É uma questão de estabilidade contra o quê?
As ligações iónicas e covalentes são bastante bem explicadas na teoria MO.
Vejam esta foto. Quando dois átomos com orbitais meio ocupados se encontram, os orbitais formam uma ligação (inferior) e um orbital anti-ligação. Ambos os elétrons dos orbitais meio ocupados ocupam depois o orbital de ligação.
A diferença entre a ligação covalente e iónica é a diferença de energia dos obitais iniciais. Uma pequena diferença leva a ligações covalentes (figura lado esquerdo) uma grande diferença leva a ligações polarizadas/ligações iónicas (figura lado direito). Agora o interessante é: a diferença de energia entre o orbital inicial inferior e o orbital de ligação (Delta E covalente na figura) torna-se menor quanto maior for a diferença de energia inital.
Então quando os químicos quebram uma ligação eles colocam de volta um elétron para cada orbital inital. Para ligações covalentes isto significa 2*Delta E covalente para ligações iónicas isto é Delta E covalente +(Delta E covalente + Delta E inital).
Embora o Delta E covalente seja menor o termo total de energia é maior para ligações iónicas.
Quando os biólogos quebram uma ligação, eles apenas tomam a menor diferença de energia, portanto 2*Delta E covalente tanto para ligações iónicas como para ligações covalentes. E para as ligações iónicas o Delta E covalente é mais pequeno.
Por que os químicos também não tomam a menor diferença de energia?
Porque há algo que a imagem acima não mostra. Quando você coloca os dois elétrons em um átomo, você recebe dois íons. (um átomo tem mais um electrão do que initalmente, outro tem menos um electrão). Para separar esses dois electrões é necessária uma energia adicional para ultrapassar a atracção do couloumb.
Biólogos consideram uma ligação quebrada, quando são partes separadas em uma solução aquosa. Assim, os iões beneficiam de todos esses efeitos estabilizadores iónicos da água e também não estão muito separados. Os químicos consideram uma ligação quebrada (mais exatamente a ligação que quebra a enthalpie é definida contra) duas partículas não-interactivas. Para os iões isto significa uma distância infinita e não interagir com mais nada tão gasfásico.
Para qualquer molécula de estado moído (mesmo CsF) na fase gasosa esta energia couloumb é simplesmente demasiada. Em algum momento o elétron volta a formar dois radicais.