الأيونات هي ذرات أو جزيئات تحمل شحنة كهربائية. يتكون الكاتيون (أيون موجب) عندما تفقد ذرة محايدة إلكتروناً واحداً أو أكثر من غلاف التكافؤ، ويتشكل الأنيون (أيون سالب) عندما تكتسب الذرة المحايدة إلكتروناً واحداً أو أكثر في غلاف التكافؤ الخاص بها. المركبات المكونة من الأيونات تسمى المركبات الأيونية (أو الأملاح)، وتترابط الأيونات المكونة لها معاً بواسطة روابط أيونية: قوى الجذب الكهروستاتيكية بين الكاتيونات والأنيونات ذات الشحنة المعاكسة.
تلقي خصائص المركبات الأيونية بعض الضوء على طبيعة الروابط الأيونية.
تمتلك العديد من العناصر المعدنية إمكانات تأين منخفضة نسبيًا وتفقد الإلكترونات بسهولة. تقع هذه العناصر على اليسار في فترة أو بالقرب من أسفل مجموعة في الجدول الدوري. تمتلك الذرات اللامعدنية ارتباطات إلكترونية عالية نسبياً وبالتالي تكتسب بسهولة إلكترونات فقدتها ذرات المعادن، وبالتالي تملأ غلاف التكافؤ الخاص بها. تم العثور على العناصر غير المعدنية في الركن الأيمن العلوي من الجدول الدوري.
نظراً لأن جميع المواد يجب أن تكون متعادلة كهربائياً، يجب أن يساوي العدد الإجمالي للشحنات الموجبة على كاتيونات المركب الأيوني إجمالي عدد الشحنات السالبة على الأنيونات الخاصة به. تمثل صيغة المركب الأيوني أبسط نسبة لأعداد الأيونات اللازمة لإعطاء أرقام متطابقة من الشحنات الموجبة والسالبة.
ومع ذلك ، من المهم ملاحظة أن صيغة المركب الأيوني لا تمثل الترتيب الفيزيائي لأيوناته. من الخطأ الإشارة إلى جزيء كلوريد الصوديوم (NaCl) بأنه “جزيء” لأنه لا توجد رابطة أيونية واحدة، في حد ذاتها، بين أي زوج محدد من أيونات الصوديوم والكلوريد. قوى الجذب بين الأيونات هي متماثلة — الشيء نفسه في جميع الاتجاهات —. هذا يعني أن أي أيون معين ينجذب بالتساوي إلى جميع الأيونات القريبة من الشحنة المعاكسة. ينتج عن هذا أن الأيونات ترتب نفسها في هيكل شبكي ثلاثي الأبعاد مرتبط بإحكام. كلوريد الصوديوم، على سبيل المثال، يتكون من ترتيب منتظم لأعداد متساوية من كاتيونات Na+ وأنيونات Cl–. قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين أيونات Na+ و Cl– تجعلها متماسكة بإحكام في كلوريد الصوديوم الصلب. يتطلب 769 كيلو جول من الطاقة لفصل مول واحد من كلوريد الصوديوم الصلب إلى أيونات الصوديوم الغازية المنفصلة Na+ و Cl– ions.
عند تكوين الكاتيون، تميل ذرة عنصر المجموعة الرئيسية إلى فقد كل إلكترونات التكافؤ الخاصة بها، وبالتالي بافتراض التركيب الإلكتروني للغاز النبيل الذي يسبقه في الجدول الدوري.
تتشكل معظم الأنيونات أحادية الذرة عندما تكتسب ذرة غير معدنية محايدة إلكترونات كافية لملء مداريها الخارجيين s و p بالكامل، وبذلك تصل إلى التكوين الإلكتروني للغاز النبيل التالي. وبالتالي، من السهل تحديد شحنة مثل هذا الأيون السالب: الشحنة تساوي عدد الإلكترونات التي يجب اكتسابها لملء مداري s و p للذرّة الأم. الأكسجين، على سبيل المثال، له تكوين الإلكترون 1s22s22p4، في حين أن أنيون الأكسجين له التكوين الإلكتروني للغاز النبيل نيون (ني)، 1s22s22p6. الإلكترونان الإضافيان المطلوبان لملء مدارات التكافؤ يمنحان أيون الأكسيد شحنة 2–(O2–).
هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Ionic Bonding.