原子在分子中吸引成鍵電子能力相對大小的量度。元素電負(fù)性的值是個相對的量，它沒有單位。電負(fù)性大的元素吸引電子能力強，反之就弱。同周期主族元素電負(fù)性從左到右逐漸增大，同主族元素的電負(fù)性從上到下逐漸減小。元素電負(fù)性的概念最先是由鮑林(Linns Pauling，1901—1994）于1932年在研究化學(xué)鍵性質(zhì)時提出來的。他指定電負(fù)性最大的氟的值為4.O，然后根據(jù)鍵能推算其他元素的相對電負(fù)性的數(shù)值。后來又有人作了更精確的計算，對鮑林的電負(fù)性值作了修改。1934年，馬利肯（Robert Sanderson Mulliken，1896—）采用電離能（I）和電子親和勢（EA）結(jié)合的方法求出電負(fù)性。1957年，阿萊-羅周（Allred－Rochow）又根據(jù)原子的有效核電荷（z^*）對成鍵電子的靜電引力算出一套電負(fù)性數(shù)據(jù)X_AR。他們所用公式是X_AR＝0.359z*/r2 0.744，式中r是原子的共價半徑（10^-10米）。元素的原子在不同分子中的價態(tài)、所帶電荷量以及相應(yīng)軌道雜化方式等因素都會影響原子吸引電子的能力，因此每一元素的電負(fù)性實際表現(xiàn)不是一成不變的。根據(jù)元素電負(fù)性大小可以判別化合物分子中鍵的性質(zhì)。兩種元素的電負(fù)性差值（X_A—X_B）越大，形成鍵的極性越強。鮑林曾對A—B鍵的離子性大小提出如下經(jīng)驗方程式。

當(dāng)鍵的離子性為5O％時，相當(dāng)于兩元素電負(fù)性差值X_A—X_B＝1.665。因此，習(xí)慣上就以電負(fù)性差值△X大于或小于1.7，作為判斷該A—B鍵的離子性或共價性的依據(jù)。當(dāng)△x＞1.7時，多數(shù)屬于離子鍵；當(dāng)△x＜1.7時，多數(shù)屬于共價鍵。離子鍵和共價鍵沒有嚴(yán)格的界限。