أيون

الأيون ( / ˈaɪ . ɒn , -ən / ) ^[1] هو ذرة أو جزيء له شحنة كهربائية صافية . تعتبر شحنة الإلكترون سالبة حسب الاتفاقية وهذه الشحنة مساوية ومعاكسة لشحنة البروتون ، والتي تعتبر موجبة حسب الاتفاقية. الشحنة الصافية للأيون ليست صفرًا لأن العدد الإجمالي لإلكتروناته غير مساوٍ لإجمالي عدد بروتوناته.

الكاتيون هو أيون مشحون إيجابيا به إلكترونات أقل من البروتونات ^[2] (على سبيل المثال K ⁺ (أيون البوتاسيوم)) بينما الأنيون هو أيون مشحون سلبًا به إلكترونات أكثر من البروتونات. [ ^3] (على سبيل المثال Cl ^- (أيون الكلوريد) و OH ^- (أيون الهيدروكسيد)). يتم سحب الشحنات الكهربائية المعاكسة تجاه بعضها البعض بواسطة القوة الكهروستاتيكية ، لذلك تجتذب الكاتيونات والأنيونات بعضها البعض وتشكل بسهولة مركبات أيونية .

إذا كان هناك فقط + أو -، فهذا يشير إلى شحنة +1 أو -1 (2+ يشير إلى شحنة +2، 2- يشير إلى شحنة -2). ^[4]

تبدو الشحنة +2 و -2 على النحو التالي: O ₂ ^2- (شحنة سالبة، بيروكسيد ) He ²⁺ (شحنة موجبة، جسيم ألفا ). ^[4]

الأيونات التي تتكون من ذرة واحدة فقط تسمى أيونات ذرية أو أحادية الذرة ، بينما تشكل ذرتان أو أكثر أيونات جزيئية أو أيونات متعددة الذرات . في حالة التأين الفيزيائي في سائل (غاز أو سائل)، يتم إنشاء "أزواج الأيونات" عن طريق تصادمات الجزيئات التلقائية، حيث يتكون كل زوج متولد من إلكترون حر وأيون موجب. [ ^5] يتم إنشاء الأيونات أيضًا عن طريق التفاعلات الكيميائية، مثل إذابة الملح في السوائل، أو بوسائل أخرى، مثل تمرير تيار مباشر عبر محلول موصل، أو إذابة الأنود عن طريق التأين .

تم صياغة كلمة أيون من صيغة المضارع المحايدة من الكلمة اليونانية ἰέναι ( ienai )، والتي تعني "الذهاب". الكاتيون هو شيء يتحرك لأسفل ( باليونانية : κάτω ، kato ، وتعني "أسفل") والأنيون هو شيء يتحرك لأعلى ( باليونانية : ἄνω ، ano ، وتعني "أعلى"). يُطلق عليهما هذا الاسم لأن الأيونات تتحرك نحو قطب الشحنة المعاكسة. تم تقديم هذا المصطلح (بعد اقتراح من عالم الرياضيات الإنجليزي ويليام ويويل ) ^[6] بواسطة الفيزيائي والكيميائي الإنجليزي مايكل فاراداي في عام 1834 للأنواع غير المعروفة آنذاك والتي تنتقل من قطب كهربائي إلى آخر عبر وسط مائي. ^{[7] [8]} لم يكن فاراداي يعرف طبيعة هذه الأنواع، لكنه كان يعلم أنه بما أن المعادن تذوب وتدخل محلولًا عند أحد الأقطاب الكهربائية ويخرج معدن جديد من محلول عند القطب الكهربائي الآخر؛ أن بعض أنواع المواد قد تحركت عبر المحلول في تيار. وهذا ينقل المادة من مكان إلى آخر. في المراسلات مع فاراداي، صاغ ويويل أيضًا كلمات الأنود والكاثود ، بالإضافة إلى الأنيون والكاتيون كأيونات تنجذب إلى الأقطاب الكهربائية المعنية. ^[6]

