Volgens het Valence-Shell Electron-Pair Repulsion Model, algemeen aanvaard onder chemici sinds de ontwikkeling ervan in de jaren 1950, afstoting tussen elektronenparen vormt het molecuul op een zodanige manier dat de afstotende energie wordt verminderd of de afstand tussen die paren.
Na een schets van de Lewis-puntstructuur van een molecuul, die punten gebruikt om het aantal valentie of buitenste schil te identificeren, elektronen die elk opgenomen atoom heeft, kunt u het aantal bindende en niet-bindende elektronengroepen tellen die de centrale atoom. Deze paren zijn op een zodanige afstand rond de valentieschaal geplaatst dat de grootst mogelijke afstand tussen wordt bereikt ze, maar alleen de bindende elektronenparen, of die welke aan een atoom zijn bevestigd, zullen bijdragen aan de uiteindelijke vorm.
Een molecuul met twee bindende elektronenparen en geen niet-bindende paren, zoals koolstofdioxide, zou lineair zijn. Terwijl de moleculen voor water en ammoniak beide vier valentie-schilelektronengroepen bevatten, bevat het watermolecuul twee bindende en twee niet-bindende elektronenparen, wat resulteert in een v-vormig molecuul, omdat de twee waterstofatomen dichter bij elkaar worden gedwongen om de twee paren niet-bindende elektronen. Het ammoniakmolecuul bevat echter drie bindende elektronenparen, één voor elk waterstofatoom, en resulteert dus in een trigonale piramidale vorm.