电负性是指原子将电子吸引向自身的倾向，尤其是在参与形成化学键时。电负性通常用符号 表示，是化学中描述电子不均等共享的核心概念。电负性并不是一种可直接测量的单一性质：不同标度通过不同的实验量或理论量来定义它。广泛使用的鲍林标度给出的是无量纲的相对值，而穆利肯定义则将电负性与移除电子和结合电子所涉及的能量联系起来。(openstax.org)
物理意义与相关物理量
在共价键中，原子共享电子，但这种共享不一定均等。当一个原子的电负性较大时，成键电子密度会向该原子偏移。这就产生了键的极性：电负性较大的原子通常带有部分负电荷，记作 ，另一原子则带有部分正电荷，记作 。这些符号描述的是电荷分布不均，而不是电子的完全转移。(openstax.org)
电负性不同于电离能，后者是从原子或其他指定粒子中移除一个电子所需的能量；它也不同于电子亲和能，后者涉及孤立粒子结合电子的过程。电子亲和能对应可测量的能量变化，而电负性描述的是成键情境下对电子的吸引能力。电负性很大的原子往往也很难失去电子，但这些量不能相互替代。尤其不能将电负性数值理解为原子获得一个电子时释放的能量。(openstax.org)
主要标度
鲍林标度
莱纳斯·鲍林根据键解离能建立了一种相对标度。其基本思想是：不同原子之间形成的键，可能比根据相应同种原子之间的键所预期的更强；这种额外的稳定化与电子的不均等共享有关。按照国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）收录的算术平均形式，
其中，键能以每个键的能量表示。该标度的零点本可任意选取，因此需要用一个参考值加以确定；至于哪个原子应取较大的电负性值，则由化学信息来判断。(old.goldbook.iupac.org)
氟的鲍林电负性为 3.98，在入门教材的表格中常取近似值 4.0，是这一标度中电负性最大的元素。这些数值是相对指标，不是电荷、概率或百分比。(periodic-table.rsc.org)
穆利肯定义
穆利肯定义将电负性表示为
其中， 为电离能， 为电子亲和能；按照惯例，当电子结合过程在能量上有利时， 取正值。这一定义综合了失去电子的难易程度和获得电子的倾向。与鲍林值不同，未经重新标定的穆利肯值具有能量单位，通常为电子伏特。因此，不同标度的数值必须经过明确的换算，才能进行数值比较。(old.iupac.org)
周期性变化规律
在元素周期表中，电负性通常沿同一周期从左向右增大，沿同一族从上向下减小。因此，靠近右上方的许多非金属对成键电子的吸引能力较强，而靠近左下方的金属电负性相对较低。这些只是总体趋势，并非每一个相邻元素都必须遵循的规律。(openstax.org)
这些趋势可以从原子核的吸引作用和电子排布来理解。沿同一周期，核电荷增加，对外层电子的吸引增强，而新增电子进入的是同一个主电子层。沿同一族向下，外层电子所处的电子层空间范围更大，受到内层电子的屏蔽作用也更强。由此引起的原子大小和有效吸引作用的变化，有助于解释电负性的总体变化规律。(en.wikipedia.org)
许多入门教材中的鲍林电负性表不列出稀有气体，因为从它们通常的化学行为中能获得的常规成键数据较少。表中缺少数值并不意味着电负性为零，而是表示该标度或该表没有给出相应数值；对电子的吸引能力与化学惰性是不同的概念。(openstax.org)
键的类型与分子极性
两个成键原子的电负性差，可以粗略反映电子的共享情况。电负性差较小，通常意味着共价键的极性较弱；差值较大，则意味着形成极性共价键，或具有显著的离子键特征。氢—氢、氢—氯和钠—氯依次体现了电子共享的不均等程度逐渐增大。教科书采用的数值分界只是近似标准：共价性与离子性呈连续变化，并不是由一个通用临界值划分的截然不同的类别。(openstax.org)
键的极性还必须与整个分子的极性区分开来。分子的形状决定各个键偶极矩是相互增强还是相互抵消。在二氧化碳中，两个极性碳—氧键的偶极矩方向相反，在直线形分子中相互抵消。在水中，折线形结构使它们无法抵消，从而形成永久的电偶极子。因此，如果没有结构信息，仅凭电负性差不能确定分子的极性。(openstax.org)
化学应用与局限
在确定氧化态时，电负性为电子归属的记账规则提供依据。在离子近似下，不同原子之间的成键电子归属于电负性较大的原子，而相同原子之间的成键电子则平均分配。IUPAC 的实用表述采用艾伦电负性，并对某些可逆成键配体附加了限定条件。氧化态是一种形式上的归属，并不是对化合物中实际部分电荷的测量结果。(goldbook.iupac.org)
电负性表尤其适用于定性比较，但不能单独确定键的强度、分子的形状或完整的电子分布。要详细描述成键情况，还需要结构证据和电子模型，包括分子轨道理论。不同标度侧重于电子吸引能力的不同方面，因此，要进行有意义的数值比较，必须明确所使用的标度。(openstax.org)