To, o akú väzbu ide, nám určuje elektronegativita. Linus Pauling – americký vedec, ktorý charakterizoval atómy podľa ich schopnosti priťahovať väzbový elektrónový pár.
ELEKTRONEGATIVITA: schopnosť atómov priťahovať väzbový elektrónový pár.
Χ (chí) - je to bezrozmerné číslo.
Najväčšiu elektronegativitu má F – χ = 4,0 a najmenšiu má Cs, Fr χ = 0,7
• atómy H v molekule H2 a atómy fluóru v molekule F2 , ... majú rovnakú elektronegativitu = väzbový elektrónový pár patrí rovnako obidvom atómom, pretože rozdiel elektronegativít je 0. (platí to pre všetky molekuly)
• v molekule HCl – má chlór (3,0) väčšiu eletronegativitu ako vodík (2,1) = väzbový elektrónový pár je posunutý na stranu chlóru (lebo je elektronegatívnejší, má väčšiu elektronegativitu; na chlóre vzniká záporný čiastkový náboj -δ) a vodík je elektropozitívnejší oproti chlóru (má kladný čiastkový náboj +δ), preto má menšiu elektronegativitu.
Δ χ = χ (-δ) – χ (+δ)



Podľa hodnoty elektronegativity viazaných atómov rozdeľujeme kovalentnú väzbu:
• rýdzokovalentná väzba: χ= 0
• nepolárne kovalentná väzba: χ = 0 – 0,4
• polárna kovalentná väzba: χ = 0,4 – 1,7
• iónová väzba: χ > 1,7

Všetko závisí od elektronegativity prvkov medzi ktorými daná väzba je, hodnoty elektronegativít nájdeme v periodickej tabuľke. Určujeme to podľa rozdielu elektronegativít. Ak je rozdiel menší ako 0.4 vazba je napolárna napr. medzi rovnakými prvkami ako C (2.5) - C (2.5) = rozdiel elektromegativít je 0; (v zátvorke sa nachádza hodnota elektronegativity) alebo napr, C (2.5) - H (2.2) = rozdiel je 0.3 väzba je nepolána. Ak je rozdiel v rozmedzí 0.4-1.7 väzba je polárna napr. C (2.5) - Cl (3.1) = rozdiel je 0.6; Ak je rozdiel vyšší ako 1.7 ide o väzbu iónovú napr. Na (0.9) - Cl (3.5) = rozdiel je 2.6.

Iónová väzba je vlastne typ kovalentnej väzby, ktorá sa vlastne vzniká pri rozdielnych elektronegativitách a tento rozdiel je väčší ako 1,7. Pri nepolárnej väzbe je tento rozdiel 0-0,4 a pri polárnej 0,5 -1,7.