ในวิชาเคมี อิเล็กตรอน คู่โดดเดี่ยว หมายถึง อิเล็กตรอนคู่หนึ่งที่ไม่ใช้ร่วมกับอะตอมอื่นในพันธะโคเวเลนต์^{[ 1 ]}และบางครั้งเรียกว่าคู่ที่ไม่ใช้ร่วมกันหรือคู่ที่ไม่เกิดพันธะ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวพบได้ในเปลือกอิเล็กตรอน ชั้นนอกสุด ของอะตอม สามารถระบุได้โดยใช้โครงสร้างลูอิสดังนั้นอิเล็กตรอนคู่หนึ่งจึงถือว่าเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหากอิเล็กตรอนสองตัวจับคู่กันแต่ไม่ได้ใช้ในการสร้างพันธะเคมีดังนั้นจำนวนอิเล็กตรอนในอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวบวกกับจำนวนอิเล็กตรอนในพันธะจะเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนวาเลนซ์รอบอะตอม

อิเล็กตรอน คู่โดดเดี่ยวเป็นแนวคิดที่ใช้ในทฤษฎีการผลักกันของอิเล็กตรอนคู่ในวงโคจรชั้นนอกสุด (ทฤษฎี VSEPR) ซึ่งอธิบายรูปร่างของโมเลกุลนอกจากนี้ยังมีการกล่าวถึงในเคมีของกรดและเบสของลูอิสด้วย อย่างไรก็ตาม นักเคมีไม่ได้ถือว่าอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่เกิดพันธะทั้งหมดเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ตัวอย่างเช่น โลหะทรานซิชัน ซึ่งอิเล็กตรอนคู่ที่ไม่เกิดพันธะไม่มีผลต่อรูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุลและกล่าวได้ว่าไม่มีผลทางสเตอริโอเคมี ในทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุล ( ออร์บิทัลแคนอนิกที่กระจายตัวอย่างสมบูรณ์หรือแบบเฉพาะที่ในบางรูปแบบ) แนวคิดของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนั้นไม่ชัดเจนนัก เนื่องจากความสัมพันธ์ระหว่างออร์บิทัลและส่วนประกอบของโครงสร้างลูอิสมักไม่ตรงไปตรงมา อย่างไรก็ตามออร์บิทัลที่ไม่เกิดพันธะ ที่ถูกครอบครอง (หรือออร์บิทัลที่มีลักษณะไม่เกิดพันธะเป็นส่วนใหญ่) มักถูกระบุว่าเป็นอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว

อะตอมใน กลุ่มไนโตรเจนจะมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวเพียงคู่เดียวเช่นไนโตรเจนในแอมโมเนีย^{[ 2 ]} อะตอมในกลุ่ม แคลโคเจนจะมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสองคู่เช่น ออกซิเจนในน้ำ ส่วนฮาโลเจนจะมี อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ได้สามคู่ เช่นไฮโดรเจนคลอไรด์

ในทฤษฎี VSEPR คู่ของอิเล็กตรอนบนอะตอมออกซิเจนในน้ำจะก่อตัวเป็นจุดยอดของทรงสี่หน้า โดยมีคู่โดดเดี่ยวอยู่ที่จุดยอดสองจุดจากสี่จุดมุมพันธะ H–O–H คือ 104.5° ซึ่งน้อยกว่า 109° ที่ทำนายไว้สำหรับมุมทรงสี่หน้าและสามารถอธิบายได้ด้วยปฏิกิริยาผลักกันระหว่างคู่โดดเดี่ยว^{[ 3 ] [ 4 ] [ 5 ]}

มีการเสนอเกณฑ์การคำนวณต่างๆ สำหรับการมีอยู่ของคู่โดดเดี่ยว แม้ว่าความหนาแน่นของอิเล็กตรอน ρ( r ) เองโดยทั่วไปจะไม่ให้คำแนะนำที่เป็นประโยชน์ในเรื่องนี้ แต่Laplacianของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนนั้นมีความน่าสนใจ และเกณฑ์หนึ่งสำหรับตำแหน่งของคู่โดดเดี่ยวคือ โดยที่ L ( r ) = – ∇ ^2ρ ( r ) เป็นค่าสูงสุดเฉพาะที่ ค่าต่ำสุดของศักย์ไฟฟ้าสถิตV ( r ) เป็นเกณฑ์ที่เสนออีกเกณฑ์หนึ่ง นอกจากนี้ยังมีเกณฑ์ที่พิจารณาฟังก์ชันการแปลตำแหน่งอิเล็กตรอน (ELF) ^{[ 6 ]}

อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวมักแสดงลักษณะขั้วลบเนื่องจากมีความหนาแน่นประจุสูงและอยู่ใกล้กับนิวเคลียสของอะตอมมากกว่าอิเล็กตรอนคู่พันธะโดยเฉลี่ย การมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวทำให้มุมพันธะระหว่างอิเล็กตรอนคู่พันธะลดลงเนื่องจากประจุไฟฟ้าสูง ซึ่งก่อให้เกิดแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนอย่างมาก นอกจากนี้ อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวยังมีส่วนเกี่ยวข้องในการสร้างพันธะแบบให้ (dative bond ) ตัวอย่างเช่น การสร้าง ไอออน ไฮโดรเนียม (H₃O⁺ ₎ ^เกิดขึ้นเมื่อกรดละลายในน้ำและเกิดจากการที่ อะตอม ออกซิเจนให้อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวแก่ไอออน ไฮโดรเจน

จะเห็นได้ชัดเจนยิ่งขึ้นเมื่อพิจารณาจากโมเลกุล ทั่วไปอีกสองชนิด ตัวอย่างเช่น ในคาร์บอนไดออกไซด์ (CO₂ ₎ซึ่งไม่มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว อะตอมของออกซิเจนจะอยู่ตรงข้ามกับอะตอมของคาร์บอน ( รูปทรงโมเลกุลเชิงเส้น ) ในขณะที่ในน้ำ (H₂O ₎ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสองคู่ มุมระหว่างอะตอมของไฮโดรเจนคือ 104.5° ( รูปทรงโมเลกุลโค้งงอ ) นี่เป็นผลมาจากแรงผลักของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสองคู่ของอะตอมออกซิเจนที่ผลักอะตอมของไฮโดรเจนให้ห่างออกจากกันมากขึ้น จนกระทั่งแรงของอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมของไฮโดรเจนอยู่ในสมดุล นี่คือตัวอย่างหนึ่งของทฤษฎี VSEPR

_{อิเล็กตรอน} คู่โดดเดี่ยวสามารถมีส่วนช่วยใน โมเมนต์ไดโพลของโมเลกุลได้NH₃ มีโมเมนต์ไดโพล 1.42 D เนื่องจากค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของไนโตรเจน (3.04) มากกว่าของไฮโดรเจน (2.2) ผลที่ได้คือพันธะ NH เป็นพันธะมีขั้ว โดยมีประจุลบสุทธิบนอะตอมไนโตรเจนและประจุบวกสุทธิที่น้อยกว่าบนอะตอมไฮโดรเจน นอกจากนี้ยังมีไดโพลที่เกี่ยวข้องกับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว ซึ่งเสริมการมีส่วนร่วมของพันธะโควาเลนต์ NH ที่มีขั้วต่อโมเมนต์ไดโพลของแอมโมเนียในทางตรงกันข้ามกับ NH₃ NF₃ มีโมเมนต์_ไดโพลต่ำกว่ามากที่ 0.234 D ฟลูออรีนมีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่า_{ไนโตรเจน}และขั้วของพันธะ NF ตรงข้ามกับพันธะ NH ในแอมโมเนีย ดังนั้นไดโพลเนื่องจากอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวจึงต่อต้านไดโพลของพันธะ NF ส่งผลให้โมเมนต์ไดโพลของโมเลกุลต่ำ^{[ 7 ]}

	⇌
การผกผันของโมเลกุลอะมีนอินทรีย์ทั่วไปที่ไนโตรเจน

อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสามารถมีส่วนช่วยในการเกิดไครัลลิตี้ในโมเลกุลได้ เมื่อกลุ่มอื่นอีกสามกลุ่มที่ติดอยู่กับอะตอมนั้นแตกต่างกันทั้งหมด ผลกระทบนี้พบได้ในเอมีน บางชนิด ฟอสฟีน^{[ 8 ]}ไอออนซัลโฟเนียมและออกโซเนียม ซั ลฟอกไซด์และแม้แต่คาร์บานไอออน

