1. Elektronegativiteit: Zuurstof is elektronegatiefer dan fluor. Dit betekent dat het zuurstofatoom de gedeelde elektronen in de O-F-bindingen sterker aantrekt, wat resulteert in een gedeeltelijke negatieve lading op zuurstof en een gedeeltelijke positieve lading op de fluoratomen.

2. Lone paren: Zuurstof heeft twee eenzame paren elektronen in zijn valentieschil. Deze alleenstaande paren oefenen een sterke afstotende kracht uit op de bindingsparen van elektronen in de O-F-bindingen.

3. VSEPR -theorie: Volgens de Valent Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) -theorie proberen elektronenparen, zowel binding als niet-bindend, de afstoting te minimaliseren door zichzelf zo ver mogelijk uit elkaar te positioneren. In het geval van ₂ , De optimale opstelling om afstoting te minimaliseren is een gebogen vorm met een bindingshoek van ongeveer 103,3 graden.

Daarom leidt de combinatie van de elektronegativiteit van zuurstof en de aanwezigheid van alleenstaande paren op zuurstof tot de gebogen vorm van ₂ , in plaats van een lineaire structuur.