -}{O}={overset{delta +}{C}={overset{delta -}{O}}$$
To pierwsze przedstawienie mówi nam już, że węgiel jest w pewnym sensie „pozbawiony elektronów”. Chociaż to samo w sobie nie jest jeszcze dowodem na kwasowość Lewisa, jest to silna wskazówka. Sięgając głębiej, należałoby rozważyć orbitale molekularne $ce{CO2}$. Są tam dwa symetrycznie równoważne, ale prostopadłe do siebie układy π, oba zaludnione przez cztery elektrony; i oba mogą być postrzegane jako układ π typu anionu allilowego. Ponieważ jest on w pełni symetryczny, możemy narysować następujące trzy struktury rezonansowe (dla wyjaśnienia, anion allilowy $C3H5-}$, również został uwzględniony na schemacie).
$begin{array}{ccccc}}$ce{O=C=O &<->& \overset{+}{O}#C-\i0}. &<->& O=\overset{+}{C}-\overset{-}{O}}\\\ce{H2\overset{-}{C}-CH=CH2 &<->& H2C=CH-\overset{- Lewe wiązanie podwójne wybrałem jako należące do prostopadłego układu π, a prawe wiązanie podwójne jako interesujące, analogiczne do anionu allilowego. Stąd w lewej połowie dwutlenku węgla zawsze będzie o jedno wiązanie więcej niż w anionie allilowym. Ujemny ładunek (tj. samotna para) obecny na lewym skrajnym węglu anionu allilowego odpowiada samotnej parze lewego skrajnego tlenu w dwutlenku węgla; samotna para jest nieoznaczona zgodnie z konwencją.
W tych obrazach możemy zaobserwować strukturę rezonansową, w której węgiel dwutlenku węgla ma ładunek dodatni, a tym samym sekstet elektronów. Jeśli spojrzeć na rzeczywiste orbitale, o których mowa, dwa zaludnione orbitale wiążące (jeden można nazwać niewiążącym) mają wysoki udział tlenu, podczas gdy orbital wiążący π3 jest przede wszystkim skoncentrowany na węglu. Orbital ten jest również najniższym nieobsadzonym orbitalem molekularnym (LUMO), a więc tym, który nas interesuje przy określaniu kwasowości Lewisa. Stwierdzamy, że jest on energetycznie nisko położony i łatwo dostępny, a zatem zasady Lewisa (np. wodorotlenek, amoniak) mogą z nim łatwo oddziaływać.
Reakcję kwas-zasada Lewisa można również odgadnąć patrząc na struktury rezonansowe. Ponieważ zasada Lewisa oddziałuje z antyzwiązkowym orbitalem π3, rozerwie jedno z podwójnych wiązań $C=O}$ prowadząc do następującej struktury:
$=C=O + $color{błękit}{O}H- -> H $color{błękit}{O}-C(= $color{cyan}{O})-$
Niebieskim i cyjanowym (oraz czarnym) zaznaczyłem oksygeny, aby można je było odróżnić od siebie.