Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ο βαθμός στον οποίο ένα άτομο μπορεί να προσελκύσει συνδετικά ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του. Τα συστατικά αυτού του σχετικού μέτρου αποτελούνται από την ικανότητα ενός ατόμου να αποκτά ηλεκτρόνια και να τα συγκρατεί. Οι διαφορές μεταξύ των ηλεκτραρνητικοτήτων δύο ατόμων μπορούν να χρησιμοποιηθούν για την πρόβλεψη της σχετικής ισχύος του δεσμού. Έχουν προταθεί διαφορετικές κλίμακες για την έκφραση της ηλεκτραρνητικότητας.
Οι χημικοί δεσμοί είναι οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των ατόμων που δημιουργούν μόρια. Τα μόρια είναι τα δομικά στοιχεία όλης της ύλης. Η φύση των χημικών δεσμών καθορίζει πολλές από τις μοριακές ιδιότητες.
Τα ηλεκτρόνια ταξιδεύουν σε κελύφη γύρω από τους ατομικούς πυρήνες. Τα άτομα είναι πιο σταθερά όταν τα ηλεκτρονιακά κελύφη τους είναι γεμάτα ή μισογεμάτα. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί εμφανίζονται όταν ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια μοιράζονται μεταξύ των ατόμων. Το ηλεκτρόνιο περιφέρεται πιο κοντά στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. Αν και το ηλεκτρόνιο μοιράζεται σε ομοιοπολικούς δεσμούς, ολόκληρη η μοριακή δομή είναι ισχυρότερη.
Στους ιοντικούς δεσμούς, η ηλεκτραρνητική διαφορά μεταξύ δύο ή περισσότερων ατόμων είναι τόσο μεγάλη που το ηλεκτρόνιο απογυμνώνεται από το λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο. Αυτοί οι δεσμοί είναι πολικοί, σαν μικροσκοπικοί μαγνήτες. Μπορούν να αποσυνδεθούν σε νερό ή άλλους διαλύτες σε δύο ή περισσότερα ξεχωριστά ιόντα.
Το 1934, ο Αμερικανός επιστήμονας Robert S. Muliken πρότεινε να μετρηθεί η ηλεκτραρνητικότητα ως η μισή διαφορά μεταξύ της ενέργειας ιονισμού (IE) και της συγγένειας ηλεκτρονίων (EA). Η IE είναι η ενέργεια που απαιτείται για την απομάκρυνση ενός ηλεκτρονίου από ένα άτομο και η EA είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν ένα άτομο αποκτά ένα ηλεκτρόνιο. Η κλίμακα του δεν υιοθετήθηκε επειδή η συγγένεια των ηλεκτρονίων ήταν δύσκολο να μετρηθεί εκείνη την εποχή.
Ένας άλλος Αμερικανός επιστήμονας, ο Linus Pauling, είχε αναπτύξει μια παλαιότερη κλίμακα βασισμένη στη σχετική αντοχή των χημικών δεσμών. Στο φθόριο, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, αποδόθηκε ηλεκτραρνητικότητα 4.0. Το λίθιο, στην αντίθετη πλευρά του περιοδικού πίνακα, έλαβε μια τιμή 1.0. Το καίσιο, με τιμή 0.7, είναι κάτω από το λίθιο. Γενικά, η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά στον περιοδικό πίνακα. Μειώνεται από πάνω προς τα κάτω.
Η κλίμακα Pauling δίνει ένα καλό μέτρο του τύπου των ατόμων δεσμού που θα σχηματιστούν. Η ηλεκτραρνητική διαφορά μεταξύ δύο ατόμων μη μετάλλου είναι μικρή. Έτσι, σχηματίζονται ομοιοπολικοί δεσμοί. Ο άνθρακας-άζωτο (δεσμός CN) στην πυριδίνη (C5H5N) είναι ένα παράδειγμα. Ο άνθρακας έχει ηλεκτραρνητικότητα 2.5. άζωτο είναι 3.0; και η διαφορά είναι 0.5.
Ένα άτομο μη μετάλλου και ένα άτομο μετάλλου σχηματίζουν ιοντικό δεσμό λόγω της μεγάλης ηλεκτραρνητικής διαφοράς. Το χλωριούχο κάλιο είναι ένα παράδειγμα (KCl). Το κάλιο έχει τιμή 0.8. Το χλωρίδιο έχει τιμή 3.0. και η διαφορά είναι 2.2.