反键轨道只会削弱分子中两个原子的吸引力?

s轨道既有正相位,又有负相位.
对同一原子来说,其s轨道的角度部分只有正相位,但它是距离的函数.
H2分子形成是不是同一个原子的s轨道,而是来自不同原子的轨道,所以有位相差是很正常的.
你所说的p-p、s-p轨道形成分子轨道时的电子云图,只是只考虑它们角度部分相互作用时叠加时的效果,即位相相同时的叠加=成键分子轨道,位相相反时的叠加=反键分子轨道.

电子具有波粒二象性
波是指电子具有波动性 属于德布罗意波
电子在成建时即是波的叠加
主要从电子的波动性上理解
电子在成键的时候 两个轨道重叠 波叠加 形成了能量低于原来轨道的轨道 同时也形成了能量高于原来轨道的轨道
能量低的就是成键轨道 高的是反键轨道
电子基本上都进入了成键轨道 所以形成共价键 有利于能量降低
差不多就是这样 要具体解释就很多了

14个电子,你再数数

1 分子轨道表达式中的KK是什么意思?
K代表电子层,也就是第一个电子层,用亚层来表示就是1s.
2 分子轨道表达式 在写派（π）键什么时候会有π2px 什么时候有π2py 什么时候有π2pz?
这是一种约定俗成的写法,通常情况下,两个原子的坐标体系是一样的.当假设沿x轴的的两个p轨道相互头碰头生成σ键时,生成一个成键轨道和一个反键轨道.还剩下两组轨道,py和py,pz和pz,彼此平行,只能生成π键,也就是两个成键,两个反键.
得出结论：π键只有π2py 和π2pz,没有π2px,只有σ2px.（当然还有他们对应的反键轨道）
3 给出的第二周期同核双原子分子的MO能级图是什么意思?用处在哪里呢?
MO理论虽然早于杂化轨道提出（1928）,但是初期不被人重视,直至杂化轨道出现致命错误,不能解释为什么氧分子是顺磁性的.1932年,Mulliken利用MO法,给出正确的解释.现在,我们利用同核双原子分子的MO能级图,不用计算,仅仅只是用简单地几步推导,就能得到氧分子是有磁性的.
换句话说,同核双原子MO图能够定性的判断一个分子是否稳定存在（键级不等于零）,有无顺磁性.
4为什么书上只写出了一些小部分同核双原子分子的分子轨道表达式?因为别的不要求掌握吗?
一般教材只有前两个周期的同核双原子MO的介绍,有的还会要求前两个周期异核双原子的MO.值得注意的是,在轨道电子排布上,实验结果总是优于理论分析.也就是现有实验,再有理论,若出现冲突,只能修正理论.
各个学校对本章的教学要求是不同的.如果喜欢这个知识点,可以看看量子物理,里面有较为详尽的介绍.

反键电子数是共价键理论中的分子轨道理论中的一个概念.
分子轨道理论中,强调形成分子时,各原子轨道中能量相近,对称性匹配的轨道要进行重新组合,形成分子轨道；
形成的分子轨道中有一半能量比原来的原子轨道能量低,称为成键分子轨道,另一半比原来的原子轨道能量高,称为反键轨道；
填充在反键轨道上的电子总数就是反键电子数了；
分子是否稳定就要比较成键轨道上填充的电子总数与反键轨道上填充的电子数了,只有成键电子数大于反键电子数分子才会稳定.
离域π键与普通π键的差别就在于,普通π键中电子只在成键的两个原子核间运动；而离域π键则强调电子在三个以上原子核间流动,其特点是将化学键平均化；如CH2=CH-CH=CH2中就有一个四中心四电子的离域大π键,在四个碳之间形成,中间的C-C单键也具有双键的性质,这就是离域化的效果.

就是这样啊.非键轨道相当于Sp2杂化后剩余未用的P轨道,正离子为空,自由基有一个电子,负离子有两个.

这是分子轨道中的概念,要与原子轨道区分开.分子轨道由原子轨道组合而成,相似的可认为是“杂化”,但两者概念绝对不同!
就是说：1首先能量要守恒,有能量升高的轨道,就要有能量降低的轨道,前者为反键轨道,后者为成键轨道.2因为成键轨道能量比原来的原子轨道能量低,所以对于成键有“正”作用,反键轨道能量高,对成键有“负”作用,当相应的成键轨道与反键轨道上都填满电子时,两轨道对成键作用为零.3还有能量与原子轨道一致的非键轨道,既不是成键轨道也不是非键轨道,对成键作用可认为是零.

