Pe măsură ce doi atomi se apropie unul de celălalt, ai lor electroni orbitali începe să se suprapună. Această suprapunere formează o moleculă legătură între cei doi atomi cu propria sa formă orbitală moleculară. Aceste orbitale urmează Principiul excluderii Pauli în același mod ca orbitalii atomici. Nu există doi electroni într-un an orbital poate avea aceeași stare cuantică. Dacă atomii originali conțin electroni în care o legătură ar încălca regulile, electronul va popula orbitalul cu energie mai mare.
Orbitalele antibondante sunt notate cu un simbol al asteriscului de lângă tipul de orbital molecular asociat. σ * este orbitalul antibonding asociat cu sigma orbitalele și orbitalele π * sunt antibondante pi orbitali. Când vorbim despre acești orbitali, cuvântul „stea” este adesea adăugat la sfârșitul numelui orbital: σ * = sigma-stea.
Atomii de hidrogen au un singur electron 1s. Orbitalul 1s are spațiu pentru 2 electroni, un electron rotativ „în sus” și un electron rotativ „în jos”. Dacă un atom de hidrogen conține un electron suplimentar, formând un H- ion, orbitalul 1 este umplut.
Dacă un atom de H și H- ionii se apropie unul de celălalt, între cele două se va forma o legătură sigma atomi. Fiecare atom va contribui cu un electron la legătura care umple legătura σ cu energie mai mică. Electronul suplimentar va umple o stare de energie mai mare pentru a evita interacțiunea cu ceilalți doi electroni. Acest orbital cu energie mai mare se numește orbital antibonding. În acest caz, orbitalul este un orbital antibondant σ *.