طرح سفانتي أرينيوس في أطروحته عام 1884 تفسيرًا لحقيقة أن الأملاح البلورية الصلبة تتفكك إلى جسيمات مشحونة مزدوجة عند إذابتها، وقد فاز عن هذا التفسير بجائزة نوبل في الكيمياء عام 1903. ^[9] كان تفسير أرينيوس هو أنه عند تكوين محلول، يتفكك الملح إلى أيونات فاراداي، واقترح أن الأيونات تتشكل حتى في غياب التيار الكهربائي. ^{[10] [11] [12]}

الأيونات في حالتها الغازية شديدة التفاعل وستتفاعل بسرعة مع الأيونات ذات الشحنة المعاكسة لإعطاء جزيئات محايدة أو أملاح أيونية. يتم إنتاج الأيونات أيضًا في الحالة السائلة أو الصلبة عندما تتفاعل الأملاح مع المذيبات (على سبيل المثال، الماء) لإنتاج أيونات مذابة ، وهي أكثر استقرارًا، لأسباب تتعلق بمزيج من تغيرات الطاقة والإنتروبيا حيث تتحرك الأيونات بعيدًا عن بعضها البعض للتفاعل مع السائل. توجد هذه الأنواع المستقرة بشكل أكثر شيوعًا في البيئة عند درجات حرارة منخفضة. ومن الأمثلة الشائعة الأيونات الموجودة في مياه البحر، والتي يتم الحصول عليها من الأملاح المذابة.

باعتبارها أجسامًا مشحونة، تنجذب الأيونات إلى الشحنات الكهربائية المعاكسة (الموجبة إلى السالبة، والعكس صحيح) وتتنافر مع الشحنات المتشابهة. وعندما تتحرك، يمكن انحراف مساراتها بواسطة مجال مغناطيسي .

تحدد الإلكترونات، بسبب كتلتها الأصغر وبالتالي خصائصها الأكبر في ملء الفراغ كموجات مادية ، حجم الذرات والجزيئات التي تمتلك أي إلكترونات على الإطلاق. وبالتالي، تكون الأنيونات (الأيونات المشحونة سلبًا) أكبر من الجزيء أو الذرة الأم، حيث تتنافر الإلكترونات الزائدة وتضيف إلى الحجم المادي للأيون، لأن حجمه يتحدد من خلال سحابة الإلكترونات الخاصة به . تكون الكاتيونات أصغر من الذرة أو الجزيء الأم المقابل بسبب الحجم الأصغر لسحابة الإلكترونات. لا يحتوي كاتيون معين (كاتيون الهيدروجين) على إلكترونات، وبالتالي يتكون من بروتون واحد - أصغر بكثير من ذرة الهيدروجين الأم.

يشير الأنيون (-) والكاتيون (+) إلى الشحنة الكهربائية الصافية للأيون. الأيون الذي يحتوي على إلكترونات أكثر من البروتونات، مما يمنحه شحنة سالبة صافية، يسمى أنيونًا، ويشير الرمز السالب "أنيون (-)" إلى الشحنة السالبة. مع الكاتيون يكون الأمر عكس ذلك تمامًا: يحتوي على إلكترونات أقل من البروتونات، مما يمنحه شحنة موجبة صافية، ومن هنا يأتي الرمز "كاتيون (+)".

نظرًا لأن الشحنة الكهربائية على البروتون تساوي في المقدار الشحنة على الإلكترون، فإن الشحنة الكهربائية الصافية على الأيون تساوي عدد البروتونات في الأيون مطروحًا منه عدد الإلكترونات.

أالأنيون ( −) ( /ˈænˌaɪ.ən/ANN-eye-ən ، من الكلمة اليونانية ἄνω ( ánō ) ، والتي تعني "أعلى" ^{[13] )} هو أيون به إلكترونات أكثر من البروتونات، مما يمنحه شحنة سالبة صافية (نظرًا لأن الإلكترونات مشحونة سلبًا والبروتونات مشحونة إيجابيًا ) . [ 14 ^]

أالكاتيون ( +) ( /ˈkætˌaɪ.ən/KAT-eye-ən ، من الكلمة اليونانية κάτω ( kátō ) ، والتي تعني "أسفل" [ ^{15] )} هو أيون به عدد أقل من الإلكترونات مقارنة بالبروتونات ، مما يمنحه شحنة موجبة. [ ^16]