这两个轨道是同时存在的.可以这么理解,【反键轨道】即相当于原子周围的电子在受到激发后跃迁到高能量的【外轨道】一样.
这么跟你说吧,想必你知道原子轨道,轨道只是一个人为为了方便演示而建立的一个假想,是一个函数,是客观存在与一定的分子周围的（隶属于分子轨道理论）,根据是电子在不同地方出现的不同概率.所以,没了电子,即成空谈.

这是分子轨道中的概念,要与原子轨道区分开.分子轨道由原子轨道组合而成,相似的可认为是“杂化”,但两者概念绝对不同!
就是说：1首先能量要守恒,有能量升高的轨道,就要有能量降低的轨道,前者为反键轨道,后者为成键轨道.2因为成键轨道能量比原来的原子轨道能量低,所以对于成键有“正”作用,反键轨道能量高,对成键有“负”作用,当相应的成键轨道与反键轨道上都填满电子时,两轨道对成键作用为零.3还有能量与原子轨道一致的非键轨道,既不是成键轨道也不是非键轨道,对成键作用可认为是零.

这是分子轨道中的概念,要与原子轨道区分开.分子轨道由原子轨道组合而成,相似的可认为是“杂化”,但两者概念绝对不同!
就是说：1首先能量要守恒,有能量升高的轨道,就要有能量降低的轨道,前者为反键轨道,后者为成键轨道.2因为成键轨道能量比原来的原子轨道能量低,所以对于成键有“正”作用,反键轨道能量高,对成键有“负”作用,当相应的成键轨道与反键轨道上都填满电子时,两轨道对成键作用为零.3还有能量与原子轨道一致的非键轨道,既不是成键轨道也不是非键轨道,对成键作用可认为是零.

氮气键级就是3,氟气的键级就是2
正好与高中知识吻合,氮气中的是氮氮叁键,氟气中是单键.
用分子轨道理论解释
N2：2个N原子的轨道组合
2个N原子的1s2,2s2,2p3----------N2分子的1s2,1s*2,2s2,2s*2,2p(西格玛）2,2p(派）4
有*号的是反键轨道,没有的是成键轨道
所以键级＝6/2=3
类似的可以计算氟气,
还有氧气的键级也可以计算,是2

两个原子根据量子理论写出其电子波函数,根据分子轨道法简化波函数,其解对应两个分子轨道波函数,即成键态与反键态,而成键态可是系统能量降低,也就是共价键

几个原子轨道可组合成几个分子轨道,其中有一半分子轨道分别由正负符号相同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度增大,其能量较原来的原子轨道能量低,有利于成键,称为成键分子轨道（bonding molecular orbital）,如σ（轴对称轨道）、π轨道（镜面对称轨道）；另一半分子轨道分别由正负符号不同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度很小,其能量较原来的原子轨道能量高,不利于成键,称为反键分子轨道（antibonding molecular orbital）,如σ*、π* 轨道（反键轨道的符号上常加“*”以与成键轨道区别）.

城建电子减反键电子除以二.
&1S城建2,反键2,&2S城建2,反键2,π2P城建6,反键2.
键级=(6-2)除以2=2

分子轨道可以由分子中原子轨道波函数的线性组合而得到.几个原子轨道可组合成几个分子轨道,其中有一半分子轨道分别由正负符号相同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度增大,其能量较原来的原子轨道能量低,有利于成键,称为成键分子轨道,如σ、π轨道（轴对称轨道）；另一半分子轨道分别由正负符号不同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度很小,其能量较原来的原子轨道能量高,不利于成键,称为反键分子轨道,如 σ*、π* 轨道（镜面对称轨道,反键轨道的符号上常加“*”以与成键轨道区别）.若组合得到的分子轨道的能量跟组合前的原子轨道能量没有明显差别,所得的分子轨道叫做非键分子轨道.

