Nu puteți înțelege în mod adecvat teoria acizilor Lewis în ceea ce privește elementele din grupa principală dacă doar desenați structuri Lewis simple (care, prin definiție, ar trebui să aibă octeți compleți pe toate elementele din grupa principală) și apoi încercați să găsiți acceptori de perechi de electroni. Ei bine, ca să fiu perfect sincer, s-ar putea să aveți noroc cu compușii de bor, dar jocul se va termina aici.
Este relativ clar pentru majoritatea oamenilor că cationii metalici pot acționa ca acizi Lewis: ei sunt încărcați pozitiv pentru că au pierdut cel puțin un electron. De asemenea, au orbitali relativ joși (de exemplu, cel care a pierdut un electron) cu care pot interacționa bazele Lewis. Totuși, trebuie să se aplice mai multă gândire la molecule precum $\ce{CO2}$.
Pentru a analiza o moleculă precum $\ce{CO2}$, trebuie să începeți prin a vă gândi la polaritatea legăturilor în cauză. Tabelul periodic sau orice pagină de date pe care doriți să o consultați ne va spune că oxigenul este mult mai polar decât carbonul; prin urmare, legăturile sunt polarizate spre oxigen. Acest lucru poate fi exemplificat prin formalismul sarcinilor parțiale, așa cum se arată mai jos.
$$\ce{\overset{\delta -}}{O}=\overset{\delta +}{C}=\overset{\delta -}}{O}}}\tag{1}$$
Această primă reprezentare ne spune deja că carbonul este oarecum „lipsit de electroni”. Deși acest lucru în sine nu este încă o dovadă a acidității lui Lewis, este un indiciu puternic. Scufundându-ne mai adânc, ar trebui să luăm în considerare orbitalii moleculari ai $\ce{CO2}$. Există două sisteme π echivalente din punct de vedere al simetriei, dar perpendiculare, ambele populate cu patru electroni; și ambele pot fi considerate ca un sistem π de tip anion alil. Deoarece este complet simetric, putem desena următoarele trei structuri de rezonanță (pentru clarificare, anionul alil $\ce{C3H5-}$, a fost de asemenea inclus în schemă).
$$\begin{array}{ccccc}\ce{O=C=O &<->& \overset{+}{O}#C-\overset{-}{O} &<->& O=\overset{+}{C}-\overset{-}{O}}\\\ce{H2\overset{-}{C}-CH=CH2 &<->& H2C=CH-\overset{-}{C}H2 &<->& H2\overset{-}{C}-\overset{+}{C}H-\overset{-}{C}H2}\end{array}\tag{2}$$
În această reprezentare, am ales ca dubla legătură din stânga să aparțină sistemului π perpendicular și ca dubla legătură din dreapta să fie cea interesantă, analogă cu anionul alil. Prin urmare, pe jumătatea stângă a dioxidului de carbon va exista întotdeauna o legătură în plus față de anionul alil. Sarcina negativă (adică perechea singuratică) prezentă pe carbonul cel mai din stânga al anionului alil corespunde unei perechi singuratice a oxigenului cel mai din stânga din dioxidul de carbon; perechea singuratică este nemarcată conform convenției.
În aceste reprezentări putem observa o structură de rezonanță în care carbonul dioxidului de carbon are o sarcină pozitivă și, prin urmare, un sextet de electroni. Dacă ne uităm la orbitalii reali în cauză, cei doi orbitali de legătură populați (unul poate fi numit nelegat) au o contribuție ridicată a oxigenului, în timp ce orbitalul π3 anti-legat este unul centrat în principal pe carbon. Acest orbital este, de asemenea, cel mai mic orbital molecular neocupat (LUMO) și, prin urmare, cel care ne interesează atunci când determinăm aciditatea Lewis. Constatăm că este energetic scăzut și ușor accesibil și, prin urmare, bazele Lewis (de exemplu, hidroxidul, amoniacul) pot interacționa cu ușurință cu acesta.
Reacția acid-bază Lewis poate fi, de asemenea, ghicită uitându-ne la structurile de rezonanță. Deoarece baza Lewis interacționează cu orbitalul π3 anti-legătură, aceasta va rupe una dintre legăturile duble $\ce{C=O}$ conducând la următoarea structură:
$$\ce{\color{cyan}{O}=C=O + \color{blue}{O}H- -> H\color{blue}{O}-C(=\color{cyan}{O})-\overset{-}{O}}}\tag{3}$$
Am marcat oxigenii cu albastru și cyan (și negru) pentru a putea fi deosebiți unul de altul.