هناك أسماء إضافية تستخدم للأيونات ذات الشحنات المتعددة. على سبيل المثال، يُعرف الأيون ذو الشحنة −2 باسم ثنائي الأيون ، ويُعرف الأيون ذو الشحنة +2 باسم ثنائي الأيون . الزويتيريون هو جزيء محايد له شحنات موجبة وسالبة في مواقع مختلفة داخل هذا الجزيء. ^[17]

يتم قياس الكاتيونات والأنيونات من خلال نصف قطرها الأيوني وتختلف في الحجم النسبي: "الكاتيونات صغيرة، معظمها أقل من 10 ⁻¹⁰ م (10 ⁻⁸ سم) في نصف القطر. لكن معظم الأنيونات كبيرة، كما هو الحال مع أنيون الأرض الأكثر شيوعًا، الأكسجين . ومن هذه الحقيقة، يتضح أن معظم مساحة البلورة مشغولة بالأنيون وأن الكاتيونات تتناسب مع الفراغات بينهما." ^[18]

تم تقديم مصطلحي الأنيون والكاتيون (للأيونات التي تنتقل على التوالي إلى الأنود والكاثود أثناء التحليل الكهربائي ) بواسطة مايكل فاراداي في عام 1834 بعد استشارته مع ويليام ويويل .

الأيونات موجودة في كل مكان في الطبيعة وهي مسؤولة عن ظواهر متنوعة من سطوع الشمس إلى وجود الغلاف الأيوني للأرض . قد يكون للذرات في حالتها الأيونية لون مختلف عن الذرات المحايدة، وبالتالي فإن امتصاص الضوء بواسطة أيونات المعادن يعطي لون الأحجار الكريمة . في كل من الكيمياء غير العضوية والعضوية (بما في ذلك الكيمياء الحيوية)، غالبًا ما يكون تفاعل الماء والأيونات مهمًا لفهم خصائص الأنظمة؛ ومن الأمثلة على أهميتها تحلل ثلاثي فوسفات الأدينوزين ( ATP )، والذي يوفر الطاقة للعديد من التفاعلات في الأنظمة البيولوجية.

يمكن تحضير الأيونات بطريقة غير كيميائية باستخدام مصادر أيونية مختلفة ، وعادة ما تتضمن جهدًا كهربائيًا عاليًا أو درجة حرارة عالية. تُستخدم هذه المصادر في العديد من الأجهزة مثل أجهزة قياس الطيف الكتلي وأجهزة قياس الطيف الانبعاثي البصري ومسرعات الجسيمات وأجهزة زرع الأيونات ومحركات الأيونات .

وباعتبارها جسيمات مشحونة تفاعلية، يتم استخدامها أيضًا في تنقية الهواء عن طريق تعطيل الميكروبات، وفي الأدوات المنزلية مثل أجهزة الكشف عن الدخان .

نظرًا لأن الإشارات والتمثيل الغذائي في الكائنات الحية يتم التحكم فيها من خلال تدرج أيوني دقيق عبر الأغشية ، فإن تعطيل هذا التدرج يساهم في موت الخلايا. هذه آلية شائعة تستغلها المبيدات الحيوية الطبيعية والاصطناعية ، بما في ذلك القنوات الأيونية جراميسيدين وأمفوتريسين ( مبيد للفطريات ).

تشكل الأيونات غير العضوية المذابة أحد مكونات المواد الصلبة الذائبة الكلية ، وهو مؤشر معروف على نطاق واسع لجودة المياه .

يُستخدم التأثير المؤين للإشعاع على الغاز على نطاق واسع للكشف عن الإشعاع مثل أشعة ألفا وبيتا وجاما والأشعة السينية . ينتج عن حدث التأين الأصلي في هذه الأجهزة تكوين "زوج أيوني"؛ أيون موجب وإلكترون حر، عن طريق تأثير الأيونات بالإشعاع على جزيئات الغاز. غرفة التأين هي أبسط هذه الكواشف، وتجمع كل الشحنات الناتجة عن التأين المباشر داخل الغاز من خلال تطبيق مجال كهربائي. ^[5]

يستخدم أنبوب جايجر-مولر والعداد النسبي ظاهرة تُعرف باسم انهيار تاونسند لمضاعفة تأثير الحدث المؤين الأصلي عن طريق تأثير متتالي حيث يتم إعطاء الإلكترونات الحرة طاقة كافية بواسطة المجال الكهربائي لإطلاق المزيد من الإلكترونات عن طريق تأثير الأيونات.

