نقوم بذلك على مراحل:
أوّلًا، نكتب صيغة التمثيل الإلكترونيّ لكلّ واحدة من الذرّتَيْن. لكي نُحدّد عدد إلكترونات التكافؤ الذي نُسجّله لكلّ واحدة من الذرّتَيْن، نمعن النظر في القائمة الدوريّة للعناصر. الكربون يقع في العمود الرابع، لذلك لديه 4 إلكترونات تكافؤ. الهيدروجين يقع في العمود الأوّل، لذلك لديه إلكترون تكافؤ واحد:

يمكن القول إنّ الكربون الذي لديه 4 إلكترونات في المستوى الأخير، سيُشارك أربعة إلكترونات لأنّه ينقصه 4 إلكترونات، وأيضًا لأنّ لديه 4 إلكترونات غير مُزدوَجة.
بينما الهيدروجين، الذي لديه إلكترون واحد، سيشارك إلكترونًا واحدًا فقط. الهيدروجين ينقصه إلكترون واحد في مستوى الطاقة الأخير. نذكّر هنا أنّ للهيدروجين مستوى طاقة واحد، ويمكن أن يمتلئ بإلكترونَيْن فقط.
من هنا، هناك عدّة طرق للوصول إلى الصيغة الجُزَيئيّة للمادّة التي نحصل عليها من ذرّات العنصرَيْن: الهيدروجين والكربون.
الطريقة التي سنعرضها الآن توضّح كيفيّة إيجاد الصيغة الجُزَيئيّة للمادّة بشكل سهل جدًا. عمليّة إيجاد الصيغة الجُزَيئيّة للمادّة تعتمد على إيجاد قاسم مشترك لعدد الإلكترونات التي تشاركها كلّ واحدة من الذرّتَيْن. لذلك، ننفّذ تمرينًا رياضيًّا سهلًا لإيجاد القاسم المشترك:

القاسم المشترك لـ 1 وَ-4 هو 4. لذلك، في جُزَيء المادّة الجديدة ستشارك 4 ذرّات هيدروجين على كلّ ذرّة كربون. يجب ضرب الـ 1 الخاصّ بالهيدروجين بـ 4 للحصول على 4: 1×4=4. يجب ضرب الـ 4 الخاصّة بالكربون بـ 1 للحصول على 4: 4×1=4.
أبسط جُزَيء يحتوي على كربون وهيدروجين هو الميثان. الصيغة الجُزَيئيّة التي تصف التركيبة الدقيقة للمادّة هي CH₄.
الآن، نصف صيغة التمثيل الإلكترونيّ للجُزَيء الذي حصلنا عليه.
عند كتابة صيغة التمثيل الإلكترونيّ، نبدأ دائمًا بالذرّة التي تشارك عدد الإلكترونات الأكبر. في هذه الحالة، الكربون.

الآن، نضيف للتمثيل الإلكترونيّ 4 ذرّات هيدروجين. كلّ ذرّة هيدروجين تشارك إلكترونًا واحدًا.
بما أنّ الكربون تنقصه 4 إلكترونات لإكمال المستوى الأخير، فإنّ كلّ إلكترون غير مُزدوَج في ذرّة الكربون سيكوِّن رابطًا مع إلكترون في ذرّة الهيدروجين.
نحصل على:

الآن، كلّ واحدة من الذرّات في جُزَيء CH₄ قد وصلت إلى مستوى إلكترونات أخير مليء.

يمكن القول إنّه بهذه الطريقة، بدأنا بإيجاد الصيغة الجُزَيئيّة، وبواسطتها قمنا ببناء صيغة التمثيل الإلكترونيّ.
هناك طريقة أخرى، وهي البدء مباشرةً بالتمثيل الإلكترونيّ، كما وضّحنا في نهاية المثال، ومن ثمّ الربط بين الذرّات حتى الوصول إلى مستوى الإلكترونات الأخير المليء. أنا أفضّل الطريقة الأولى.

