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(四) 原子的电子亲合能

在基态的气态原子上加合电子所引起的能量变化叫做原子的电子亲合能(electronaffinit)。和电离能相似，依次加入一个电子，则称为第一电子亲合能，第二电子亲合能……等，分别用A1，A2……等表示。 当负一价离子获得电子时，要克服负电荷之间的排斥力，因此需要吸收能量。电子亲合能的单位，是指一摩尔气态原子(或离子)的电子亲合能。

活泼非金属的第一电子亲合能一般为负值(放能)，但第二电子亲合能却是较高的正值(吸能)。如： O(g)+ e = O-(g) A1 = -141.8KJ.mol-1

O-(g)+ e = O-2(g) A2 = +780KJ.mol-1

而金属原子的电子的电子亲合能一般为较小负值或正值。

电子亲合能的大小反映了原子得到电子的难易程度。在元素周期表中，电子亲合能的变化规律类似电离能的变化规律。

同周期元素，从左到右，原子的有效核电荷增大，原子半径逐渐减小，同时由于最外层电子数逐渐增多，易与电子结合形成8电子稳定结构。因此，元素的电子亲和能(代数值)逐渐减小。同一周期中以卤素的电子亲和能最小。碱土金属电子亲和能因它们半径大且具有ns2电子层结构不易与电子结合，稀有气体，其原子具有ns2np6的稳定电子层结构，更不易结合电子，因而元素的电子亲和能均为正值。

同一主族中，元素的电子亲和能要根据有效核电荷、原子半径和电子层结构具体分析，大部分逐渐增大;部分逐渐减小。氮原子的电子亲和能为6.75 KJ.mol-1，比较特殊，因其ns2np3外电子层结构比较稳定，得电子的能力较小，且氮原子半径小，电子间排斥力大，所以吸收的能量仅略大于放出的能量。

(五) 电负性

1932年鲍林定义元素的电负性(electronegativity)是原子在分子中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并根据热化学数据比较各元素原子吸引电子的能力，得出其他元素的电负性Xp。元素的电负性数值愈大，表示原于在分子中吸引电子的能力愈强。

电负性也呈现出周期性变化。同一周期内，元素的电负性随原子序数的增加而增大;同一族内，自上而下，电负性一般减小。一般金属元素的电负性小于2.0，而非金属元素则大于2.0。

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