Σε ένα μόριο υδροχλωρίου, το άτομο χλωρίου έλκει τα κοινά ηλεκτρόνια πιο κοντά του. Ο δεσμός είναι πολικός, με μερικό αρνητικό φορτίο στο χλώριο και μερικό θετικό φορτίο στο υδρογόνο. Η τάση ενός ατόμου να έλκει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα. Είναι μια σχετική ιδιότητα, όχι απόλυτη. Το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, με τιμή 3,98 στην κλίμακα Pauling. Το καίσιο είναι ένα από τα λιγότερο ηλεκτραρνητικά, με τιμή 0,79.

Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται κατά τη διάρκεια μιας περιόδου και μειώνεται κατά μήκος μιας ομάδας. Αυτό συμβαίνει επειδή η ατομική ακτίνα μειώνεται κατά μήκος μιας περιόδου, επομένως ο πυρήνας συγκρατεί τα ηλεκτρόνια πιο σφιχτά. Κατά μήκος μιας ομάδας, η ακτίνα αυξάνεται και τα εξωτερικά ηλεκτρόνια βρίσκονται πιο μακριά από τον πυρήνα, επομένως συγκρατούνται λιγότερο σφιχτά. Τα ευγενή αέρια συνήθως εξαιρούνται επειδή δεν σχηματίζουν εύκολα δεσμούς.

Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων καθορίζει τον τύπο του δεσμού. Μια διαφορά μεγαλύτερη από περίπου 1,7 συνήθως σημαίνει ιοντικό δεσμό. Μια διαφορά μεταξύ 0,4 και 1,7 σημαίνει πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Μια διαφορά μικρότερη από 0,4 σημαίνει μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Αυτά τα όρια είναι κατά προσέγγιση, αλλά είναι χρήσιμα για την πρόβλεψη του χαρακτήρα του δεσμού.

Η ηλεκτραρνητικότητα επηρεάζει τις μοριακές ιδιότητες. Τα πολικά μόρια διαλύονται σε πολικούς διαλύτες. Τα μη πολικά μόρια διαλύονται σε μη πολικούς διαλύτες. Δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται μεταξύ υδρογόνου και εξαιρετικά ηλεκτραρνητικών ατόμων όπως οξυγόνο, άζωτο και φθόριο. Αυτές οι αλληλεπιδράσεις διαμορφώνουν πρωτεΐνες, DNA και νερό, καθιστώντας δυνατή τη ζωή.