氢原子核外只有一个电子，不存在屏蔽效应与钻穿效应。

    在多电子原子中，一个电子不仅受到原子核的引力，还受到其他电子的排斥力。这种排斥力显然要削弱原子核对该电子的吸引，可以认为排斥作用部分抵消或屏蔽了核电荷对该电子的作用，相当于使该电子受到的有效核电荷数减少了。这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。于是有

Z*＝Z－σ

式中，Z*为有效核电荷；Z为核电荷；σ为屏蔽常数，它代表由于电子间的斥力而使原核电荷减少的部分。一般来说，内层电子对外层电子的屏蔽作用大。不同电子所受的屏蔽作用不同，其大小与角量子数l有关：l大的电子，受屏蔽大，能量高；l小的电子，受屏蔽小，能量升高的幅度小。对于n相同，l不同的原子轨道，有：E_ns＜E_np＜E_nd＜E_nf。
    屏蔽常数σ可用Slater经验规则计算出来，规则如下：
    （1）将原子中的轨道按下列顺序分组：
    （1s），（2s，2p），（3s，3p），（3d），（4s，4p），（4d），（4f），（5s，5p）…
    （2）上述顺序中处于被屏蔽电子右侧各组轨道中的电子，对此电子无屏蔽作用，σ＝0。
    （3）被屏蔽电子为（ns，np）组中的电子，同组中的每一个其他电子对屏蔽电子的σ为0．35（同组为1s电子时σ为0．30）。（n－1）电子层中每个电子对被屏蔽电子的σ为0．85，（n－2）及更内层中的电子为1．00。
    （4）被屏蔽电子为（nd）或（nf）组中的电子，同组中其他电子对屏蔽电子的σ也为0．35，所有左侧各组中电子对对被屏蔽电子的σ均为1．00。
    在计算原子中某电子的σ值时，可将有关屏蔽电子对该电子的的σ值加和得到。这这个方法可用于主量子数为1到4的轨道，更高轨道的准确性较差。
    例如碳原子的1s电子的屏蔽常数σ＝0．30，因而有效核电荷Z*＝5．70；2s电子的屏蔽常数σ＝2×0．85＋3×0．35＝2．75，有效核电荷Z*＝6－2．75＝3．25。
    在原子核附近出现的概率较大的电子，可更多地避免其余电子的屏蔽，受到核的较强的吸引而更靠近核，这种进人原子内部空间的作用称为钻穿效应。由于电子运动具有波动性，电子可在原子区域的任何位置上出现，也就是说，外层电子有时也会出现在离核很近处，只是概率较小而已。钻穿能力：ns＞np＞nd＞nf。如钾原子的4s电子和3d电子均在原子芯外，都能钻到近核内层空间运动，但是它们在原子芯内钻入的程度不相同，4s有两个小峰离核较近，钻入程度深，3d只有一个大峰，钻穿作用最小，因此E（4s）＜E（3d）（图4－4）。钻穿效应可以解释原子轨道的能级交错现象。屏蔽效应和钻穿效应是其他电子（屏蔽电子）对某轨道上电子（被屏蔽电子）的屏蔽能力力和某轨道上电子（被屏蔽电子）回避其他电子屏蔽的能力的两个侧面（被动和主动）来描述多电子原子中电子之间的相互作用对轨道能级的影响，着眼点不同，但本质都是一种能量效应。