We shall illustrate these rules fir

We shall illustrate these rules first with H2 and then with other diatomic molecules.
The same principles apply to polyatomic molecules, but their molecular orbitals
are more complicated and their energies are harder to predict. Mathematical software
for calculating the molecular orbitals and their energies is now widely available,
and we shall show some of the results that it provides.
In H2, two 1s-orbitals (one on each atom) merge to form two molecular orbitals.
We denote the bonding orbital 1s and the antibonding orbital 1s*. The 1s in
the notation shows the atomic orbitals from which the molecular orbitals are
formed. The  indicates that we have built a “-orbital,” a sausage-shaped orbital.
More formally, a -orbital is a molecular orbital that has cylindrical symmetry and
no nodal plane that contains the internuclear axis. Two electrons, one from each H
atom, are available. Both occupy the bonding orbital (the lower-energy orbital) and
result in the configuration 1s
2 (FIG. 4.28). Because only the bonding orbital is occupied,
the energy of the molecule is lower than that of the separate atoms, and
hydrogen exists as H2 molecules. Two electrons in a -orbital form a -bond, like
the -bond in VB theory. However, even a single electron may be able to hold two
atoms together with about half the strength of an electron pair, and so—in contrast
to Lewis’s theory and VB theory—an electron pair is not required for a bond. A pair
is just the maximum number of electrons allowed by the Pauli exclusion principle
to occupy any one molecular orbital. Even a single electron can act to bond atoms
together.
Now we extend these ideas to other homonuclear diatomic molecules of
Period 2 elements. The first step is to build up the molecular orbital energy-level
diagram from the valence-shell atomic orbitals provided by the atoms. Because
Period 2 atoms have 2s- and 2p-orbitals in their valence shells, we form molecular
orbitals from the overlap of these atomic orbitals. There are a total of eight atomic
orbitals (one 2s- and three 2p-orbitals on each atom), so we can expect to build
eight molecular orbitals. The two 2s-orbitals overlap to form two -orbitals, one
bonding (the 2s-orbital) and the other antibonding (the 2s*-orbital); these orbitals
resemble the 1s- and 1s*-orbitals in H2. The six 2p-orbitals (three on each
neighboring atom) form the remaining six molecular orbitals. They can overlap in
two distinct ways. The two 2p-orbitals that are directed toward each other along
the internuclear axis form a bonding -orbital (2p) and an antibonding *-orbital
(2p*) where they overlap (FIG. 4.29). The two 2p-orbitals on each atom that are
perpendicular to the internuclear axis overlap side by side to form bonding and
antibonding “-orbitals” (FIG. 4.30). A -orbital is a molecular orbital with one
nodal plane that contains the internuclear axis. There are two 2p-orbitals on each
atom perpendicular to the internuclear axis, and so four molecular orbitals—two
bonding 2p-orbitals and two antibonding 2p*-orbitals—are formed by their
overlap.
Detailed calculation shows that there are some small differences in the order
of energy levels from molecule to molecule (BOX 4.3). FIGURE 4.31 shows the
order for the Period 2 elements, with the exception of O2 and F2, which lie in the
order shown in FIG. 4.32. The order of energy levels is easy to explain for these
two molecules. First, because each O and F atom has many electrons that contribute
to shielding, the 2s-orbitals lie well below the 2p-orbitals and we can think of
building -orbitals from the two sets of atomic orbitals separately. However,
because the atoms of elements earlier in the period have fewer electrons, their 2sand
2p-orbitals have more similar energies than in O and F. As a result, it is no
longer possible to think of a -orbital as being formed from either the 2s-orbitals
or the 2pz-orbitals separately, and all four of these orbitals must be used to build
the four -orbitals. It is then hard to predict without detailed calculation where
these four orbitals will lie, and it turns out that they in fact lie where we show
them in Fig. 4.31.