โดยทั่วไปแล้ว การแยกไอโซเมอร์แบบเอนันติโอเมอร์ที่มีศูนย์สเตอริโอเจนิกเป็นอะมีนนั้นทำได้ยาก เนื่องจากอุปสรรคทางพลังงานสำหรับการผกผันของไนโตรเจนที่ศูนย์สเตอริโอมีค่าต่ำ ทำให้ไอโซเมอร์ทั้งสองสามารถเปลี่ยนรูปไปมาได้อย่างรวดเร็วที่อุณหภูมิห้อง ส่งผลให้ไม่สามารถแยกอะมีนไครัลดังกล่าวได้ เว้นแต่หมู่ของอะมีนจะถูกจำกัดอยู่ในโครงสร้างวงแหวน (เช่นในเบสของ Tröger )

คาดว่า ไอออนตะกั่วและ ดีบุกสอง วาเลนซ์จะมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่มีการทำงานทางสเตอริโอเคมีเนื่องจากโครงสร้างอิเล็กตรอนอย่างเป็นทางการของ n s ²ในสถานะของแข็งนี้ส่งผลให้เกิดการประสานงานของโลหะที่บิดเบี้ยวซึ่งสังเกตได้ใน โครงสร้าง ลิทาร์จแบบสี่เหลี่ยมจัตุรัส ที่PbOและSnO ใช้ การก่อตัวของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยว n ​​s ²ของโลหะหนักเหล่านี้ ซึ่งก่อนหน้านี้ถูกระบุว่าเกิดจาก การผสมแบบไฮบริดภายในอะตอมของสถานะ s และ p ของโลหะ^{[ 9 ]}เพิ่งได้รับการแสดงให้เห็นว่ามีความขึ้นอยู่กับแอนไอออนอย่างมาก^{[ 10 ]}ความขึ้นอยู่กับสถานะอิเล็กตรอนของแอนไอออนนี้สามารถอธิบายได้ว่าทำไมวัสดุตะกั่วและดีบุกสองวาเลนซ์บางชนิด เช่นPbSและSnTeจึงไม่แสดงหลักฐานทางสเตอริโอเคมีของอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวและใช้โครงสร้างผลึกแบบร็อคซอลต์สมมาตร^{[ 11 ] [ 12 ]}

ในระบบโมเลกุล คู่อิเล็กตรอนเดี่ยวยังสามารถส่งผลให้เกิดการบิดเบือนในการประสานงานของลิแกนด์รอบไอออนโลหะได้อีกด้วย ผลกระทบของคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวของตะกั่วสามารถสังเกตได้ในสารประกอบซูเปอร์โมเลคูลาร์ของตะกั่ว(II) ไนเตรตและในปี 2550 การศึกษาหนึ่งได้เชื่อมโยงคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวกับพิษตะกั่ว [ ^{13 ] ไอออน}ตะกั่วสามารถแทนที่ไอออนโลหะดั้งเดิมในเอนไซม์ สำคัญหลายชนิด เช่น แคตไอออนสังกะสีใน เอนไซม์ ALADซึ่งรู้จักกันในชื่อพอร์โฟบิลิโนเจนซินเทสและมีความสำคัญในการสังเคราะห์ฮีม ซึ่งเป็น ส่วนประกอบสำคัญของโมเลกุลฮีโมโกลบินที่ขนส่งออกซิเจนการยับยั้งการสังเคราะห์ฮีมนี้ดูเหมือนจะเป็นพื้นฐานระดับโมเลกุลของพิษตะกั่ว (เรียกอีกอย่างว่า "saturnism" หรือ "plumbism") ^{[ 14 ] [ 15 ] [ 16 ]}

