离子键（Ionic bond），又被称为盐键或电价键，指阴离子和阳离子间通过静电作用形成的化学键。它由两个或多个原子或化学基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MgCl 2 ，Na 2 SO 4 ， 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，离子键较氢键强，其强度与共价键接近。
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，CaCl 2 ，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 q 1 和 q 2 ，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]3d 6 4s 2 ，变成Fe 2+ ，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-哈伯循环可知：
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)，Δ r H m ㊀ =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，当差值足够大时，可认为“共用”的电子成为电负性较大原子的“所有物”。 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χ A -χ B =1.7（χ A -χ B， 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MgCl 2 ，Na 2 SO 4 ， 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）离子键的结合力很大，因此通过离子键结合的材料强度高、硬度高、热膨胀系数小、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，如Al₂O₃、TiO₂等化合物均为离子键结合的典型代表。
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 Na 2 O 2 ，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。