في المرحلة الأولى، نُحدّد عدد الإلكترونات التي ستشاركها كلّ ذرّة. نقوم بذلك بحسب عدد الإلكترونات التي تنقص الذرّة في المستوى الأخير لإكماله إلى مستوى إلكترونات مليء. في هذه المرحلة، ليس إلزاميًّا أن نرسم صيغة التمثيل الإلكترونيّ. يمكن تحديد عدد الإلكترونات التي تنقص الذرّة في المستوى الأخير، من خلال موقع العنصر في قائمة العناصر الدوريّة.
ذرّة الكلور تقع في العمود السابع في القائمة الدوريّة، لذلك لديها 7 إلكترونات تكافؤ. ينقصها إلكترون واحد لإكمال المستوى الأخير إلى مستوى مليء. بالتالي، ذرّة الكلور ستشارك إلكترونًا واحدًا.
ذرّة النيتروجين تقع في العمود الخامس في قائمة العناصر الدوريّة، لذلك لديها 5 إلكترونات تكافؤ. تنقصها 3 إلكترونات لإكمال المستوى الأخير لمستوى مليء، لذلك ستشارك 3 إلكترونات.
الآن، نجد القاسم المشترك لهما من حيث مشاركة الإلكترونات:

القاسم المشترك هو 3. يجب ضرب الكلور بـ 3 والنيتروجين بـ 1، لذلك يجب أن نأخذ 3 ذرّات كلور لكلّ ذرّة نيتروجين.
في لغة الكيميائيّين، نكتب النتيجة على النحو التالي NCℓ₃ وهذه عمليًّا الصيغة الجُزَيئيّة للمادّة.
الآن، نكتب لهذه الصيغة الجُزَيئيّة صيغة التمثيل الإلكترونيّ.
نبدأ بذرّة النيتروجين، وهي الذرّة المركزيّة، أيّ الذرّة التي تشارك إلكترونات أكثر في جُزَيء NCℓ₃. ننتبه إلى أنّ ذرّة النيتروجين يجب أن تشارك ثلاثة إلكترونات، بينما ذرّة الكلور يجب أن تشارك إلكترونًا واحدًا فقط. لذلك، كلّ واحدة من ذرّات الكلور الثلاث ستشارك إلكترونًا واحدًا فقط مع الإلكترونات غير المُزدوَجة (المنفردة) في ذرّة النيتروجين.

انتبهوا الآن إلى أنّ كلّ واحدة من الذرّتَيْن لديها مستوى طاقة أخير مليء.

طبعًا، لا حاجة للإشارة إلى الإلكترونات بألوان مختلفة. الهدف هو توضيح مصدر كلّ واحد من الإلكترونات في الرابط.

ذرّة الأكسجين تشارك إلكترونَيْن لأنّها تقع في العمود السادس في قائمة العناصر الدوريّة، أيّ أنّه ينقصها إلكترونان لإكمال مستوى الطاقة الأخير. ذرّة الكلور تشارك إلكترونًا واحدًا لأنّها تقع في العمود السابع في قائمة العناصر الدوريّة، أيّ أنّه ينقصها إلكترون واحد لإكمال مستوى الطاقة الأخير.

القاسم المشترك لـ 1 وَ-2 هو 2. يجب ضرب الكلور بـ 2 والأكسجين بـ 1. لذلك، يجب أن نأخذ ذرّتَيّ كلور لكلّ ذرّة أكسجين واحدة.
بلغة الكيميائيّين، نكتب النتيجة على النحو التالي OCℓ₂. هذه هي الصيغة الجُزَيئيّة للمادّة.
نبدأ صيغة التمثيل الإلكترونيّ من ذرّة الأكسجين، وهي الذرّة المركزيّة، أيّ الذرّة التي تشارك إلكترونات أكثر في جُزَيء OCℓ₂. ننتبه إلى أنّ ذرّة الأكسجين يجب أن تشارك إلكترونَيْن، بينما ذرّة الكلور يجب أن تشارك إلكترونًا واحدًا فقط. لذلك، كلّ واحدة من ذرّتَيّ الكلور ستشارك إلكترونًا واحدًا فقط مع الإلكترونات غير المُزدوَجة (المنفردة) في ذرّة الأكسجين.