การทดลองเชิงคำนวณเผยให้เห็นว่า แม้ว่าเลขโคออร์ ดิเนชัน จะไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อมีการแทนที่ในโปรตีนที่จับกับแคลเซียม แต่การนำตะกั่วเข้ามาจะทำให้วิธีการจัดเรียงตัวของลิแกนด์เพื่อรองรับอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่เกิดขึ้นใหม่นั้นผิดเพี้ยนไป ส่งผลให้โปรตีนเหล่านี้เกิดความผิดปกติ ผลกระทบจากอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวนี้จะรุนแรงมากขึ้นในโปรตีนที่จับกับสังกะสี เช่น พอร์โฟบิลิโนเจนซินเทสที่กล่าวถึงข้างต้น เนื่องจากสารตั้งต้นตามธรรมชาติไม่สามารถจับได้อีกต่อไป ในกรณีเหล่านั้น โปรตีนจะถูก ยับยั้ง

ใน ธาตุ หมู่ 14 ( หมู่คาร์บอน ) อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสามารถแสดงออกมาโดยการทำให้ ความยาว ของพันธะเดี่ยว ( อันดับพันธะ 1) สั้นลงหรือยาวขึ้น ^{[ 17 ]}เช่นเดียวกับในอันดับที่มีประสิทธิภาพของพันธะสามด้วย^{[ 18 ] [ 19 ]}อัลไคน์ที่คุ้นเคยมีพันธะสามคาร์บอน-คาร์บอน ( อันดับพันธะ 3) และรูปทรงเรขาคณิตเชิงเส้นของมุมพันธะ 180° (รูปAในเอกสารอ้างอิง^{[ 20 ]} ) อย่างไรก็ตาม ในกลุ่มธาตุที่ต่ำกว่า ( ซิลิคอน เจอร์มาเนียมและดีบุก ) พันธะสามอย่างเป็นทางการมีอันดับพันธะที่มีประสิทธิภาพ 2 โดยมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวหนึ่งคู่ (รูปB ^{[ 20 ]} ) และ รูปทรง เรขาคณิตแบบทรานส์ -เบนท์ ในตะกั่ว อันดับพันธะที่มีประสิทธิภาพจะลดลงไปอีกเหลือเพียงพันธะเดี่ยว โดยมีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวสองคู่สำหรับอะตอมตะกั่วแต่ละอะตอม (รูปC ^{[ 20 ]} ) ในสารประกอบออร์กาโนเจอร์มาเนียม ( แผนภาพที่ 1ในเอกสารอ้างอิง) ลำดับพันธะที่มีประสิทธิภาพก็คือ 1 เช่นกัน โดยมีการสร้างสารเชิงซ้อนของ กลุ่ม CN ที่เป็นกรดไอโซไนไตรล์ (หรือไอโซไซยาไนด์ ) โดยอาศัยปฏิสัมพันธ์กับออร์บิทัล 4p ที่ว่างเปล่าของเจอร์มาเนียม^{[ 20 ] [ 21 ]}

ในหลักสูตรเคมีเบื้องต้น บางครั้งคู่อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวของน้ำจะถูกอธิบายว่าเป็น "หูกระต่าย": คู่อิเล็กตรอนที่เทียบเท่ากันสองคู่ที่มีการผสมแบบ sp³ โดยประมาณ^ในขณะที่มุมพันธะ HOH คือ 104.5° ซึ่งเล็กกว่ามุมเตตระเฮดรัลในอุดมคติของ arccos(–1/3) ≈ 109.47° เล็กน้อย มุมพันธะที่เล็กกว่านี้ได้รับการอธิบายโดยทฤษฎี VSEPRโดยระบุว่าต้องการพื้นที่มากกว่าสำหรับคู่อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวที่เหมือนกันสองคู่เมื่อเทียบกับคู่พันธะสองคู่ ในหลักสูตรขั้นสูงกว่านั้น คำอธิบายทางเลือกสำหรับปรากฏการณ์นี้พิจารณาถึงความเสถียรที่มากกว่าของออร์บิทัลที่มีลักษณะ s ส่วนเกินโดยใช้ทฤษฎีการผสมแบบไอโซวาเลน ต์ ซึ่งพันธะและคู่อิเล็กตรอนโดดเดี่ยวสามารถสร้างขึ้นได้ด้วยไฮบริด sp ^x โดยอนุญาตให้ค่าx ไม่ใช่จำนวนเต็ม ตราบ ใดที่ปริมาณรวมของลักษณะ s และ p ยังคงอยู่ (หนึ่งออร์บิทัล s และสามออร์บิทัล p ในกรณีของธาตุ p-block แถวที่สอง)

