禁止效應

由於其他電子對某一電子的排斥作用而抵消了一部分核電荷對該電子的吸引力，從而引起有效核電荷的降低，削弱了核電荷對該電子的吸引，這種作用稱為禁止作用或禁止效應。

基本介紹

• 中文名：禁止效應
• 外文名：Shielding effect
• 計算提出年代：20世紀30年代
• 計算規則提出：J.C.斯萊特

原理

1.氫原子核外只有一個電子，不存在禁止效應。

2.與鑽穿效應相反，在多電子原子中，一個電子不僅受到原子核的引力，而且還要受到其他電子的排斥力。內層電子排斥力顯然要削弱原子核對該電子的吸引，可以認為排斥作用部分抵消或禁止了核電荷對該電子的作用，相當於使該電子受到的有效核電荷數減少了。於是有Z* = Z－σ，式中Z*為有效核電荷，Z為核電荷。σ為禁止常數，它代表由於內層電子的斥力而使原核電荷減少的部分。

多電子原子結構複雜。難以精確的說明一個電子對另一個電子的影響。以中性氦原子和氦離子為例：

從He+(g)中移走電子需要能量為8.716×l0-18J ，實驗表明從He原子中移走一個電子需要的能量為3.939×l0-18J，可以看出從He+中移走電子比從He原子移走同一電子要耗去兩倍多能量，這是由於He原子的兩個電子相互排斥，相當於一個電子對另一個電子產生了電荷禁止，削弱了核電荷對該電子的的吸引力，意味著He原子的核電荷Z(=2)被Z*(=2-σ)代替，從而產生了電子間的相互禁止。

一般來說，內層電子對外層電子的禁止作用大。

定量計算

禁止效應的定量計算：

20世紀30年代，美國科學家J.C.斯萊特根據實驗結果提出計算禁止常數的規則：

Z*=Z-σ禁止常數，可近似的用斯萊特規則將原子中的電子分成以下幾組

(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5d)(5f)(6s,6p)(6d)(6f)(未完）|

a) 位於被禁止電子的右邊的各組對被禁止電子的σ=0

近似的可以認為外層電子對內層電子沒有禁止作用

b) 1s軌道上的兩個電子之間的σ=0.3，其他主量子數相同的各分層電子之間的σ=0.35

c) 被禁止的電子為ns或np時，則主量子數（n-1）的各電子對它們的σ=0.85,而小於（n-1）的各電子對它們的σ=1

d) 被禁止的電子為nd或nf時，則位於它們左邊各組電子對它們的的禁止常數σ=1

在計算某原子中某個電子的σ值時，可將有關禁止電子對該電子的σ值相加而得

例1 計算鋁原子中其他電子對一個3p電子的值

鋁原子的電子結構式為1s22s22p63s23p1 =2×0.35+8×0.85+2×1=9.5

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