電負性的定義
電負性綜合考慮電離能和電子親和能，最早由linus pauling在1932中提出。用壹組值的相對大小來表示元素原子對分子中成鍵電子的吸引力，稱為相對電負性，簡稱電負性。元素的電負性越大，形成化學鍵時原子對成鍵電子的吸引力越強。
電負性的計算方法
電負性的計算方法有很多種，每種方法的電負性值都不壹樣。有三種代表性的方法:
(1)鮑林提出的標度。根據熱化學數據和分子的鍵能，將氟的電負性指定為3.98，並計算了其他元素的相對電負性。
②絕對電負性由②R.S .密立根從電離勢和電子親和勢計算得到。
(3)③A . L . Alai提出的電負性，它是基於原子核和成鍵原子的電子之間的靜電相互作用。當使用電負性數值時，它們必須與同壹組數值進行比較。
同壹周期從左到右，有效核電荷增大，原子半徑減小，對電子的吸引力變強，電負性值增大；從上到下，隨著原子半徑的增大，元素的電負性減小。過渡元素的電負性值沒有明顯的規律性。壹般來說，周期表右上方的典型非金屬元素電負性值較大，氟的電負性值較大(4.0)。周期表左下的金屬元素電負性值都很小，銫和鈁是電負性最小的元素(0.7)。壹般來說，非金屬元素電負性大於2.0，金屬元素電負性小於2.0。
電負性的概念還可以用來判斷化合物中元素的正負價態和化學鍵的類型。電負性大的元素，由於對成鍵電子有很強的吸引力，在形成化合物時往往表現為負價；然而，那些電負性較小的物質顯示出正的化合價。形成共價鍵時，共享的電子對轉移到電負性強的原子上，使鍵具有極性。電負性差異越大，鍵的極性越強。當化學鍵兩端的元素電負性相差很大時(例如大於1.7)，形成的鍵主要是離子鍵。
常見元素的電負性(鮑林標度)
氫2.1鋰0.98鈹1.57硼2.04碳2.55氮3.04氧3.44氟3.98
鈉0.93鎂1.31鋁1矽1.90磷2.19硫2.58氯3.16。
鉀0.82 Ca 1.00 Mn 1.55 Fe 1.83 Ni 1.91 Cu 1.9 Zn 1.65 Ga 1.81 Ge 2.01 As 2。
銣0.82鍶0.95銀1.93碘2.66鋇0.89金2.54鉛2.33
壹般來說，電負性大於1.8的是非金屬元素，電負性小於等於1.8的往往是金屬元素(當然也有例外)。