Elektronegativitet, mål for evnen et atom har til å trekke mot seg et elektronpar som det har felles med et annet atom: A:B. Hvis A er mer elektronegativt enn B vil elektronparet som binder dem sammen trekkes mot A, og dermed gjøre bindingen polar. Et klassisk eksempel er vannmolekylet, hvor oksygen med elektronegativitet 3,5 mot hydrogen 2,1 gjør O-H bindingen polar. Da H2O-molekylet er vinklet blir hele molekylet polart, en dipol, med negativ pol på oksygenatomet og en positiv pol midt mellom hydrogenatomene.
Elektronegativitetsbegrepet er empirisk basert, og det eksisterer flere definisjoner av begrepet. Etter harmonisering gir disse stort sett den samme relative rangering av grunnstoffene.
Til tross for et noe omdiskutert fundament, er elektronegativitetsbegrepet ett av kjemiens nyttigste hjelpemidler til å rasjonalisere reaksjoner og bindingsforhold. Begrepet ble innført av den amerikanske kjemiker Linus Carl Pauling, som gav det mest elektronegative grunnstoffet fluor verdien 4,0 og beregnet verdien for andre grunnstoffer relativt til dette.
Elektronegativiteten øker fra venstre mot høyre i grunnstoffenes periodesystem. alkalimetallene (gruppe 1) er de minst elektronegative, halogenene (gruppe 17) de mest elektronegative. Elektronegativiteten avtar nedover i en gruppe. I realiteten er situasjonen mer nyansert, da oksidasjonstrinn også er av betydning.
Atomer med elektronegativitet over 2 danner vanligvis kovalente bindinger seg i mellom, mens atomer med elektronegativitet under 2 danner metallbindinger. Halvmetaller har vanligvis en elektronegativitet mellom 2 og 2,5, og det gjelder også noen tunge metaller, f. eks. gull og bly.
Det er gradvis overgang mellom bindingstypene, for eksempel er metallet wolfram så hardt fordi bindingene er kovalent (elektronegativitet ca. 2,3), mens de myke alkalimetallene danner nesten rene metallbindinger.
I bindinger mellom ulike atomer vil forskjellen mellom atomenes elektronegativitet avgjøre om bindinger blir metallisk/kovalent eller ionisk. En forskjell på ca. 1,6–1,8 tilsvarer at ca. 50 % av bindingsenergien skyldes det ioniske bidraget, mens en forskjell på over 3 kan gi et ionisk bidrag på 80–90 %. Ved mindre forskjeller snakker man om polare kovalente bindinger, som i vannmolekylet.