الميل الإلكتروني (الألفة الإلكترونية ) Electron Affinity
- الميل الألكتروني هو مقدار الطاقة المنطلقة من الذرة المفردة وهي في حالتها الغازية عندما تكتسب إلكتروناً مكونةً أيوناً سالباً.
- الذرة تكتسب إلكترون أو أكثر حتى يصبح عدد الإلكترونات فى مستوى الطاقة الخارجى ثمانية إلكترونات . وتكون الذرة أكثر إستقرارا.
- يقاس الميل الألكترونى بوحدة الطاقة ( إلكترون فولت eV).
- العملية العكسية للميل الألكتروني هي طاقة التأين (جهد التأين).
- الكلور له أعلى ميل الكتروني بين العناصر حيث يعتبر الكلور أقوى العناصر التي يمكن أن تقوم بالهجوم على الإلكترونات واقتناصها بينما الرادون أضعفها.
- الميل الألكتروني لللافلزات أكبر من الفلزات. كما أن الغازات النبيلة تعتبر استثناء حيث تكون قيمة الميل الألكتروني لها موجبة.
- الميل الإلكتروني للغازات النبيلة قليل جدا ويكون موجب لأن مستوى الطاقة الخارجي لها مكتمل . وإذا أرغمت على إكتساب إلكترون يكون ذلك بامتصاصها كمية طاقة كبيرة . ولكن لا تلبث أن تفقد هذا الإلكترون لأنها تكون غير مستقرة فى هذه الحالة.
- الميل الألكترونى لا يكون للعناصر وحسب بل يمتد ليشمل الجزئيات أيضا فالميل الألكتروني للبنزين موجب والميل الالكتروني للهيكسا سيانو بنزين يفوق الفلور.
- الميل الإلكتروني يساوى (50-) للانثانيدات . ويساوى صفر للأكتينيدات.
- تكون قيمة الميل الالكتروني أصغر مايمكن عندما تكون العناصر مستقره وإذا دخل عليها أي إلكترون يخرجها من هذا الاستقرار فمثلاً العناصر الخاملة أو النبيلة يكون الميل الألكترونى بها أقل مايمكن نظرا لنظامها الألكترونى المستقر.
- تكون قيم الميل الالكتروني كبيرة عندما يعمل الإلكترون المكتسب على ملء مستوى الطاقة الأخير أو يجعل مستوى الطاقة الفرعي ممتلئ أو نصف ممتلئ .
تدرج الميل الالكتروني لعناصر المجموعات الجدول الدوري
- يقل الميل الإلكتروني في المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذري من أعلى إلى أسفل.
- السبب يعود إلى التزايد في نصف قطر الذرة كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل ، مما يجعل الإلكترونات في المستوى الأخير بعيدة نسبياً عن مركز الجذب في النواة ، و لذلك تضعف قدرة الذرة على جذب الإلكترون الجديد
- يشذ عن ذلك الفلور والكلور - فالفلور له ميل إلكتروني اقل من الكلور بسبب صغر نصف قطره لذلك فإن إضافة إلكترون جديد يعاني من تنافر كبير.
الجدول التالي يوضح قيم الميل الألكتروني لبعض عناصر الجدول الدوري:
السؤال: لماذا الميل الإلكتروني للفلور أقل من الكلور؟
(1) لأن نصف قطر الفلور صغير مقارنة بالكلور فيعانى الإلكترون الجديد من قوة تنافر قوية مع الإلكترونات التسعة الموجودة حول النواة. strong interelectronic repulsions
(2) ذرة الفلور كثافتها الألكترونية أعلى (إلكترونات موجودة في حجم صغير) لذلك فهي تطرد الألكترون الجديد وتتنافر معه.
لذلك الطاقة المنطلقة نتيجة اكتساب الألكترون الجديد (الميل الإلكتروني) أقل فى حالة الفلور منها فى حالة الكلور