Lamentablemente, ésta es una de esas cuestiones de "convención" de las que está tan plagada la química.
Para más átomos neutros, la magnitud de $\Delta H$ para la siguiente reacción es negativa (es decir, se libera energía al añadir un electrón).
$$\ce{A (g) + e- (g) -> A- (g)} \tag{1}$$
El valor de $\Delta U$ para la reacción se denomina, en algunos lugares, "afinidad de los electrones". En otros lugares, $\Delta H$ para la reacción se denomina "entalpía de ganancia de electrones". [1]
La convención que es más común (hasta donde yo sé) es definir la afinidad de los electrones como la negativo de $\Delta U$ para la reacción anterior. Esto significa que las afinidades electrónicas, definidas de este modo, suelen ser positivas. Esta convención es la adoptada por la mayoría de los libros de texto de introducción a la química inorgánica y es también lo que aprendí en la licenciatura. Sin embargo, si se supone que debe utilizar una convención diferente para sus exámenes, etc., hágalo.
La moraleja de la historia es: en cada libro que leas, comprueba siempre cuál es la convención de signos. Puede y será diferente de un libro a otro.
[1] Para hacer las cosas aún más confusas, $\Delta H$ (el cambio de entalpía) y $\Delta U$ (el cambio de energía interna) se utiliza en diferentes contextos. La diferencia entre ambos viene dada por
$$\Delta H(T) = \Delta U(T) + \frac{5}{2}RT$$
que puede entenderse mediante Ley de Kirchhoff desde $\Delta H(0) = \Delta U$ . (También hay una derivación en Housecroft & Sharpe's Química Inorgánica 4ª ed., p. 25). Desde $5RT/2$ es sólo aproximadamente $6~\mathrm{kJ~mol^{-1}}$ en $298~\mathrm{K}$ Esta contribución suele ser insignificante en comparación con las magnitudes habituales de las afinidades de los electrones.