键级在分子轨道理论里指的是净成键电子数的一半.轨道中如何排布电子根据电子排布的三原则：即能量最低原理等.如对于O2+( 15e ) ,分子轨道排布式为：
(σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 (σ2px)2 (π2py)2 (π2pz)2 (π*2py)1
键级为：1 / 2 [ （2+2+2+2+2）- （2+2+1）] = 2.5,键级为2.5
同样道理,O2 和 O2- 键级分别为2和1.5.
式中反键轨道用“*”表示

两个He原子的价轨道1s 相互交盖（作用）,同符号交盖形成成键分子轨道σ(1s),异号交盖形成反键分子轨道σ*(1s).两个He原子,共四个电子.根据不相容原理,每个分子轨道可以填充2个自旋相反的电子.这样,四个电子正好将成键分子轨道σ(1s)和反键分子轨道σ*(1s)都填满.键级为零,无净稳定化能.
成键和反键分子轨道不是以其中电子自旋方向来决定的.“若按反键指电子自旋同向”----反键轨道中的两个电子并非自旋同向!

O2有16个电子先排(σ 1s ) ² (σ *1s ) ² (σ 2 s ) ² (σ *2 s )² (σ 2 px ) ² (π 2 py )²(π2 pz ) ²
(π *2 py )和(π *2 pz )是等价的,所以只排一个电子,有π 2 px这个轨道但没有电子,因为 π 2 px轨道能量高,所以排不到它.必须先把(π *2 py )和(π *2 pz )都排2个电子,才能轮到π 2 px.

首先要知道分子的轨道能量顺序,然后按照电子排布的三原则进行电子填充,即能量最低原理,保里不相容原理,洪特规则,就可以看到成键和反键轨道上的情况了.比如O2,分子轨道排布为：
O2 (16e) ： (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 (σ2px)2 (π2py)2 (π2pz)2 (π*2py)1 (π*2pz)1
其中有10个成键电子,6个反键电子.

解释起来会好费劲.得从什么是分子轨道开始说起,而且有时间来这里问,说句真心话,这里给出的解释理解起来真的不如你自己找一本基础化学找到分子轨道理论部分认真阅读10分钟来的靠谱,理解的也会更加透彻

分子轨道理论的要点：
1.原子在形成分子时,所有电子都有贡献,分子中的电子不再从属于某个原子,而是在整个分子空间范围内运动.在分子中电子的空间运动状态可用相应的分子轨道波函数ψ（称为分子轨道）来描述.分子轨道和原子轨道的主要区别在于：(1)在原子中,电子的运动只受 1个原子核的作用,原子轨道是单核系统；而在分子中,电子则在所有原子核势场作用下运动,分子轨道是多核系统.(2)原子轨道的名称用s、p、d…符号表示,而分子轨道的名称则相应地用σ、π、δ…符号表示.
2.分子轨道可以由分子中原子轨道波函数的线性组合（linear combination of atomic orbitals,LCAO）而得到.几个原子轨道可组合成几个分子轨道,其中有一半分子轨道分别由正负符号相同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度增大,其能量较原来的原子轨道能量低,有利于成键,称为成键分子轨道（bonding molecular orbital）,如σ、π轨道（轴对称轨道）；另一半分子轨道分别由正负符号不同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度很小,其能量较原来的原子轨道能量高,不利于成键,称为反键分子轨道（antibonding molecular orbital）,如 σ*、π* 轨道（镜面对称轨道,反键轨道的符号上常加“*”以与成键轨道区别）. 若组合得到的分子轨道的能量跟组合前的原子轨道能量没有明显差别,所得的分子轨道叫做非键分子轨道.
3.原子轨道线性组合的原则（分子轨道是由原子轨道线性组合而得的）：
（1）对称性匹配原则
只有对称性匹配的原子轨道才能组合成分子轨道,这称为对称性匹配原则.
原子轨道有s、p、d等各种类型,从它们的角度分布函数的几何图形可以看出,它们对于某些点、线、面等有着不同的空间对称性.对称性是否匹配,可根据两个原子轨道的角度分布图中波瓣的正、负号对于键轴（设为x轴）或对于含键轴的某一平面的对称性决定.例如 图1中的(a)、(b),进行线性组合的原子轨道分别对于x轴呈圆柱形对称,均为对称性匹配；又如图 2(d)和(e) 中,参加组合的原子轨道分别对于xy平面呈反对称,它们也是对称性匹配的,均可组合成分子轨道；可是图2（f）、（g）中,参加组合的两个原子轨道对于xy平面一个呈对称而另一个呈反对称,则二者对称性不匹配,不能组合成分子轨道.
图9-10 原子轨道对称性匹配成键
符合对称性匹配原则的几种简单的原子轨道组合是,(对 x轴) s-s、s-px 、px-px 组成σ分子轨道；（对 xy平面）py-py 、pz-pz 组成π分子轨道.对称性匹配的两原子轨道组合成分子轨道时,因波瓣符号的异同,有两种组合方式：波瓣符号相同（即＋＋重叠或－－重叠）的两原子轨道组合成成键分子轨道；波瓣符号相反（即＋－重叠）的两原子轨道组合成反键分子轨道.图9-11是对称性匹配的两个原子轨道组合成分子轨道的示意图.
对称性匹配的两个原子轨道组合成分子轨道示意图
（2）能量近似原则
在对称性匹配的原子轨道中,只有能量相近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道,而且能量愈相近愈好,这称为能量近似原则.
（3）轨道最大重叠原则
对称性匹配的两个原子轨道进行线性组合时,其重叠程度愈大,则组合成的分子轨道的能量愈低,所形成的化学键愈牢固,这称为轨道最大重叠原则.在上述三条原则中,对称性匹配原则是首要的,它决定原子轨道有无组合成分子轨道的可能性.能量近似原则和轨道最大重叠原则是在符合对称性匹配原则的前提下,决定分子轨道组合效率的问题.
4.电子在分子轨道中的排布也遵守原子轨道电子排布的同样原则,即Pauli不相容原理、能量最低原理和Hund规则.具体排布时,应先知道分子轨道的能级顺序.目前这个顺序主要借助于分子光谱实验来确定.
5.在分子轨道理论中,用键级（bond order）表示键的牢固程度.键级的定义是：
键级 ＝ （成键轨道上的电子数 - 反键轨道上的电子数）／2
键级也可以是分数.一般说来,键级愈高,键愈稳定；键级为零,则表明原子不可能结合成分子,键级越小（反键数越多）,键长越大.
6.键能：在绝对零度下,将处于基态的双分子AB拆开也处于基态的A原子和B原子时,所需要的能量叫AB分子的键离解能,常用符号D（A-B)来表示.
7.键角：键和键的夹角.如果已知分子的键长和键角,则分子的几何构型就确定了.