Once we know what molecular orbitals are available, we can derive the
ground-state electron configurations of the molecules by using the building-up
principle. For example, consider N2. Because nitrogen belongs to Group 15, each

ผลลัพธ์ (ไทย) 1:

เราจะแสดงให้เห็นถึงกฎเหล่านี้ มี H2 ก่อน แล้ว กับโมเลกุลอื่น ๆ diatomicหลักการเดียวกันกับโมเลกุล polyatomic แต่การ orbitals โมเลกุลมีความซับซ้อนมากขึ้นและพลังงานของพวกเขาจะหนักเพื่อ ทำนาย ซอฟต์แวร์คณิตศาสตร์สำหรับการคำนวณ orbitals โมเลกุลและพลังงานของพวกเขากันอย่างแพร่หลายมีอยู่และเราจะแสดงผลลัพธ์บางรายการที่ให้ใน H2, orbitals 1s (หนึ่งในแต่ละอะตอม) สองผสานฟอร์ม orbitals สองโมเลกุลเราแสดงยึด 1s ของวงโคจรและ 1s โคจร antibonding * 1s ในสัญลักษณ์แสดงการ orbitals อะตอมที่ orbitals โมเลกุลมีเกิดขึ้น การบ่งชี้ว่า เราได้สร้างความ "-โคจร, " ออร์บิทัลเป็นรูปไส้กรอกขึ้นอย่างเป็นกิจจะลักษณะ,-ออร์บิทอลเป็นออร์บิทัลโมเลกุลที่มีสมมาตรทรงกระบอก และไม่มีเครื่องบินดังนั้นแกน internuclear อิเล็กตรอน 2 จาก H แต่ละอะตอม จะพร้อมใช้งาน ทั้งสองได้ครอบครองยึดออร์บิทอล (พลังงานต่ำกว่าออร์บิทัล) และส่งผลให้การตั้งค่าคอนฟิก 1s(FIG. 4.28) 2 เนื่องจากครอบครองเท่าออร์บิทัลยึดพลังงานของโมเลกุลเป็นที่ต่ำกว่าของอะตอมแยก และไฮโดรเจนอยู่เป็นโมเลกุล H2 สองอิเล็กตรอนใน - โคจรแบบ a - พันธบัตร เช่น-ตราสารหนี้ในทฤษฎี VB อย่างไรก็ตาม แม้อิเล็กตรอนเดียวอาจสามารถถือสองอะตอมกับแรงประมาณครึ่งของคู่อิเล็กตรอน และ — ในทางตรงข้ามทฤษฎีและทฤษฎี VB ของลูอิสคือคู่อิเล็กตรอนไม่จำเป็นสำหรับพันธบัตร คู่มีเพียงจำนวนของอิเล็กตรอนได้ โดยหลัก Pauliการครอบครองใด ๆ ออร์บิทัลโมเลกุลหนึ่ง แม้อิเล็กตรอนเดี่ยวที่สามารถดำเนินการพันธบัตรอะตอมร่วมกันตอนนี้ เราขยายความคิดเหล่านี้อื่น ๆ homonuclear diatomic โมเลกุลของระยะที่ 2 องค์ประกอบ ขั้นตอนแรกคือการ สร้างโมเลกุลโคจรพลังงานระดับไดอะแกรมจาก orbitals อะตอมเวเลนซ์เชลล์โดยอะตอม เนื่องจากระยะ 2 อะตอมได้ 2s - และ p 2-orbitals เวเลนซ์เชลล์ของพวกเขา เราแบบโมเลกุลorbitals จากทับซ้อนของ orbitals อะตอมเหล่านี้ มีทั้งหมดแปดที่อะตอมorbitals (หนึ่ง 2s - และ 2p orbitals สามในอะตอมแต่ละ), ดัง นั้นเราสามารถคาดหวังที่จะสร้าง8 