Gli elettrofili sono specie che possiedono una reale carica positiva o una parziale carica positiva (δ+) con un orbitale atomico libero oppure un orbitale di anti-legame capaci di accogliere un doppietto elettronico (che viene fornito dalla specie nucleofila). Gli elettrofili sono anche acidi di Lewis (in quanto accettano un doppietto).
La specie elettrofila più semplice è sicuramente H+, il protone. H+ non possiede nessun elettrone ed inoltre ha un solo orbitale, completamente vuoto, 1s. Ad esempio, in soluzione, H+ può accettare un doppietto sia dallo ione idrossido (OH-), in una reazione di neutralizzazione, sia da una molecola di H2O.
Altri esempi classici di sostanze elettrofile sono il borano, BH3 ed il tricloruro di alluminio, AlCl3 . Boro e allumino hanno entrambi un orbitale p libero (1p nel caso del boro e 2p nel caso dell'alluminio → vedi tavola periodica)
In questo caso qundi, il LUMO (lowest unoccupied molecular orbital) corrisponde all'orbitale atomico p di non legame di boro o alluminio; in altre parole, l'orbitale atomico p libero di boro o alluminio è un orbitale molecolare di non-legame delle molecole BH3 o AlCl3 rispettivamente. Gli orbitali di non-legame sono generalmente ad energia più alta rispetto a quelli di legame, dato che non beneficiano della condivisione tra due nuclei atomici. Il risultato è che possono essere attaccati da specie nucleofile:
Per quanto riguarda le molecole organiche, è difficile che esse presentino orbitali molecolari di non-legame. I LUMO, sono più probabilmente orbitali molecolari di anti-legame, in particolare associati a legami eteropolari tra due atomi che presentino una consistente differenza di elettronegatività.
Nello specifico è importante che al legame partecipi una specie molto elettronegativa (come Cl, N, O ecc.) così che l'orbitale di antilegame non si trovi ad energie troppo alte.
Cerchiamo di farci capire meglio. Ecco il diagramma energetico degli orbitali molecolari del gruppo carbonilico:
Come si vede dal diagramma, l'orbitale π* risultante dalla combinazione degli orbitali 2p di carbonio e ossigeno, è ad energia relativamente bassa (è il nostro LUMO), dato che l'orbitale 2p dell'ossigeno è a bassa energia rispetto al 2p del carbonio.
Quell'orbitale π* in questo caso rende il gruppo carbonilico suscettibile di attacchi da parte di nucleofili. Le reazioni più importanti di questo gruppo sono, guarda caso, le addizioni nucleofile.
