分子轨道理论提到,分子轨道中,s,p轨道能级差较小时,s,p轨道的混合作用不可忽略,那么什么时候价层s和p原子轨道能级相

需要根据“Slater 规则”计算出 s,p 的能量,再加以判断。如,第二周期同核双原子分子：
原子 Li Be B C N O F
E2p- E2s(eV) 1。85 2。75 4。60 5。30 5。80 14。9 20。4
计算数据表明,Li — N 原子中,p与s 的能量差不大,而O、F 原子中p与s 的能量差较大。
再问： 可以稍微具体一点写出计算过程吗？
再答： 全部计算工作量太大了，仅以氧为例。先回顾一下相关知识： 1、屏蔽效应：在多电子原子中，可以把其余电子对指定电子的排斥作用近似地看成其余电子抵消了一部分核电荷对该电子的吸引作用，这种效应称为屏蔽效应。     Z* = Z - σ  （σ : 屏蔽常数，Z* : 有效核电荷）
2、原子中电子的能量：En = -13。6×(Z*/n)^2 （n : 电子的主量子数） 3、σ 按Slater规则近似估算：将原子中的电子按内外次序分组：(1s) (2s,2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p)···等；① 外层电子对内层电子的屏蔽常数σ=0。② 同层电子间的屏蔽常数σ=0。35（1s 电子间 σ=0。30）。③ 第（n-1）层电子对第n层电子的屏蔽常数 σ=0。85。④ 第（n-2）层及其以内各层电子对第n层电子的屏蔽常数均为，σ=1。00。⑤ 原子内所有电子对指定电子的屏蔽常数的总和，即为该电子在原子中受到的总的屏蔽常数：       nσ总＝∑σi 4、徐光宪改进的Slater 规则：氧原子中 2s 和 2p 电子能量的计算：氧原子 Z = 8，电子组态为：(1s)^2 (2s)^2 (2p)^4 σ(2s) = 2×0。85+1×0。30+4×0。23=2。92   Z*(2s) = 8 - 2。92 = 5。08σ(2p) = 2×1。00+2×0。41+3×0。31=3。75   Z*(2p) = 8 - 3。75 = 4。25E(2s) = -13。6×(5。08/2)^2 = -87。74 eVE(2p) = -13。6×(4。25/2)^2 = -61。41eV∴ E(2p) - E(2s) = 26。33 eV  哇塞，不算不知道，一算才知道之前的数据有误（是书上抄下来的^-^)！方法就是这样的，希望对你有帮助。回答你这个问题可真费我老多时间了，不过我也有收获了，谢谢哈！