orbitals โมเลกุล ซ้อนสอง 2s-orbitals การ orbitals สอง - แบบฟอร์ม หนึ่งงาน (2s-ออร์บิทอล) และ antibonding อื่น ๆ (2s * -โคจร); orbitals เหล่านี้คล้ายกับ 1s - และ 1s * -orbitals ใน H2 6 p 2-orbitals (สามในแต่ละอะตอมใกล้เคียง) ฟอร์ม orbitals โมเลกุลหกที่เหลือ สามารถซ้อนในสองวิธีแตกต่างกัน สอง p 2-orbitals ที่ตรงไปทางอื่นตามแกน internuclear ฟอร์มการยึด-ออร์บิทัล (p 2) และยัง antibonding * -โคจร(2 p *) ที่ซ้อนกัน (FIG. 4.29) สอง p 2-orbitals ในอะตอมแต่ละที่ตั้งฉากกับซ้อนแกน internuclear เคียงข้างกันการติดยึดแบบฟอร์ม และantibonding "-orbitals " (FIG. 4.30) -ออร์บิทัลของโมเลกุลหนึ่งจะโคจรเครื่องบินดังนั้นแกน internuclear มีสอง 2p-orbitals ในแต่ละตั้งฉากกับแกน internuclear สี่ดังนั้นโมเลกุล orbitals อะตอม – สองยึด 2p orbitals และสอง antibonding 2 p * -orbitals — จะของพวกเขาซ้อนทับกันรายละเอียดการคำนวณแสดงว่า มีความแตกต่างที่ขนาดเล็กตามลำดับพลังงานระดับจากโมเลกุลโมเลกุล (กล่อง 4.3) รูปที่ 4.31 แสดงการเพื่อให้องค์ประกอบรอบระยะเวลา 2 ยกเว้น O2 และ F2 ซึ่งอยู่ในใบสั่งที่แสดงใน FIG. 4.32 ลำดับของระดับพลังงานเป็นเรื่องง่ายที่จะอธิบายสำหรับเหล่านี้โมเลกุล 2 แรก เนื่องจากแต่ละอะตอมของ F และ O มีอิเล็กตรอนจำนวนมากที่มีส่วนร่วมการ shielding, 2s orbitals อยู่ด้านล่าง 2p-orbitals ดี และเราสามารถคิดอาคาร - orbitals จาก orbitals อะตอมสองชุดแยกต่างหาก อย่างไรก็ตามเนื่องจากอะตอมขององค์ประกอบก่อนหน้านี้ในรอบระยะเวลามีน้อยกว่าอิเล็กตรอน 2sand ของพวกเขา2p orbitals มีพลังงานมากขึ้นคล้ายมากกว่า O และเอฟ ดังนั้น จึงไม่ได้อีกต่อไปจะคิดว่า ออร์บิทัลเป็นเกิดจาก 2s orbitalsหรือ 2pz orbitals ต่างหาก และ 4 ทั้งหมดของ orbitals เหล่านี้ต้องใช้เพื่อสร้างorbitals สี่- เป็นแล้วยากที่จะทำนาย โดยการคำนวณอย่างละเอียดที่orbitals สี่เหล่านี้จะนอน และมันเปิดออกว่า พวกเขาในความเป็นจริงอยู่ที่เราแสดงพวกเขาใน Fig. 4.31เมื่อเรารู้ว่า orbitals โมเลกุลใดมีอยู่ เราสามารถได้รับการกำหนดค่าสถานะพื้นอิเล็กตรอนของโมเลกุลโดยใช้อาคารขึ้นหลักการ ตัวอย่าง พิจารณา N2 เนื่องจากไนโตรเจนเป็นสมาชิกกลุ่ม 15 แต่ละ

ผลลัพธ์ (ไทย) 2:

เราจะแสดงให้เห็นถึงกฎเหล่านี้ครั้งแรกกับ H2 แล้วกับโมเลกุลอื่น ๆ .
