電負性是相對電負性的簡稱，也稱電負度，用來表征原子在化合物中吸引電子的能力。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強。電負性的概念最早于1932年由鮑林提出，用來表示兩個不同原子間形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。電負性綜合考慮了電離能和電子親合能，鮑林給電負性下的定義為“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”，通常以希臘字母χ表示。
電負性可以通過多種實驗和理論方法來建立標度。比較有代表性的電負性計算方法有1932年的L.C.鮑林公式、1934年的R.S.羅伯特·密立根公式、1956年的A.L.阿萊和E.羅周公式以及1989年的L.C.Allen公式。
電負性近似于元素的非金屬性，但二者不完全等價。電負性強調共用電子對偏移方向，而非金屬性側重于電子的得失。
概述
電負性是原子在化合物中吸引電子能力的標度。1932年，鮑林首先提出了電負性的概念，用來表示兩個不同原子間形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。元素電負性數值越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性數值越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。
計算方法
電負性是相對值，沒有單位。電負性的計算方法有多種，每種方法的電負性數值都有所不同，所以利用電負性數值時，必須是同一套數值進行比較。比較有代表性的電負性計算方法有以下幾種：
1）1932年L.C.鮑林提出的公式
根據熱化學數據和分子的鍵能，指定的電負性為4.0(后改為3.98），計算其他元素的相對電負性。
鮑林的計算方法是：
其中，、、分別指，AB，分子的鍵能。
2）1934年R.S.羅伯特·密立根的公式
這是從電離勢和電子親合能計算的絕對電負性，即電離能和電子親和能的平均值。
式中，I為電離能，A為電子親和能，注：放熱為正，吸熱為負。
3）1956年A.L.阿萊和E.羅周的公式
這是建立在核和成鍵原子的電子靜電作用基礎上的電負性。
即
其中為有效核電荷數，r為半徑。
4）1989年LUCKY BRANDAllen的公式
根據光譜實驗數據以基態自由原子價層電子的平均單位電子能量為基礎獲得主族元素的電負性：
式中，m和n分別為p軌道和s軌道上的電子數，分別為s軌道和p軌道上的電子平均能量。
常見變化
非金屬系：。
金屬系：鋁>鈹>鎂>鈣>鋰>鈉>鉀。
周期變化
氫 2.1 鋰1.0 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 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16；
鉀 0.82 鈣 1.00 錳 1.55 鐵 1.83 1.91 銅 1.9 鋅 1.65 鎵 1.81 鍺 2.01 2.18 2.48 溴 2.96；
0.82 0.95 銀 1.93 碘 2.66 0.89 金 2.54 鉛 2.33。
一般來說，周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。
電負性也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度。一般來說，電負性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。
遞變規律
1）隨著原子序號的遞增，元素的電負性呈現周期性變化。
2）同一周期，從左到右元素電負性遞增，同一主族，自上而下元素電負性遞減。對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現這種變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素集中在左下角。
3）非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑，金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑。氟的電負性最大，為4.0，是最活潑的非金屬元素；是電負性最小的元素為0.7，是最活潑的金屬元素。
4）過渡元素的電負性值無明顯規律。
應用
1）判斷元素的金屬性和非金屬性
電負性也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度。一般來說，電負性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。
2）判斷化合物中元素化合價的正負
電負性值較大的元素在形成化合物時，由于對成鍵電子吸引較強，往往表現為負化合價；而電負性值較小者表現為正化合價。
3）判斷分子的極性和鍵型
電負性相同的非金屬元素化合形成化合物時，形成非極性共價鍵，其分子都是非極性分子；通常認為，電負性差值小于1.7的兩種元素的原子之間形成極性共價鍵，相應的化合物是共價化合物；電負性差值大于1.7的兩種元素化合時，形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物。
4）元素周期表中的“對角線規則”
元素周期表中某些主族元素與右下方的主族元素電負性相近，性質相似。
參考資料 >