Lewis-Strukturen repräsentieren die Elektronen der letzten besetzten Schicht eines Atoms oder Ions:
Besitzt es in der letzten Schicht dieselbe Anzahl Elektronen wie in der atomaren Lewis-Struktur, so ist das Atom neutral, wenn es n mehr (weniger) besitzt, wird es zu einem Ion mit n negativen (positiven) Ladungen Beispiel; $ O^{2-} $ hat 6 + 2 = $ 8 e^- $ in der letzten Schicht.
Für jedes Atom zählen wir:
- zwei Elektronen für jedes eigene Dublett.
ein Elektron für jede kovalente Bindung.
Wie oben, rechnen wir die Ladung, zum Beispiel:
- Jedem Atom $ H $ vergeben wir $ 1 \; e^- $ (die der einzigen kovalenten Bindung, die es bildet), so dass die formelle Ladung jedes Mal $ 0 $ ist.
Dem $ C $ - Atom vergeben wir $4\; e^- $ (die der 4 kovalenten Bindungen, die es bildet), also beträgt die formelle Ladung $0 $
Dem $ O $ - Atom vergeben wir $7\; e^- $ (die der 3 eigenen Dubletten und die der kovalenten Bindung, die es bildet), so dass die formelle Ladung gleich $ -1 $ ist.
Dem $ N $ - Atom vergeben wir $4\; e^- $ (die der 4 kovalenten Bindungen, die es bildet), so dass die formelle Ladung gleich $ + 1 $ ist
Es kommt oft vor, dass man aus Gründen der Einfachheit zum Beispiel nicht die eigenen Doubletts eines Atoms darstellt:
-Das $ O $ - Atom an der Spitze hat offensichtlich 2 Dubletten und bildet 2 kovalente Bindungen, so dass seine formelle Ladung $0 $ beträgt
- Das $ O $ - Atom am unteren Ende hat offensichtlich 3 Dubletten und bildet eine kovalente Bindung, so dass seine formelle Ladung $ -1 $ beträgt.
- Das zentrale $ C $ - Atom bildet 4 kovalente Bindungen, so dass seine formelle Ladung $0 $ beträgt
- Das $ C $ -Atom unten rechts bildet 4 kovalente Bindungen (eine dargestellt, die anderen drei mit $ H$ -Atomen) , so dass seine formelle Ladung $ 0 $ entspricht