หลักการเดียวกันนำไปใช้กับโมเลกุล polyatomic แต่โมเลกุล orbitals
ของพวกเขามีความซับซ้อนมากขึ้นและพลังงานของพวกเขายากที่จะคาดการณ์ ซอฟแวร์ทางคณิตศาสตร์สำหรับการคำนวณ orbitals โมเลกุลและพลังงานของพวกเขาอยู่ในขณะนี้อย่างกว้างขวางและเราจะแสดงบางส่วนของผลที่จะให้. ใน H2 สอง 1s-orbitals (หนึ่งในแต่ละอะตอม) ผสานกับรูปแบบสองโมเลกุล orbitals. เราหมายถึง พันธะโคจร 1s? และ antibonding โคจรหรือไม่ 1s * 1s ในสัญกรณ์แสดงorbitals อะตอมจากการที่โมเลกุล orbitals จะเกิดขึ้น หรือไม่? แสดงให้เห็นว่าเราได้สร้าง "? -orbital" ไส้กรอกรูปโคจร. อื่น ๆ อย่างเป็นทางการหรือไม่ -orbital เป็นวงโคจรที่มีโมเลกุลสมมาตรทรงกระบอกและไม่มีเครื่องบินสำคัญที่มีแกน Internuclear สองอิเล็กตรอนจากแต่ละ H อะตอมที่มีอยู่ ทั้งสองครอบครองพันธะโคจร (พลังงานที่ต่ำกว่าการโคจร) และส่งผลในการกำหนดค่า? 1s 2 (มะเดื่อ. 4.28) เพราะเพียงพันธะโคจรจะครอบครองพลังงานของโมเลกุลต่ำกว่าของอะตอมที่แยกต่างหากและไฮโดรเจนอยู่เป็นโมเลกุลH2 สองอิเล็กตรอนในหรือไม่ -orbital รูปแบบ? -bond เหมือนหรือไม่-bond ในทฤษฎี VB อย่างไรก็ตามแม้อิเล็กตรอนเดียวอาจจะสามารถที่จะถือสองอะตอมร่วมกับประมาณครึ่งหนึ่งของความแข็งแรงของคู่อิเล็กตรอนและอื่น ๆ ในทางตรงกันข้ามกับทฤษฎีของลูอิสและVB ทฤษฎีคู่อิเล็กตรอนไม่จำเป็นสำหรับพันธบัตร คู่เป็นเพียงจำนวนสูงสุดของอิเล็กตรอนได้รับอนุญาตตามหลักการการยกเว้น Pauli ที่จะครอบครองคนใดคนหนึ่งโมเลกุลโคจร แม้อิเล็กตรอนเดียวสามารถทำหน้าที่ในการอะตอมพันธะร่วมกัน. ตอนนี้เราขยายความคิดเหล่านี้ไปยังโมเลกุลอื่น ๆ homonuclear ของระยะเวลา2 องค์ประกอบ ขั้นตอนแรกคือการสร้างขึ้นวงโคจรโมเลกุลพลังงานระดับแผนภาพจากปรมาณู orbitals จุเปลือกให้โดยอะตอม เพราะระยะเวลา 2 อะตอมมี 2s- และ 2p orbitals ในเปลือกหอยจุของพวกเขาเราในรูปแบบโมเลกุล orbitals จากการซ้อนทับกันของอะตอม orbitals เหล่านี้ มีทั้งหมดแปดอะตอมorbitals (หนึ่ง 2s- สาม 2p orbitals ในแต่ละอะตอม) เพื่อให้เราสามารถคาดหวังที่จะสร้างแปดโมเลกุลorbitals ทั้งสอง 2s-orbitals ทับซ้อนกันในรูปแบบสอง -orbitals หนึ่ง? พันธะ (คน 2s วง?) และ antibonding อื่น ๆ (คน 2s * -orbital?); orbitals เหล่านี้มีลักษณะคล้ายกับ? 1s- และ? 1s * -orbitals ใน H2 หก 2p orbitals (สามในแต่ละอะตอมใกล้เคียง) ในรูปแบบส่วนที่เหลืออีกหกโมเลกุล orbitals พวกเขาสามารถซ้อนทับกันในสองวิธีที่แตกต่างกัน ทั้งสอง 2p-orbitals ที่พุ่งตรงไปที่แต่ละอื่น ๆ พร้อมแกนInternuclear รูปแบบพันธะ -orbital และ antibonding * (2p?)