عند كتابة الصيغة الكيميائية لأيون، تُكتب شحنته الصافية في الأعلى مباشرةً بعد البنية الكيميائية للجزيء/الذرة. تُكتب الشحنة الصافية مع المقدار قبل الإشارة؛ أي أن الكاتيون المشحون مرتين يُشار إليه بـ 2+ بدلاً من +2 . ومع ذلك، يُحذف مقدار الشحنة للجزيئات/الذرات المشحونة منفردة؛ على سبيل المثال، يُشار إلى كاتيون الصوديوم بـ Na ⁺ وليس Na ¹⁺ .

هناك طريقة بديلة (ومقبولة) لإظهار جزيء/ذرة بشحنات متعددة وهي رسم العلامات عدة مرات، وغالبًا ما يُرى هذا مع الفلزات الانتقالية. يقوم الكيميائيون أحيانًا بتدوير العلامة؛ وهذا مجرد زخرفي ولا يغير المعنى الكيميائي. وبالتالي فإن جميع التمثيلات الثلاثة لـ Fe ²⁺ و Fe ⁺⁺ و Fe ^⊕⊕ الموضحة في الشكل متكافئة.

يُشار أحيانًا أيضًا إلى الأيونات أحادية الذرة بالأرقام الرومانية ، وخاصةً في علم الطيف ؛ على سبيل المثال، يُشار إلى مثال Fe ²⁺ (مشحون إيجابيًا مزدوجًا) الموضح أعلاه باسم Fe(III) أو Fe ^III أو Fe III (Fe I لذرة Fe محايدة، وFe II لأيون Fe متأين مفرد). يشير الرقم الروماني إلى حالة الأكسدة الرسمية للعنصر، بينما تشير الأرقام الهندية العربية العلوية إلى الشحنة الصافية. وبالتالي، يمكن استبدال الترميزين بالأيونات أحادية الذرة، ولكن لا يمكن تطبيق الأرقام الرومانية على الأيونات متعددة الذرات. ومع ذلك، من الممكن مزج الترميزين لمركز المعدن الفردي مع مركب متعدد الذرات، كما هو موضح في مثال أيون اليورانيل.

إذا كان الأيون يحتوي على إلكترونات غير مقترنة ، فإنه يسمى أيون جذري . تمامًا مثل الجذور غير المشحونة، فإن الأيونات الجذرية شديدة التفاعل. تسمى الأيونات متعددة الذرات التي تحتوي على الأكسجين، مثل الكربونات والكبريتات، أيونات أكسجينية . تسمى الأيونات الجزيئية التي تحتوي على رابطة كربون إلى هيدروجين واحدة على الأقل أيونات عضوية . إذا كانت الشحنة في أيون عضوي متمركزة رسميًا على الكربون، فإنه يسمى كربون كاتيون (إذا كان مشحونًا بشكل إيجابي) أو كربونيون (إذا كان مشحونًا بشكل سلبي).

تتكون الأيونات أحادية الذرة عن طريق اكتساب أو فقدان الإلكترونات في غلاف التكافؤ (غلاف الإلكترونات الخارجي) في الذرة. تمتلئ الأغلفة الداخلية للذرة بالإلكترونات المرتبطة بإحكام بالنواة الذرية المشحونة إيجابيا ، وبالتالي لا تشارك في هذا النوع من التفاعل الكيميائي. تسمى عملية اكتساب أو فقدان الإلكترونات من ذرة أو جزيء محايد بالتأين .

يمكن تأين الذرات عن طريق القصف بالإشعاع ، ولكن عملية التأين الأكثر شيوعًا في الكيمياء هي نقل الإلكترونات بين الذرات أو الجزيئات. عادةً ما يتم دفع هذا النقل من خلال تحقيق تكوينات إلكترونية مستقرة ("غلاف مغلق") . ستكتسب الذرات الإلكترونات أو تفقدها اعتمادًا على الإجراء الذي يستغرق أقل قدر من الطاقة.

