Esempio: ${NO_3^-}$

Con la procedura generale si disegna la formula di Lewis per la molecola. Lo ione viene descritto come ibrido di risonanza tra $3$ strutture limite equivalenti. Gli elettroni di valenza di ciascun atomo risultano:

$N$	$4$
$O$ (doppio legame)	$6$
$O$ (legame singolo)	$7$

L'atomo di $N$ e' circondato da $3$ coppie strutturali e quindi richiede un'ibridazione di tipo $sp^2$, ottenuta combinando l'orbitale $2s$ con $2$ dei $3$ orbitali $2p$. Rimane $1$ orbitale $2p$ puro, normale al piano degli orbitali ibridi. Dalla formula di Lewis si vede che l'atomo di $N$ deve formare $3$ legami $\sigma$ e $1$ legame $\pi$; quindi, i $3$ orbitali ibridi e l'orbitale $p$ puro dovranno essere semioccupati. Cio' si realizza assegnando ciascuno dei $4$ elettroni di valenza ad un orbitale diverso.

Per quanto riguarda i $3$ atomi di ossigeno, $2$ di essi formano un legame singolo, mentre $1$ forma un legame doppio. Gli atomi di ossigeno che formano solo un legame singolo possiedono $7$ elettroni di valenza e quindi $1$ orbitale $p$ semioccupato che potra' sovrapporre con $1$ orbitale ibrido dell'atomo di azoto per la formazione di un corrispondente orbitale di legame $\sigma$. L'atomo di ossigeno che forma un doppio legame possiede $6$ elettroni di valenza che, sistemati secondo il principio di Pauli e la regola di Hund, lasciano $2$ orbitali $p$ semioccupati, che formeranno un legame $\sigma$ e $1$ legame $\pi$ per sovrapposizione con il terzo orbitale ibrido e l'orbitale $p$ puro dell'atomo di azoto, rispettivamente.

Naturalmente, l'atomo di ossigeno che forma il doppio legame puo' essere qualsiasi dei $3$ presenti nella molecola: si hanno quindi tre possibili forme di risonanza, corrispondenti alle tre possibili strutture di Lewis. Lo schema finale indicato si riferisce ad una sola forma limite.

Gli elettroni di ciascun legame vanno indicati con spin antiparallelo.