У елементів другого періоду в утворенні хімічних зв'язків беруть участь крім s- ще і p-орбіталі, при цьому дотримуються наступні умови: АТ повинні мати близькі енергії, перекриватися в значній мірі, мати однакову симетрію щодо лінії зв'язку, число МО має дорівнювати числу утворюючих їх АТ.
Отже, розглянемо гомоатомние молекули другого періоду.
Якщо підрівні 2s- і 2p-станів досить розділені по енергії, комбінації s- і p-АТ можна розглядати окремо; 2s-орбіталі утворюють МО і * (рис 3.10). З рис 3.10 видно, що можливе утворення молекули, але не, оскільки і * заселені однаково. Одна з 2p-орбіталей, наприклад, орбіталь, при комбінації з -орбіталей іншого атома утворює зв'язок-типу. Решта дві АТ і перпендикулярні лінії зв'язку (осі x) та енергетично рівноцінні. Тому вони утворюють два вироджених рівня енергії, відповідних МО і *, *. На початку періоду s- і p-підрівні близькі по енергії, тому рівень розташований вище -, -рівнем (рис. 3.10). Оскільки відстань між s- і p-подуровнями збільшується в періоді з ростом Z, то схема рівнів на рис. 3.11 найкраще описує молекули елементів кінця періоду, починаючи з кисню.
Рівні енергії МО елементів 2 періоду (початок періоду). Заселення МО вказано для B2.
Рівні енергії МО елементів 2 періоду (кінець періоду). Заселення МО вказано для О2.
У табл. 3.2 наводяться схеми МО гомоядерних молекул елементів другого періоду. Як видно з неї, кратність, довжина і енергія зв'язку визначаються числом зв'язують і розпушують електронів.
Якщо скористатися розглянутими символами, то електронну формулу молекули кисню можна записати так: (σs) 2 (σs *) 2 (σx) 2 (πy, πz) 4 (πy *, πz *) 2.
Аналіз табл. 3.2 дозволяє зробити ряд висновків.
1. Видалення електрона зі зв'язує орбіталі зменшує енергію зв'язку в молекулярному іоні (і), а видалення електрона з розпушують орбіталі призводить до збільшення енергії зв'язку в молекулярному іоні в порівнянні з молекулою (і).
2. Потенціал іонізації молекули () більше потенціалу іонізації атома (), якщо в молекулі верхній заповнений рівень - зв'язує. І навпаки, менше, ніж, якщо верхній заповнений рівень - розпушують. Наприклад, = 15,58 еВ, а = 14,53 еВ, але = 12,08 еВ, а = 13,62 еВ.
3. Схема МО легко пояснює наявність неспарених електронів, а отже, парамагнетизм таких частинок, як молекули і, і молекулярних іонів і
Енергетична діаграма МО гетероядерні молекули АВ, де A має меншу електронегативність, ніж B.
У разі гетероядерних молекул в зв'язують орбіталі значний внесок вносять атоми з великою електронегативність (рис. 3.12), і зв'язуючі орбіталі по енергії ближче до орбиталям більш електронегативного атома.
Величина «b» антібатна ковалентності зв'язку. Cлід відзначити, що в загальному вигляді для гетероатомних ізоелектронних молекул можна використовувати одні і ті ж схеми МО. Наприклад, для розгляду будови СО, BF, NO + і CN- можна використовувати схему МО для N2, так як у всіх цих частинок по 10 валентних електронів.
Однак на відміну від гомоядерних ці молекули хоча і ізоелектронними, але утворені атомами з неоднаковими зарядами атомів Z. Наприклад, в молекулі СО АТ кисню лежать нижче АТ вуглецю (ця різниця відбивається на величинах потенціалів іонізації атомів: I1 вуглецю - 11,09 еВ, I1 кисню - 13,62 еВ). Схема МО молекул СО, BF і молекулярних іонів NO +, CN- дещо трансформовано в порівнянні з N2 відповідно до вимог побудови діаграм МО гетероядерних молекул. На рис. 3.13 приведена енергетична діаграма МО молекули СО. При збереженні кратності зв'язку енергія зв'язку СО дорівнює 1070 кДж ∙ моль-1 проти 842 кДж ∙ моль-1 в N2. Це збільшення викликано додатковим внеском іонної складової через різницю електронегативності атомів вуглецю і кисню. Адекватне експериментальними даними будова монооксиду вуглецю відповідає формулі C- ≡ O +. Таке незвичайне розподіл зарядів обумовлено переходом зайвої порівняно з вуглецем () електроннной пари O () на молекулярні орбіталі СО і добре узгоджується з експериментальною величиною дипольного моменту СО μ = -0,027 ∙ 10-29 Кл ∙ м (-0,08 D). Негативний знак означає напрямок дипольного моменту від кисню до вуглецю.