这是一个分子轨道理论的概念.反键分子轨道上的电子数目,就叫反键电子数.
几个原子轨道可组合成几个分子轨道.
其中有一半分子轨道分别由正负符号相同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度增大,其能量较原来的原子轨道能量低,有利于成键,称为成键分子轨道,如σ、π轨道
另一半分子轨道分别由正负符号不同的两个原子轨道叠加而成,两核间电子的概率密度很小,其能量较原来的原子轨道能量高,不利于成键,称为反键分子轨道,如 σ*、π* 轨道（镜面对称轨道,反键轨道的符号上常加“*”以与成键轨道区别）.
若组合得到的分子轨道的能量跟组合前的原子轨道能量没有明显差别,所得的分子轨道叫做非键分子轨道.

这是分子轨道理论里面的概念,分子在形成分子轨道时,会形成同样多的成键轨道和反键轨道,成键轨道的能量低,电子优先进入成键轨道,然后再进入反键轨道.
成键轨道的能量比原来原子的轨道能量低,而反键轨道比原子轨道能量高.
比如 N2分子中 2个N原子有 2*7个轨道,会形成14个分子轨道,其中成键轨道和反键轨道各7个.

成键轨道的电子云形状是近似的椭圆,在两个核之间比较密集,可以抵消掉核之间的排斥力,利于分子的稳定.稳定就是能量的降低.
反键有点象两个尖端相对的水滴,电子云的分布偏向两个核的外侧,而在核之间很稀疏,对分子的稳定不利.不稳定能量就高.
在分子结构与性质那一章里面你应该能找到示意图.

