原子価殻電子対反発則
したがって、非共有電子対が存在する時、それらは次節の図で示されているように立体数が5の時のエクアトリアル位を占める傾向にある。
非共有電子対と結合電子対との間の違いは、理想的な構造からのずれを合理的に説明するためにも使うことができる。例えば、H2O分子はその原子価殻に4つの電子対(2つの非共有電子対および2つの結合電子対)を持つ。4つの電子対は四面体の頂点を大雑把に指すように広がる。しかしながら、2つのO–H結合間の結合角は正四面体の109.5° ではなくわずか104.5° である。これは、2つの非共有電子対(それらの電子対は酸素原子核に近い位置にある)が2つの結合対よりも大きな相互反発を及ぼすためである。
上級の説明では、上述した差異を2つの規則で置き換える。
ベント則: より電気的陽性の配位子の電子対より大きな反発を生む。これは、なぜPClF4中のClがエクアトリアル位を好み、なぜ二フッ化酸素の結合角(103.8°)が水のもの(104.5°)よりも小さいかを説明する。非共有電子対は、電気的陽性の極限にある「虚配位子」によって規則が守られている、この規則の特殊な場合と考えられる。
より高い結合次数はより大きな反発を生む 。これは、なぜホスゲンにおいて、塩素は酸素よりも電気的に陽性であるにもかかわらず、酸素–塩素結合角(124.1°)が塩素–塩素結合角(111.8°)よりも大きいかを説明する。炭酸イオンでは、共鳴のため3つの結合角全てが等価である。