? - วงโคจร(? 2p *) ที่พวกเขาทับซ้อน (. มะเดื่อ 4.29) ทั้งสอง orbitals-2p ในอะตอมแต่ละที่ตั้งฉากกับแกนInternuclear ทับซ้อนเคียงข้างกันในรูปแบบพันธะและantibonding "? -orbitals" (มะเดื่อ. 4.30) หรือไม่ -orbital เป็นโมเลกุลโคจรกับเครื่องบินสำคัญที่มีแกนInternuclear มีสอง orbitals-2p ในแต่ละอะตอมตั้งฉากกับแกนInternuclear และสี่โมเลกุล orbitals สองพันธะ? 2p orbitals และสอง antibonding? 2p * -orbitals-จะเกิดขึ้นจากพวกเขาทับซ้อน. รายละเอียดการคำนวณแสดงให้เห็นว่ามีบางส่วนที่มีขนาดเล็ก ความแตกต่างในการสั่งซื้อของระดับพลังงานจากโมเลกุลกับโมเลกุล(BOX 4.3) รูปที่ 4.31 แสดงให้เห็นเพื่อให้ระยะเวลา2 องค์ประกอบที่มีข้อยกเว้นของ O2 และ F2 ซึ่งอยู่ในลำดับที่แสดงในรูป 4.32 ลำดับของระดับพลังงานเป็นเรื่องง่ายที่จะอธิบายเหล่านี้สองโมเลกุล ประการแรกเพราะแต่ละ O และ F อะตอมมีอิเล็กตรอนจำนวนมากที่มีส่วนร่วมในการป้องกัน, 2s-orbitals นอนต่ำกว่า orbitals-2p และเราสามารถคิดอาคาร? -orbitals จากสองชุดของปรมาณู orbitals แยกต่างหาก อย่างไรก็ตามเนื่องจากอะตอมของธาตุก่อนหน้านี้ในช่วงเวลาที่มีอิเล็กตรอนน้อยกว่า 2sand ของพวกเขา 2p-orbitals มีพลังงานที่คล้ายกันมากขึ้นกว่าใน O และเอฟเป็นผลให้มันไม่มีความเป็นไปได้ที่จะคิดว่าอีกต่อไปหรือไม่? -orbital ที่ถูกสร้างขึ้นมาจาก ทั้ง orbitals 2s ที่หรือ2pz orbitals-แยกกันและทั้งสี่ของวงโคจรเหล่านี้จะต้องใช้ในการสร้างสี่? -orbitals แล้วมันเป็นเรื่องยากที่จะคาดการณ์โดยไม่ต้องคำนวณรายละเอียดที่ทั้งสี่ orbitals จะนอนและมันกลับกลายเป็นว่าพวกเขาในความเป็นจริงเรื่องโกหกที่เราจะแสดงให้พวกเขาในรูป 4.31. เมื่อเรารู้ว่าสิ่งที่โมเลกุล orbitals ที่มีอยู่เราสามารถได้รับมาการกำหนดค่าอิเล็กตรอนพื้นรัฐของโมเลกุลโดยใช้อาคารขึ้นหลักการ ตัวอย่างเช่นพิจารณา N2 เพราะไนโตรเจนเป็นกลุ่ม 15 แต่ละ

ผลลัพธ์ (ไทย) 3:

เราต้องแสดงให้เห็นถึงกฎเหล่านี้แรกกับ H2 แล้วกับโมเลกุลอะตอมอื่น ๆ .
