電荷性，符號為 χ，是給定化學元素的原子在形成化學鍵時吸引共享電子（或電子密度）的趨勢。 原子的電負性受其原子序數及其價電子與帶電核的距離的影響。 相關的電負性越高，原子或取代基吸引電子的能力就越強。 電荷作為一種簡單的方法來定量估計鍵能，以及鍵的化學極性的符號和大小，它表征了從共價鍵到離子鍵的連續范圍內的鍵。 松散定義的術語電正性與電負性相反：它表征元素提供價電子的傾向。

在最基本的層面上，電負性是由核電荷等因素決定的（一個原子擁有的質子越多，它對電子的拉力就越大）和原子殼中其他電子的數量和位置（一個原子的電子越多 有，價電子離原子核越遠，因此它們所帶的正電荷就越少——這既是因為它們與原子核的距離增加，也是因為較低能量核心軌道中的其他電子將起到屏蔽作用 來自帶正電的原子核的價電子）。

電負性一詞由 J?ns Jacob Berzelius 于 1811 年引入，盡管該概念在此之前就已為人所知，并被包括阿伏伽德羅在內的許多化學家研究過。它已被證明與許多其他化學性質相關。 負載性不能直接測量，必須根據其他原子或分子特性計算。 已經提出了幾種計算方法，盡管電負性的數值可能存在微小差異，但所有方法都顯示出元素之間相同的周期趨勢。

最常用的計算方法是 Linus Pauling 最初提出的。 這給出了一個無量綱量，通常稱為鮑林標度 (χr)，相對標度從 0.79 到 3.98（氫 = 2.20）。 當使用其他計算方法時，通常（盡管不是強制性的）在涵蓋相同數值范圍的范圍內引用結果：這被稱為鮑林單位的電負性。

正如通常計算的那樣，電負性不僅僅是原子的屬性，而是分子中原子的屬性。 即便如此，原子的電負性與xxx電離能密切相關，與電子親和力負相關。 可以預料，元素的電負性會隨其化學環境而變化，但它通常被認為是一種可轉移的特性，也就是說，相似的值在各種情況下都是有效的。

銫是電負性最小的元素 (0.79)； 氟最多（3.98）。

Pauling 于 1932 年首次提出電負性的概念，以解釋為什么兩個不同原子（A-B）之間的共價鍵比 A-A 和 B-B 鍵的平均值更強。 根據價鍵理論，鮑林是其中的著名支持者，異核鍵的這種額外穩定性是由于離子正則形式對鍵合的貢獻。

因此，氫和溴之間的鮑林電負性差異為 0.73（離解能：H-Br，3.79 eV；H-H，4.52 eV；Br-Br 2.00 eV）

由于僅定義了電負性的差異，因此有必要選擇任意參考點來構建標度。 選擇氫作為參考，因為它與多種元素形成共價鍵：其電負性首先固定為 2.1，后來修改為 2.20。 還需要確定兩個元素中哪個元素的電負性更大（相當于選擇平方根的兩個可能符號之一）。 這通常是使用化學直覺來完成的：在上面的例子中，溴化氫溶解在水中形成 H+ 和 Br- 離子，因此可以假設溴比氫更具電負性。