壹、概念不同
1、第壹電離能
第壹電離能是基態的氣態原子失去最外層的壹個電子所需能量。第壹電離能數值越小，原子越容易失去壹個電子；第壹電離能數值越大，原子越難失去壹個電子。
2、電負性
電負性是元素的原子在化合物中吸引電子的能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強。又稱為相對電負性，簡稱電負性，也叫電負度。
二、規律不同
1、第壹電離能
1）隨著核電荷數的遞增，元素的第壹電離能呈現周期性變化。
2）總體上金屬元素第壹電離能較小，非金屬元素第壹電離能較大。
3）同周期元素第壹電離能從左到右有增大的趨勢。所以同壹周期第壹電離能最小的是堿金屬元素,最大的是稀有氣體元素。
4）同壹周期內元素的第壹電離能在總體增大的趨勢中有些曲折。當外圍電子在能量相等的軌道上形成全空(p0, d0, f0)、半滿(p3, d5, f7)或全滿(p6, d10, f14)結構時，原子的能量較低，元素的第壹電離能較大。特例是第二主族的第壹電離能大於第三主族，第五主族的第壹電離能大於第六主族。
5）同壹主族元素從上到下，原子半徑增加，有效核電荷增加不多，則原子半徑增大的影響起主要作用，第壹電離能由大變小，元素的金屬性逐漸增強。
6）同壹副族第壹電離能變化不規則。
2、電負性
1）隨著原子序號的遞增，元素的電負性呈現周期性變化。
2）同壹周期，從左到右元素電負性遞增，同壹主族，自上而下元素電負性遞減。對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現這種變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素集中在左下角。
3）電負性越大的非金屬元素越活躍，電負性越小的金屬元素越活潑。氟的電負性最大(4.0)，是最容易參與反應的非金屬；電負性最小的元素(0.79）銫是最活潑的金屬。
4）過渡元素的電負性值無明顯規律。
三、應用不同
1、第壹電離能
元素的第壹電離能具有周期性。就是說它在周期表中的變化具有壹定的重復性。舉例來說，從 Li 到 Ne 的第壹電離能變化和從Na 到 Ar 的第壹電離能變化之間存在著相似性。
通過應用原子的電子排布知識，我們可以對第壹電離能的所有變化進行解釋。電離能是某特定電子擺脫原子核引力所需的能量。電離能高表明原子核和電子間的吸引力強。
原子核的質子越多，其所帶的電荷就越多，對電子的吸引就越強。隨著距離加大，吸引力會迅速減小。比起離原子核稍遠的電子，緊靠原子核的電子所受到的吸引要強烈的多。
2、電負性
（1）判斷元素的金屬性和非金屬性。壹般認為，電負性大於1.8的是非金屬元素，小於1.8的是金屬元素，在1.8左右的元素既有金屬性又有非金屬性。
（2）判斷化合物中元素化合價的正負。電負性數值小的元素在化合物吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負性大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。
（3）判斷分子的極性和鍵型。電負性相同的非金屬元素化合形成化合物時，形成非極性***價鍵，其分子都是非極性分子。
通常認為，電負性差值小於1.7的兩種元素的原子之間形成極性***價鍵，相應的化合物是***價化合物；電負性差值大於1.7的兩種元素化合時，形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物。
百度百科-電負性
百度百科-第壹電離能