Waardoor is er in de molecuulorbitaaltheorie zowel een bindings en antibindingsorbitaal?

Weet je misschien ook of de twee elektronen in elke 2s orbitaal bij elkaar blijven en dus het elektronenpaar van het ene zuurstofatoom in bindingsorbitaal komen en het andere elektronenpaar van het het andere zuurstofatoom in de antibindingsorbitaal? Of wisselt dat? En misschien een fundamentelere vraag, waarom kunnen ze niet alle vier in een en dezelfde molecuul orbitaal komen? Wat ik ook niet begrijp is waardoor de twee elektronen in de antibindingsorbitaal nu juist afstotend werken tussen de zuurstofatomen. Ze hebben een hogere energie. Ik neem aan dat ze dan ook verder van de atoomkernen af zitten. Maar dan hoeven ze toch nog niet afstotend te werken?

Wat betreft de elektronenparen, ik weet het niet. Maar elektronen zijn niet van elkaar te onderscheiden, dus je zou kunnen zeggen dat ze kunnen wisselen. Ik kan niet direct bewijzen dat het niet zo is, maar ik denk dat ze blijven waar ze zitten (gevoel, maar kan het dus absoluut mis hebben). Waarom er maar 2 in een orbitaal kunnen zitten is voor atoomorbitalen en voor molecuulorbitalen hetzelfde. De spin moet tegengesteld zijn (+1/2 en -1/2) en moeten precies in fase zijn, anders cancellen ze elkaar uit. Met 3 of meer lukt dat niet. Dat is hoe het universum schijnbaar werkt. 2 elektronen in de antiorbitaal is energetisch ongunstig. Dan is het gunstiger om van elkaar los te gaan, daarom "werkt het afstotend". Dus het is niet letterlijk afstotend, maar energetisch ongunstiger. Dat is een fundamenteel verschil.

Je zegt: 2 elektronen in de antiorbitaal is energetisch ongunstig. Dan is het gunstiger om van elkaar los te gaan'
Wat bedoel je met van elkaar los te gaan? Wie moeten er los gaan en waarvan? Komen in vergelijking met een enkel zuurstofatoom in een molecuul de 2s elektronen wel dichter op de kernen te zitten en die van de antibindingorbitaal juist verder van de kernen?

Sorry, dan moeten de O-atomen (of welke atomen dan ook) uit elkaar gaan. Dus de opmerking sloeg op de atomen. Vandaar dat de elektronen gezien kunnen worden als "afstotend" (en het afstotend geldt dan dus voor de gehele atomen, niet voor de elektronen). Voor moleculaire orbitalen kan je niet meer spreken van S-orbitalen in de zin van hoe ze er uit zien (bedenk dat het visualiseren van een orbitaal puur het visualiseren van een kansverdeling is). In dit plaatje is het goed weergegeven:
https://www.google.dk/search?q=molecular+orbitals&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=0ahUKEwi7_eP5s7jKAhUo8XIKHcVRAN4Q_AUIBygB&biw=1157&bih=751#imgrc=zejjz6QkY3HocM%3A De orbitalen komen er anders uit te zien. In het geval van een p-orbitaal zie je ook hoe de kansverdeling er bij een de anti-bonding er uit ziet. Die is ongunstig omdat de elektronen "elkaar tegen werken". Ofwel, de moleculair orbitalen zien er heel anders uit dan de atomair orbitalen. in de link kan je nog veel andere voorbeelden zien. Sommige moleculair orbitalen zijn (ogenschijnlijk) niet eens
symmetrisch (zijn ze overigens wel, maar in de plaatjes komt dit niet altijd naar voren). Er komen in ieder geval rare vormen uit.