Orbitais atômicos de muitos elétrons reorganizaram-se em orbitais moleculares. Cada orbital espalhava amplitude por todos os núcleos compatíveis com a simetria. Elétrons ocupavam spin-orbitais segundo Pauli e as energias do problema aproximado.
Tomás definiu ordem de ligação simples como metade do número de elétrons ligantes menos o número de elétrons antiligantes. H₂ tinha dois no ligante e nenhum no antiligante, dando ordem um; He₂ colocaria dois em cada e perderia a ligação covalente líquida nesse modelo.
A fórmula era diagnóstico, não observável exato universal. Métodos diferentes repartem densidade e ocupação de maneiras distintas; moléculas multirreferenciais e ligações multicêntricas recusam um único número inteiro sem ambiguidade.
Lia retirou um elétron de H₂ e obteve H₂⁺ com ordem aproximada um meio. A ligação enfraquecia, mas não desaparecia. Inserir um elétron em orbital antiligante reduzia estabilização; excitações eletrônicas podiam alongar ou romper a ligação.
Orbitais σ eram simétricos em torno do eixo internuclear; orbitais π tinham um plano nodal contendo esse eixo. Sobreposições laterais e frontais criavam diferentes padrões, mas as varetas dupla e tripla de uma estrutura química resumiam ocupações e densidades mais ricas.
Mulliken e Hund desenvolveram a linguagem de estados moleculares relacionando espectros a números quânticos. Os orbitais canônicos usados hoje são ferramentas calculadas; transformações unitárias entre orbitais ocupados podem produzir versões localizadas sem alterar um determinante.
A vareta entre os núcleos dissolveu-se em ocupações e simetria. Lia continuaria desenhando estruturas porque comprimiam informação de modo extraordinário, mas sabia que uma linha não era um objeto microscópico esticado no espaço.