Los átomos que al formar moléculas presentan con facilidad pares solitarios se encuentran en el extremo derecho de la tabla periódica, y en especial en la esquina superior, ya que, bajando por las columnas, la presencia de orbitales d y f en los átomos más complejos altera (a veces de manera aparentemente imprevisible) sus distribuciones electrónicas.Esta gran acumulación de densidad de carga provoca una fuerte repulsión electrostática sobre los electrones que se encuentran formando enlaces, forzando a que estos enlaces se aproximen entre sí.Esto se puede observar con mucha claridad al comparar dos moléculas muy comunes, el dióxido de carbono y el agua.Contrariamente a lo que cabría esperar debido a su configuración electrónica formal, que es de tipo ns2 (esférica y por lo tanto totalmente isotrópica), los iones divalentes de plomo y estaño presentan un par solitario estereoquímicamente activo.En el estado sólido esto provoca la coordinación distorsionada que se observa en la estructura litargírica de los óxidos PbO y SnO.La formación de estos iones atípicos ns2 de metales pesados, que se atribuyó primeramente a una hibridación intraatómica entre los orbitales s y p del metal,[1] ha demostrado recientemente tener una fuerte dependencia con los estados electrónicos del anión.Esta perturbción de par solitario se vuelve dramática para proteínas que coordinan cinc, tales como la antes mencionada porfobilinógeno sintasa; como consecuencia la proteína ya no puede unir a su sustrato natural y queda inhibida.Los pares solitarios de los átomos del grupo 14 se manifiestan también en los triples enlaces.
Pares de electrones no compartidos: uno en el NH
3
; dos en el H
2
O; y 3 en el HCl.