ในการกำหนดไฮบริดไดเซชันของออร์บิทัลออกซิเจนที่ใช้ในการสร้างคู่พันธะและคู่โดดเดี่ยวของน้ำในภาพนี้ เราใช้สูตร 1 + x cos θ = 0 ซึ่งเชื่อมโยงมุมพันธะ θ กับดัชนีไฮบริดไดเซชันxตามสูตรนี้ พันธะ O–H ถือว่าสร้างขึ้นจากออร์บิทัลพันธะ O ที่มีไฮบริดไดเซชัน ~sp ^4.0 (ลักษณะ p ประมาณ 80% ลักษณะ s ประมาณ 20%) ซึ่งเหลือออร์บิทัลคู่โดดเดี่ยว O ที่มีไฮบริดไดเซชัน ~sp ^2.3 (ลักษณะ p ประมาณ 70% ลักษณะ s ประมาณ 30%) ความเบี่ยงเบนเหล่านี้จากไฮบริดไดเซชัน sp ³ ในอุดมคติ (ลักษณะ p 75% ลักษณะ s 25%) สำหรับรูปทรงเรขาคณิตแบบทรงสี่หน้า สอดคล้องกับกฎของเบนต์ : คู่โดดเดี่ยวมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนใกล้กับอะตอมกลางมากกว่าเมื่อเทียบกับคู่พันธะ ดังนั้น การใช้ออร์บิทัลที่มีลักษณะ s มากเกินไปเพื่อสร้างคู่โดดเดี่ยว (และด้วยเหตุนี้ ออร์บิทัลที่มีลักษณะ p มากเกินไปเพื่อสร้างคู่พันธะ) จึงเป็นสิ่งที่เอื้อต่อพลังงาน

อย่างไรก็ตาม นักทฤษฎีมักนิยมคำอธิบายอื่นของน้ำที่แยกอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของน้ำตามสมมาตรเทียบกับระนาบโมเลกุล ในแบบจำลองนี้ มีอิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวของน้ำสองคู่ที่มีพลังงานและรูปทรงเรขาคณิตแตกต่างกัน โดยมีสมมาตรต่างกัน คือ คู่หนึ่ง (σ) อยู่ในระนาบและสมมาตรเทียบกับระนาบโมเลกุล และอีกคู่หนึ่ง (π) ตั้งฉากและไม่สมมาตรเทียบกับระนาบโมเลกุล อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่มีสมมาตรแบบ σ (σ(out)) เกิดจากออร์บิทัลแบบไฮบริดที่ผสมลักษณะของ 2s และ 2p ในขณะที่อิเล็กตรอนคู่โดดเดี่ยวที่มีสมมาตรแบบ π (p) มีต้นกำเนิดมาจากออร์บิทัล 2p เพียงอย่างเดียว ออร์บิทัลคู่โดดเดี่ยว σ(out) ของ O ที่อุดมไปด้วยลักษณะ s (หรือเขียนแทนด้วยn _O ^(σ) ) เป็นไฮบริด ~sp ^0.7 (ลักษณะ p ประมาณ 40% ลักษณะ s 60%) ในขณะที่ออร์บิทัลคู่โดดเดี่ยว p (หรือเขียนแทนด้วยn _O ^(π) ) ประกอบด้วยลักษณะ p 100%

