屏蔽系数及其计算

一: 屏蔽效应

屏蔽效应的定义

在多电子原子中,由于核外电子不止一个,它们之间彼此存在相互排斥作用,而这种排斥作用的存在是会削弱核(带正电荷)对电子的吸引力.我们把这种由于电子对另一电子的排斥而抵消了一部分核电荷对电子的吸引力的作用称为屏蔽作用(或效应),而把被其他电子屏蔽后的核电荷称为有效核电荷.用符号Z*表示.
于是有: Z*=Z-σ Z为未屏蔽时的核电荷数(即原子序数),σ称为屏蔽系数.σ值越大,表示目标电子受到的屏蔽作用就越大.
对于氢原子,Z＝1,核外只有一个电子,不存在屏蔽效应,则其电子的能量只与主电子数ｎ有关,即：

而对于多电子原子中的一个电子来说,由于这时有效核电荷取代了核电荷,所以其电子的能量:


斯莱特经验规则

影响屏蔽系数的因素很多,有产生屏蔽作用的内层电子的数目和离核远近,还有目标电子所处的原子轨道的形状等因素.为了估算屏蔽系数σ,斯莱特(Slater,J.C)根据光谱数据归纳出一套经验规则:

首先把各能级按下面方法分成若干组(同一括号内的能级处于同一组(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5d)余此类推.这些组被认为是从核向外依次排列的(即能量依次增高).

1. 处在被屏蔽电子的轨道外面的轨道组σ为零,即近似的认为外轨道组电子对内轨道组电子没有屏蔽作用.

2. 与被屏蔽电子处在同一轨道组的电子其σ为0.35(1s组除外,它是0.30)

3. 如果被屏蔽电子处在ns或np轨道上,则(n-1)轨道组的每个电子的σ为0.85,而更内的轨道组上的电子的σ则为1.00。

4. 如果被屏蔽电子处在nd或nf轨道上,则位于它左边各轨道组上的电子的σ均为1.00.
由上述经验数据可估算出某原子中其它电子对该电子的σ值,从而计算出对该电子相应的有效核电荷Z*的值.