Beträgt die Differenz der Elektronegativität zwischen zwei Nichtmetallen weniger als 1,7, gehen sie eine Elektronenpaarbindung (auch Atombindung) ein. Dabei werden die Außenelektronen (Valenzelektronen) der äußersten Schale gemeinsam benutzt. Beispiel: Zwei Wasserstoffatome bilden ein Molekül, indem sie ihr einzelnes Außenelektron gemeinsam benutzen. So erreichen sie beide für sich gesehen die Edelgaskonfiguration des Heliums, also zwei Elektronen in einer "gefüllten" Schale:
 
 

 
 
Das gemeinsam benutzte Elektronenpaar wird in der Lewis-Schreibweise durch einen Strich dargestellt (bzw. durch zwei Punkte). Die Strukturformel (H-H) zeigt im Gegensatz zur Summenformel (H₂) die Art und Weise wie die Wasserstoffatome in einem Molekül miteinander verknüpft sind. Zweiatomige Moleküle bilden beispielsweise Wasserstoff und Stickstoff, sowie die Chalkogene und die Halogene. Zwei Bindungspartner können wie beim Sauerstoffmolekül auch durch zwei (oder sogar drei) Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden sein. Es handelt sich in diesem Falle um eine Doppelbindung:
 
 

 
 
Polare Elektronenpaarbindung
 
Vergleicht man Schwefelwasserstoff (H₂S) mit Wasser (H₂O), stellt man fest, dass der eine Stoff bei Zimmertemperatur gasförmig vorliegt (H₂S) und der andere flüssig. Auch hier wird oft ein einfacher Erklärungsversuch herangezogen: Ist die Differenz der Elektronegativität der Reaktionspartner zwar kleiner als 1,7, aber immer noch relativ hoch, dann zieht der elektronegativere Partner die gemeinsam benutzten Elektronen näher zu sich. Es entsteht eine polare Elektronenpaarbindung: