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【导读】与第一电离能定义相反(并非严格互逆过程)，第一电子亲和能是指基态的气态原子(或离子)获得一个电子形成气态阴离子时所放出或吸收的能量，通常用符号Eₐ表示，单位kJ/mol，它反映出原子(或离子)获取电子的能力。

简单理解：第一电子亲和能衡量的是一个气态原子“渴望”获得一个电子的程度。释放的能量越多，Eₐ₁负值越大，说明原子抓取电子的能力越强，生成的阴离子也越稳定。

一：什么是第一电子亲和能？

第一电子亲和能：在标准状态下，1mol气态基态原子获得1个电子，形成1mol气态-1价阴离子时所伴随的能量变化。

X(g)+e⁻→X⁻(g)+Eₐ₁

如果这个过程释放能量(放热)，则Eₐ₁为负值(-)，所得产物能量比反应物低，体系更稳定。

如果这个过程吸收能量(吸热)，则Eₐ₁为正值(+)，这就意味着得到的阴离子不稳定。

二：第一电子亲和能的大小与哪些因素有关系？

1.原子半径：最主要的因素

原子半径越小，核外电子层离核越近，原子核对外来电子的有效吸引就越强。获得电子时释放的能量就越多，Eₐ₁负值越大。

如氯原子(Cl)的半径小于碘原子(I)，所以氯的电子亲和能-349kJ/mol比碘-295kJ/mol更负，意味着氯更容易得电子。

2.有效核电荷

有效核电荷越大，原子核对外来电子的吸引力就越强。这同样会使得到电子后释放的能量增多，Eₐ₁负值越大。

如在同周期中，从左到右，有效核电荷显著增加，所以电子亲和能的绝对值总体趋势是增大的。

3.电子构型(稳定性)：导致“例外”和“反常”的关键因素

如果得到一个电子后，能达到全满或半满的稳定电子构型，那么这个过程会释放更多能量，Eₐ₁更负。反之，如果原子本身已经是全满(如稀有气体)或半满的稳定结构，再加一个电子反而会破坏这种稳定性，需要吸收能量，Eₐ₁为正值。

如氧和硫：氧原子的电子亲和能-141kJ/mol不如硫-200 kJ/mol负。这是因为氧原子太小，电子云密度已经很高，新加入的电子会受到原有电子强烈的排斥作用，部分抵消了原子核的吸引，导致净释放的能量减少。

再如氮原子：氮的电子亲和能是很小的正值+7kJ/mol，因为它的电子构型是2s²2p³，这种半满结构已经比较稳定了，得到一个电子反而会破坏这种稳定性。

三：在元素周期表中第一电子亲和能有哪些趋势规律？

在元素周期表中，第一电子亲和能呈现明显的周期性规律。

同周期的规律性：从左到右电子亲和能的绝对值增大，即Eₐ₁值变得更负，原子得电子能力增强。同周期元素从左到右电子层数不变，原子半径递减，同时有效核电荷递增，共同导致原子核捕获电子的能力增强。

同主族的规律性：从上到下电子亲和能的绝对值减小，即Eₐ₁负值变小，原子得电子能力减弱。同主族元素从上到下，电子层数增加，原子半径增大成为主导因素。核对外来电子的吸引力减弱，得电子后释放的能量减少。

四：在元素周期表中第一电子亲和能有哪些例外情况？

1.同周期重要例外简析

ⅡA族(碱土金属，如Be、Mg)：ns²全满结构，相对稳定，得电子倾向弱，其Eₐ₁为正或很小的负值。

ⅤA族(如N、P)：np³半满结构，非常稳定，得电子倾向减弱。同样氮的Eₐ₁为正值，并且磷的Eₐ₁-72kJ/mol也比相邻的硫-200kJ/mol和硅-134kJ/mol小得多。

稀有气体(0族，如Ne、Ar)：具有最稳定的ns²np⁶八电子结构，得电子需要吸收大量能量，Eₐ₁为正值。

2.同主族重要例外简析

第二周期与第三周期对比：第二周期元素(如F,O)的Eₐ₁绝对值反而小于其下方第三周期的同族元素(如Cl,S)。

氟和氧原子半径太小，电子云密度太高，当加入一个新电子时，会受到电子云中已有电子非常强烈的排斥，这种排斥力部分抵消了原子核的吸引力，导致净释放的能量反而没有氯和硫多。