离子键
离子键（Ionic bond），又被称为盐键或电价键，指阴阳离子在形成离子化合物时产生的静电作用力，是一种化学键，由两个或多个原子或化学集团失去或获得电子而成为离子后形成，无方向性和饱和性。在形成过程中，带相反电荷的离子之间存在静电作用，当两个带相反电荷的离子靠近时，表现为相互吸引，而电子和电子、原子核与原子核之间又存在着静电排斥作用，当静电吸引与静电排斥作用达到平衡时，便形成离子键。
1916年，德国化学家科塞尔（W.Kossel）首次提出离子键的概念。离子键主要存在于金属与非金属之间形成的离子化合物中，例如MgCl2，Na2SO4，氢氧化钾等，少部分存在气态的离子型分子中，如LiF。但在现实中，原子间并不形成“纯”离子键。所有的键都或多或少带有共价键的成分。
历史
1916年，德国化学家科塞尔（W.Kossel）首次提出离子键的概念。他根据稀有气体具有8电子稳定结构的事实，解释了NaCl，CaCl2，CaO等化合物的形成，在提出的离子键理论中认为离子键的本质是阳离子和阴离子间的相互作用。
形成
离子键理论认为，易失电子的金属原子，将电子传给易得电子的非金属原子，形成具有稳定结构的正离子和负离子，两者通过静电引力结合成离子型分子。这种由正、负离子间静电引力结合而形成的化学键称为离子键。将正、负离子看作是球形对称，它们所带的电荷分别为q1和q2，两者之间距离为r，k是比例系数，则按库仑定律它们之间的静电引力为：
在具体反应中，离子键易在活泼金属元素和活泼非金属元素之间形成。例如，钠在氯气中的燃烧反应为，在这个反应过程中：
钠失去电子生成钠离子
氯得到电子生成氯离子
此外，在NaCl的势能曲线中可以看出，随着气态的Na+和Cl-之间的距离减小，体系的吸引势能减小，而排斥势能增大，因此讨论离子键的形成时，要考虑总的势能的变化。随着Na+和Cl-之间的距离接近238pm，这时它们的吸引作用和排斥作用达到平衡状态，形成的气态分子体系的能量最低，意味着Na+和Cl-之间形成稳定的离子键。
需要说明的是，原子失去电子成为离子，失去电子的次序并不是电子填充原子次序的逆反，而是取决于整个离子能量的高低，优先失去高能级的电子。原子失去电子的次序可用（n+0.4l）来估算，即np先于ns，ns先于(n-1)d。如Fe[Ar]3d64s2，变成Fe2+，先失去4s电子而不是3d电子。这是由于原子失去电子后，电子数目减少，排斥作用相对减少，核的吸引能起主要支配作用，因此，主量子数作用显著，使4s能级高于3d能级，故先失去4s电子。
特征
离子键无方向性和饱和性，在结构上表现为在离子周围力求有较多的带相反电荷的离子配位。
无方向性
离子键无方向性。离子电荷分布可近似认为是球形对称，因此可在空间各个方向等同地吸引带相反电荷的离子，因此决定了离子键的无方向性。从离子键的本质上讲，离子键在形成过程中，正、阴离子通过电荷之间的相互作用结合在一起，离子键的本质其实就是静电作用。在静电作用中，离子的电荷分布呈球形对称，可以在空间各个方向上等同地与带相反电荷的离子互相吸引，即正、负离子之间的静电作用没有空间选择性。
无饱和性
离子键无饱和性是指在离子晶体中，只要空间位置许可，每个离子总是尽可能多地吸引带相反电荷的离子，使体系处于尽量低的能量状态。例如，NaCl晶体中，1个Na+不仅能同时吸引6个最近的Cl-，且较远的Cl-只要作用力能达到也能被吸引。同样地，每个Cl-周围等距离地排列着6个Na+，不仅成键的Na+和Cl-存在静电作用，互不接触的离子之间也存在着弱的相互作用，没有办法界定哪一对Na+和Cl-组成1个NaCl分子，因此分子的概念在离子晶体中是不明确的。从更大的范围来看，Na+和Cl-之间这种六配位的排列方式朝各个方向一再地重复下去，那么整个晶体可以看成一个巨型分子。于是，NaCl只是表示整个氯化钠晶体中的Na+和Cl-的数目之比为1:1，并不存在单个的NaCl分子。因此，NaCl化学式仅表示氯化钠晶体中这两种元素原子之间的比例为1:1。
强度
影响离子键稳定性（强度）的主要因素是离子的半径和电荷。离子键的本质是阴、阳离子间的静电作用，离子所带的电荷越多，与带相反电荷的离子之间的静电作用越强，形成的离子键的强度越牢固，离子化合物越稳定；离子键的稳定性除了与离子所带的电荷有关，还与正、阴离子间的距离有关。离子的核间距离等于阴、阳离子的半径之和。离子的半径越小，作用力越大，键越强。此外，从体系能量的角度进一步讨论离子键的稳定性。如在形成离子键的过程中，往往伴随着体系能量的变化。体系释放的能量越多，表示正、负离子之间的结合越牢固，即离子键越稳定。