反键轨道是分子轨道啊!
分子轨道可以通过相应的原子轨道线性组合而成.有几个原子轨道相组合,就形成几个分子轨道.在组合产生的分子轨道中,能量低于原子轨道的称为成键轨道；高于原子轨道的称为反键轨道；无对应的（能量相近,对称性匹配）的原子轨道直接生成的称为非键轨道.
原子轨道在组成分子轨道时候,必须满足下面三条原则才能有效的组成分子轨道.
（1）对称性匹配原则：两个原子轨道的对称性匹配时候它们才能够组成分子轨道.那么什么样子的原子轨道才是对称性匹配呢?可将两个原子轨道的角度分布图进行两种对称性操作,即旋转和反映操作,“旋转”是绕键轴（以x轴为键轴）旋转180度,“反映”是包含键轴的某一个平面（xy或者xz）进行反映,即是照镜子.
若操作以后它们的空间位置,形状以及波瓣符号均没有发生改变称为旋转或者反应操作对称,若有改变称为反对称.两个原子轨道“旋转”“反映”两种对称性操作均为对称或者反对称就称为两者“对称性匹配”.
（2）能量近似原则：当参与组成分子轨道的原子轨道之间能量相差太大时候,不能有效的组成分子轨道.原子轨道之间的能量相差越小,组成的分子轨道成键能力越强,称为“能量近似原则”.
（3）最大重叠原则：原子轨道发生重叠时,在可能的范围内重叠程度越大,形成的成键轨道能量下降就越多,成键效果就越强.
有疑问就补充

键的排布有顺序,先是bonding 排满了再去antibonding.antibonding看名字就知道不如bonding稳定啊
你的说法应该是正确的,其实我的理解就是,教材上清清楚楚的标明了σ,σ*,pai 和 pai＊层的排布个数和排布顺序,就是按这个规定来的啊.当然归根的原因是因为每层能量不同了

会.结果两个三电子键键能和相当于一个2电子π键.
也不是还回去的意思,其实你可以把成键——反键轨道看作能级分裂,一低就有一高,反键轨道有电子,对于总能量来说还是比未成键要低的,比如氧,两个三电子键的键能和还是要稍高于一个单π键的,只是差别很少.
在重金属离子的配位化合物当中,以及化学反应性当中,反键轨道的贡献可以体现得更明显.

请问,在LiH中的1σ是成键轨道和反键轨道吗?Li的1s和H的1s是不会成键的,也就是说LiH的1σ是非键轨道,非键轨道的话去哪里有对应的反键轨道给你?真正成键的是Li的2s和H的1s,2σ纔会有成键和反键的区别好吧?

是的反键轨道中不一定有电子,例如H2 它的排布是σ1s2 ,其他的貌似反键轨道上都有电子,在σ反1s2上.
不过有一些在第二层的p轨道的反键轨道上没有电子如(B2)+
它的排布是：（σ1s）2 （σ反1s）2 （σ2s）2 （σ反2s）2 （π2py π2pz）1
价键理论一般用在双原子分子上,不同原子间电子的自旋把他们放到轨道里面貌似没有这个电子是这个原子的说法,就按照洪特规则去排
就好比在（π2py π2pz）这个轨道上排两个电子是（π2py 1 ）（π2pz 1）以相同自旋排布（你应该懂得）的而不是（π2py 2 π2pz 0）这样排布的.

两个原子根据量子理论写出其电子波函数,根据分子轨道法简化波函数,其解对应两个分子轨道波函数,即成键态与反键态,而成键态可是系统能量降低,也就是共价键

同时存在,但是一般情况下只有成键轨道填充电子,反键轨道只在很特殊的情况下才填充电子.
在这里将理论太困难了……还是自己去看无机化学的书吧,这样能有一个大致了解.之后再看结构化学或者量子化学才好办

原子轨道在线性组合成分子轨道时（即两个波函数相加得到的分子轨道）,能量较低的分子轨道叫成键轨道.成键轨道总是与反键轨道成对出现,其余为非键轨道.成键轨道是由两个原子符号相同的部分相加重叠而成.成键轨道中,核间的电子的几率密度大.电子在成键轨道中可以使两个原子核结合在一起.形成稳定分子,成键轨道有σ成键轨道和π成键轨道(以符号σ和π标记).

当两个原子轨道经线性组合而形成两个分子轨道（成键轨道和反键轨道）的时候,其能级变化(升高或降低）正比于 1/(1+S), S 可以近似的看成是两个原子轨道的重叠部分（重叠积分）.当两个原子轨道同位相交盖或重叠（成键）,S 为正；反位相交盖或重叠（反键）, S 为负.因为 -10); 对反键轨道来说其能级升高为 1/(1+S) > 1 (因为 0>S>-1). 所以,从能级上来看,反键轨道的不稳定化能比成键轨道的稳定化能的绝对值要大.
这也就是为什么“H2+中,反键轨道与原来的原子轨道能量差大于成键轨道与原来原子轨道能量差”.