ใช้หลักเดียวกันกับโมเลกุลของพอลิอะตอมิก แต่ออร์บิทัลเชิงโมเลกุลของพวกเขา
จะซับซ้อนมากขึ้นและพลังงานของพวกเขาจะยากที่จะคาดการณ์ได้
ซอฟต์แวร์คณิตศาสตร์สำหรับการคำนวณออร์บิทัลเชิงโมเลกุลและพลังงานของพวกเขาอยู่ในขณะนี้อย่างกว้างขวาง
และเราจะแสดงบางส่วนของผลลัพธ์ที่ได้ให้ .
ใน H2 ,( หนึ่งในแต่ละสอง 1s ออร์บิทัลเชิงอะตอม ) ผสานกับรูปแบบสองออร์บิทัลเชิงโมเลกุล .
เราแทนการเชื่อมโคจร  1s และ antibonding โคจร  1s * . ส่วน 1s ใน
โน้ตแสดงออร์บิทัลเชิงอะตอมออร์บิทัลเชิงโมเลกุลที่เป็น
รูปแบบ การ  บ่งชี้ว่า เราได้สร้าง "  โคจร " ไส้กรอกรูปโคจร .
เพิ่มเติมอย่างเป็นทางการ ,  โคจรเป็นโมเลกุลวงโคจรที่มีสมมาตรแบบทรงกระบอกและ
ไม่สร้างเครื่องบินที่มี internuclear แกน สองอิเล็กตรอนในแต่ละอะตอม H
เป็นใช้ได้ ทั้งครอบครองพันธะออร์บิทัล ( พลังงานลดลงโคจร ) และผลในการปรับแต่ง  1s

2 ( รูปที่ 4.28 ) เพราะเพียงการเชื่อมโคจรไม่ว่าง
พลังงานของโมเลกุลต่ำกว่าที่ของอะตอมที่แยกต่างหากและไฮโดรเจนอยู่เป็นโมเลกุล H2
.สองอิเล็กตรอนใน  โคจรรูป  - บอนด์ ชอบ
 - พันธบัตรในทฤษฎี VB อย่างไรก็ตาม แม้มีอิเล็กตรอนเดี่ยวอาจจะสามารถถือสอง
อะตอมด้วยประมาณครึ่งหนึ่งของความแข็งแรงของอิเล็กตรอนคู่ และในทางตรงกันข้าม
ทฤษฎีลิวอิสและ VB ทฤษฎีอิเล็กตรอนคู่ไม่จําเป็นสําหรับพันธบัตร คู่
เป็นจำนวนสูงสุดของอิเล็กตรอนที่ได้รับอนุญาต โดยหลักการกีดกันของเพาลี
ครอบครองหนึ่งโมเลกุลโคจร แม้แต่อิเล็กตรอนเดี่ยวสามารถทำพันธะกับอะตอม

ด้วยกัน ตอนนี้เราขยายความคิดเหล่านี้อื่น ๆ homonuclear อะตอมโมเลกุลของ
ช่วงที่ 2 องค์ประกอบ ขั้นตอนแรกคือการสร้างแผนภาพระดับโมเลกุลโคจรจากเวเลนซ์เชลล์
พลังงานออร์บิทัลเชิงอะตอมโดยอะตอม เพราะ
ช่วง 2 อะตอมได้ 2s 2p วงโคจรในหอยและความจุของพวกเขาเราสร้างจากการซ้อนทับกันของออร์บิทัลเชิงโมเลกุล
ออร์บิทัลเชิงอะตอมเหล่านี้ มีทั้งหมดแปดออร์บิทัลเชิงอะตอม
( 2s 2p และสามในแต่ละออร์บิทัลเชิงอะตอม ดังนั้นเราสามารถคาดหวังที่จะสร้าง
8 ออร์บิทัลเชิงโมเลกุล สองแบบสอง  2s วงโคจรทับซ้อน - วงโคจรหนึ่ง