แบบจำลองทั้งสองมีคุณค่าและแสดงถึงความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรวมเท่ากัน โดยที่ออร์บิทัลมีความสัมพันธ์กันโดยการแปลงแบบเอกภาพในกรณีนี้ เราสามารถสร้างออร์บิทัลไฮบริดคู่โดดเดี่ยวที่เทียบเท่ากันสองแบบคือhและh ' โดยการใช้การรวมเชิงเส้นh = c ₁ σ(out) + c ₂ p และh ' = c ₁ σ(out) – c ₂ p สำหรับค่าสัมประสิทธิ์c ₁และc ₂ ที่เหมาะสม สำหรับคุณสมบัติทางเคมีและกายภาพของน้ำที่ขึ้นอยู่กับ การกระจายอิเล็กตรอน โดยรวมของโมเลกุล การใช้hและh ' นั้นมีความถูกต้องเช่นเดียวกับการใช้ σ(out) และ p ในบางกรณี มุมมองเช่นนี้มีประโยชน์โดยสัญชาตญาณ ตัวอย่างเช่น ข้อกำหนดทางสเตอริโออิเล็กทรอนิกส์สำหรับเอฟเฟกต์อะโนเมอริกสามารถอธิบายได้โดยใช้คู่โดดเดี่ยวที่เทียบเท่ากัน เนื่องจากเป็นการ บริจาคความหนาแน่นของอิเล็กตรอน โดยรวมไปยังออร์บิทัลแอนติบอนดิงที่สำคัญ การรักษาทางเลือกโดยใช้คู่โดดเดี่ยวที่แยกจากกันด้วย σ/π ก็ใช้ได้เช่นกัน แต่ต้องสร้างสมดุลระหว่างการทับซ้อนn _O ^(π) -σ* ให้สูงสุด (สูงสุดที่มุมไดเฮดรัล 90°) และ การทับซ้อน n _O ^(σ) -σ* ให้สูงสุด (สูงสุดที่มุมไดเฮดรัล 0°) ซึ่งเป็นการประนีประนอมที่นำไปสู่ข้อสรุปว่า โครงสร้างแบบ gauche (มุมไดเฮดรัล 60°) เป็นที่น่าพอใจที่สุด ซึ่งเป็นข้อสรุปเดียวกันกับที่แบบจำลองคู่โดดเดี่ยวที่เทียบเท่ากันอธิบายได้อย่างตรงไปตรงมามากกว่า^{[ 22 ]}ในทำนองเดียวกันพันธะไฮโดรเจนของน้ำจะก่อตัวตามทิศทางของคู่โดดเดี่ยว "หูกระต่าย" ซึ่งสะท้อนถึงความพร้อมใช้งานของอิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้นในบริเวณเหล่านี้ มุมมองนี้ได้รับการสนับสนุนจากการคำนวณ^{[ 6 ]} อย่างไรก็ตาม เนื่องจากมีเพียงออร์บิทัลแคนอนิกที่ปรับสมมาตรเท่านั้นที่มีพลังงานที่มีความหมายทางกายภาพ ปรากฏการณ์ที่เกี่ยวข้องกับพลังงานของ ออร์บิทัล แต่ละตัวเช่น ปฏิกิริยาทางเคมีแสงหรือสเปกโทรสโกปีโฟโตอิเล็กตรอนจึงสามารถอธิบายได้ง่ายที่สุดโดยใช้คู่โดดเดี่ยว σ และ π ที่เคารพสมมาตรของโมเลกุล^{[ 22 ] [ 23 ]}

เนื่องจากความนิยมของทฤษฎี VSEPRการพิจารณาคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวของน้ำว่าเทียบเท่ากันจึงแพร่หลายในหลักสูตรเคมีเบื้องต้น และนักเคมีที่ปฏิบัติงานหลายคนยังคงถือว่าเป็นแบบจำลองที่มีประโยชน์ สถานการณ์ที่คล้ายกันเกิดขึ้นเมื่ออธิบายคู่อิเล็กตรอนเดี่ยวสองคู่บนอะตอมออกซิเจนคาร์บอนิลของคีโตน^{[ 24 ]}อย่างไรก็ตาม คำถามที่ว่าการอนุมานออร์บิทัลที่เทียบเท่ากันจากออร์บิทัลที่ปรับสมมาตรนั้นมีประโยชน์ในเชิงแนวคิดหรือไม่ จากมุมมองของทฤษฎีพันธะและการสอน ยังคงเป็นประเด็นถกเถียง โดยบทความล่าสุด (ปี 2014 และ 2015) คัดค้าน^{[ 25 ]}และสนับสนุน^{[ 26 ]}การปฏิบัติ ดังกล่าว

• คอมเพล็กซ์การประสานงาน
• HOMO และ LUMO (ออร์บิทัลโมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนอยู่สูงสุด และออร์บิทัลโมเลกุลที่ไม่มีอิเล็กตรอนอยู่ต่ำสุด)
• ผลกระทบของคู่เฉื่อย
• ลิแกนด์
• คู่ร่วม