原子轨道在线性组合成分子轨道时（即两个波函数相加得到的分子轨道）,能量较低的分子轨道叫成键轨道.成键轨道总是与反键轨道成对出现,其余为非键轨道.成键轨道是由两个原子符号相同的部分相加重叠而成.成键轨道中,核间的电子的几率密度大.电子在成键轨道中可以使两个原子核结合在一起.形成稳定分子,成键轨道有σ成键轨道和π成键轨道(以符号σ和π标记).

氧分子的分子轨道如下：
(1σ)2 (1σ*)2 (2σ)2 (2σ*)2 (2πx)2 (2πy)2 (2πz)2 (2πy*)1 (2πz*)1
没有*的就是成键电子,共10个,有*的是反键电子,共6个

顺键轨道优先被电子占据,之后进入的电子可能还是进入顺键轨道使每个顺键轨道带有一对自旋反向的电子,也可能进入反键轨道,取决于进入哪个轨道能量更低.
原子结合后分子能量降低是原子间的作用,而反键轨道这些则是电子与原子核之间的作用,对象不同,不能一起理解.

H2,2个成键电子；
O2,内层（2个成键电子；2个反键电子）,外层（6个成键电子；4个反键电子）

分子轨道由原子轨道构成,其轨道的总数和总能量不变,但各个轨道能量高低不同.
能量较低（低于原来的原子轨道能量）的分子轨道即成绩轨道（对成键有利）；
能量较高（高于原来的原子轨道能量）的分子轨道即反键轨道（对成键不利）.

　　一个原子的所有电子都结合的.分子轨道就是假设所有电子都进入离域的分子轨道,再计算能量.
　　事实上一般只有价层电子,也就是通常所说的最外层.内层电子能量太低,画分子轨道图的时候可以忽略,把它们看作孤对电子.当然,内层也可以画出来,如果你高兴.
　　结合后可以看作有几个成键就有几个反键.两个2p结合的话,因为一共是6个p轨道,所以应该是3个成键3个反键.
　　至于2px、2py啥的那是电子云的取向,和能级是无关的,所以画图时候简单化考虑可以不管这些东西.波函数的符号倒是有关的,但是那是处理比较复杂的情况时考虑的,初学时也不用管,以后处理比较复杂的情况如应用HMO处理共轭多烯的时候就要注意.
　　而且结合（也就是电子填入分子轨道）的先后顺序与2px、2py这些取向也是无关的.只依据能量最低、泡利原理、洪特规则这三条
　　画分子轨道图时只用关注两点（以双原子分子为例）：两个原子各自的价层电子数及其所属的能级,分子轨道的个数和种类.
　　比如说,要画两个N原子成键的分子轨道图（这个没找到现成图.你自己简单画一下就好）,先看价层电子,一共是10个,4个在2s能级,6个在2p能级.然后是判断分子轨道的数目和种类.2s轨道共2个,对应2个分子轨道,也就是σ2s和σ2s*（前者成键后者反键）；2p轨道6个,对应6个分子轨道：
　　σ2p,π2p1,π2p2；σ2p*,π2p1*,π2p2*（有的图上会写成π2px、π2py,原则上是正确的,因为π键这里的确需要考虑取向,但写π2p1,π2p2我觉得对初学者来讲也没问题,因为能量相等）
　　然后10个电子从低能级到高能级,依照洪特规则填入.
　　2s有4个电子,填满σ2s和σ2s*,也就是说能量与非键轨道相等（上升、下降抵消）,可以看作是分属两个原子的两对孤对电子.
　　2p有6个电子,填满能量低的成键轨道σ2p,π2p1,π2p2,三个反键轨道上没有电子.（这里填入的顺序实际上是π先σ后,对于N、C、B来说,由于排斥的问题,σ2p的能量反而高）也就是成了三“根”键,一“根”σ键（2个σ电子）,两“根”π键（4个π电子）,合起来就是通常所说的N-N三键,还有2s的两对孤对电子.这样N2的分子轨道图就画完了.
　　其他双原子分子的分子轨道图也是这样处理.
　　多用用,习惯一下,各人有各人不同的理解方式,我说的未必适合你,但习惯之后自然就明白了.我自己的理解,就是这样啦