พันธะ (  2s โคจร ) และ antibonding อื่น ๆ (  2s * โคจร ) ; วงโคจรเหล่านี้
คล้าย  1s - * -  1s ออร์บิทัลเชิงใน H2 .หก 2p ( สามในแต่ละออร์บิทัลเชิงอะตอมเพื่อนบ้าน
) แบบที่เหลือหกออร์บิทัลเชิงโมเลกุล . พวกเขาสามารถทับซ้อนใน
แตกต่างกันสองวิธี สอง 2p วงโคจรที่มุ่งไปที่แต่ละอื่น ๆตาม
internuclear แกนรูปแบบการเชื่อม  โคจร (  2p ) และ antibonding  * โคจร
(  2p * ) ที่พวกเขาซ้อน ( ตามรูป ) สองออร์บิทัลเชิงอะตอม 2p แต่ละที่
ตั้งฉากกับแกน internuclear ซ้อนด้านข้างเพื่อสร้างความผูกพันและ
antibonding "  - วงโคจร " ( รูปที่ 30 ) เป็น  โคจรเป็นโมเลกุลโคจรกับ
สร้างเครื่องบินที่ประกอบด้วย internuclear แกน มีอยู่สองออร์บิทัลเชิงอะตอม 2p ในแต่ละ
ตั้งฉาก internuclear แกน และออร์บิทัลเชิงโมเลกุล 2
4พันธะออร์บิทัลเชิง  2p และสอง antibonding  2p * - วงโคจรจะเกิดขึ้นโดยการเหลื่อมกันของพวกเขา
.
การคำนวณรายละเอียด พบว่า มีความแตกต่างของขนาดเล็กในการสั่งซื้อ
ระดับพลังงานจากโมเลกุลกับโมเลกุล ( กล่อง 4.3 ) รูปที่ 4.31 แสดง
เพื่อให้ระยะเวลา 2 องค์ประกอบที่มีข้อยกเว้นของ O2 และ F2 ซึ่งนอนเพื่อ
แสดงในรูปที่ 2 .คำสั่งของพลังงานระดับเป็นเรื่องง่ายที่จะอธิบายสิ่งเหล่านี้
2 โมเลกุล ก่อน เนื่องจากแต่ละอะตอมมีอิเล็กตรอนมาก O และ F ที่ช่วย
เพื่อป้องกัน , 2s 2p วงโคจรวงโคจรนอนด้านล่างและเราสามารถคิด
อาคาร  - วงโคจรจากทั้งสองชุดของออร์บิทัลเชิงอะตอมแยกจากกัน อย่างไรก็ตาม เนื่องจากอะตอมของธาตุ
ก่อนหน้านี้ในช่วงมีจำนวนอิเล็กตรอนของพวกเขา 2sand
วงโคจรมีพลัง 2p ที่คล้ายกันมากกว่าใน O และ F . เป็นผลให้ , จะไม่
อีกต่อไปได้ที่จะคิดของ  โคจรเป็นรูปจากทั้ง 2s วงโคจร
หรือ 2pz วงโคจรแยกต่างหาก และทั้งสี่ของวงโคจรเหล่านี้ต้องใช้สร้าง
4  - วงโคจร . มันก็ยากที่จะทำนายโดยการคำนวณที่
4 วงโคจรจะโกหก รายละเอียดและมันกลับกลายเป็นว่าพวกเขาในความเป็นจริงอยู่ในที่ที่เราแสดงไว้ในรูปที่ 4.31
.
เมื่อเรารู้ว่าออร์บิทัลเชิงโมเลกุลมีเราสามารถสืบทอด
สภาพพื้นดินการกำหนดค่าของประจุโมเลกุลโดยใช้หลักการสร้างขึ้น
. ตัวอย่างเช่นพิจารณา 2 . เพราะไนโตรเจนของแต่ละกลุ่มที่ 15