晶格能
离子键的强度一般用晶格能来度量。在热力学标准状态下，1摩尔（mol）正负离子从相互分离的气态结合成离子化合物时所释放的能量，即时晶格能。以NaCl为例：Na+（气）+Cl-（气）→NaCl（晶体）+U。其中，U就是晶格能。
例如，NaCl晶体结构中，每一离子周围有6个电荷相反、距离为R的离子，有12个电荷相同、距离为的离子，有8个电荷相反、距离为的离子......这样，它和其他离子的作用能u为：
式中，A为级数的和，称为马德隆常数。对于氯化钠型结构，A=1.748。
如果对一摩尔晶体中每个离子进行这样的考虑，可以得到2N个u，但重复了一次，所以晶格能为：
，式中，N为阿佛伽德罗常数。
此外，晶格能的实验数据直接测定显然是有困难的，但可以使用玻恩-哈伯循环来确定。以NaCl为例来说明这个问题：
其中，“+”表示放热“-”表示吸热。σ为升华热，对钠为26.91 kcal/mol；I为金属电离能，对钠为117.7 kcal/摩尔； E为非金属原子的电子亲和能，氯的亲和能为87.4 kcal/mol；D为非金属分子离解为原子的解离能，氯的解离能为56.8 kcal/mol；Q为反应热，反应热为97.7 kcal/mol从上面的玻恩-卡伯循环可知：
代入NaCl的晶体数据得U=183.31（kcal/摩尔）。
键能
在298.15K和标准态下，将1mol气态离子化合物离子键断开，使其分解成气态中性原子（或原子团）时所需要的能量，称为该离子键的键能，用符号E表示。通常离子键的强度在170~1500kJ·mol-1。例如:NaCl(g)=Na(g)+Cl(g)，Δr Hm㊀=398 kJ·mol-1，即键能E=398kJ·mol-1。
键的离子性
离子键是极性键，键的离子性与成键的两个元素的电负性有关。成键的两个元素的电负性差值越大，元素原子间越容易发生电子转移，键的离子性越大。从电子云密度在晶胞中的分布情况出发，可以对晶体中离子键进行较为定量的研究。例如在离子化合物氯化钠（NaCl）的沿垂直（100）方向的电子云密度投影中，Na+和Cl-之间的电子云交叠是较少的，钠和氯确实以正阴离子方式存在，它们之间的化学键即是离子键。但精确测定表明，即使在KBr这样的晶体中，K+和Br-之间也有小部分电子云交叠，即其化学键中除了离子键也有共价键成分。再例如典型的离子型化合物，如CsF，其中Cs+与F-之间也不是纯粹的静电作用，仍有部分原子轨道重叠。Cs+与F-间有8%的共价性，有92%的离子性。因此在常用的判断中，当χA-χB=1.7（χA-χB，χ为电负性，A、B为成键原子）时，键的离子性约为50%，即可认为两元素电负性差值大于1.7则形成离子型化合物。通过这种方法判断离子键和共价键的分界也只是一种近似，如和氢的Δχ=1.78，但H-F键是共价键。
离子化合物性质
由离子键形成的化合物称为离子化合物，也称为离子晶体，绝大部分的盐类、碱类和部分金属氧化物都是离子化合物，例如MgCl2，Na2SO4，氢氧化钾，MgO等都是离子化合物。这类材料的共同特点如下：
1）结合力大，因此通过离子键结合的材料强度高、硬度高、熔点高、脆性大。常温下以固态存在，通常易溶于水，难溶于有机溶剂；在水溶液或熔融状态下能够导电。
2）离子难以移动输送电荷，故此类材料都是绝缘体。
3）离子的散逸层电子被牢固束缚，难以被光激发，所以离子键结合的材料一般不能吸收可见光，是无色透明的。
与共价键的比较
离子键是电负性较小的金属原子（如Na、K等）与电负性较大的非金属原子（如FCI等）以静电引力形成的化学键，特点是无方向性和饱和性。共价键是电负性相差不大的元素原子，以共用电子对（原子轨道发生重叠）而形成的化学键。共价键有方向性和饱和性。共用电子对可用“—”短线表示，称为结构式，例如N≡N等。有的分子中原子间既有离子键又有共价键。如过氧化物Na2O2，结构式为Na—O—O—Na，Na—O间为离子键，而O—O间为共价键。
离子的极化
离子的极化是指离子在电场中产生诱导偶极的现象。当阴、阳离子相互接近时使对方的电子云结构变化而增加内部极性的作用称为极化作用，离子被极化的结果称为“变形性”或“可极化性”。离子都有极化作用和变形性。一般，阳离子的半径比阴离子小，电场强，所以阳离子的极化作用强，而阴离子表现变形性大。