على سبيل المثال، تحتوي ذرة الصوديوم ، Na، على إلكترون واحد في غلافها التكافئي، الذي يحيط بغلافين داخليين مستقرين ومملوءين بـ 2 و8 إلكترونات. ونظرًا لأن هذه الأغلفة المملوءة مستقرة جدًا، فإن ذرة الصوديوم تميل إلى فقدان إلكترونها الإضافي والوصول إلى هذا التكوين المستقر، لتصبح كاتيون صوديوم في هذه العملية.

${\displaystyle {\ce {Na -> Na+ + e-}}}$

من ناحية أخرى، تحتوي ذرة الكلور ، Cl، على 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها، وهو ما يقل بمقدار إلكترونات واحدة عن الغلاف المستقر المملوء بـ 8 إلكترونات. وبالتالي، تميل ذرة الكلور إلى اكتساب إلكترون إضافي والوصول إلى تكوين مستقر من 8 إلكترونات ، لتصبح أنيون كلوريد في هذه العملية:

${\displaystyle {\ce {Cl + e- -> Cl-}}}$

هذه القوة الدافعة هي التي تجعل الصوديوم والكلور يخضعان لتفاعل كيميائي، حيث يتم نقل الإلكترون "الإضافي" من الصوديوم إلى الكلور، مما يشكل كاتيونات الصوديوم وأنيونات الكلوريد. ولأنها مشحونة بشكل معاكس، فإن هذه الكاتيونات والأنيونات تشكل روابط أيونية وتتحد لتكوين كلوريد الصوديوم ، NaCl، المعروف باسم ملح الطعام.

${\displaystyle {\ce {Na+ + Cl- -> NaCl}}}$

غالبًا ما تتشكل الأيونات متعددة الذرات والجزيئية عن طريق اكتساب أو فقدان أيونات عنصرية مثل البروتون، H ⁺ ، في الجزيئات المحايدة. على سبيل المثال، عندما يتقبل الأمونيا ، NH ₃ ، بروتون، H ⁺ - وهي عملية تسمى البروتونات - فإنها تشكل أيون الأمونيوم ، NH+4. الأمونيا والأمونيوم لديهما نفس عدد الإلكترونات في نفس التوزيع الإلكتروني بشكل أساسي ، ولكن الأمونيوم لديه بروتون إضافي يمنحه شحنة موجبة صافية.

يمكن للأمونيا أيضًا أن تفقد إلكترونًا لتكتسب شحنة موجبة، مكونة أيون NH+3ومع ذلك، فإن هذا الأيون غير مستقر، لأنه يحتوي على غلاف تكافؤ غير مكتمل حول ذرة النيتروجين، مما يجعله أيون جذري شديد التفاعل .

بسبب عدم استقرار الأيونات الجذرية، عادة ما تتشكل الأيونات متعددة الذرات والجزيئية عن طريق اكتساب أو فقدان أيونات عنصرية مثل H ⁺ ، بدلاً من اكتساب أو فقدان الإلكترونات. يسمح هذا للجزيء بالحفاظ على تكوينه الإلكتروني المستقر أثناء اكتساب شحنة كهربائية.

الطاقة المطلوبة لفصل إلكترون في أدنى حالة طاقة له من ذرة أو جزيء غاز بشحنة كهربائية صافية أقل تسمى جهد التأين أو طاقة التأين . طاقة التأين n للذرة هي الطاقة المطلوبة لفصل الإلكترون n بعد فصل أول n − 1 إلكترون بالفعل.

كل طاقة تأين متتالية أكبر بشكل ملحوظ من سابقتها. تحدث زيادات كبيرة بشكل خاص بعد استنفاد أي كتلة معينة من المدارات الذرية من الإلكترونات. لهذا السبب، تميل الأيونات إلى التكون بطرق تتركها مع كتل مدارية كاملة. على سبيل المثال، يحتوي الصوديوم على إلكترون تكافؤ واحد في غلافه الخارجي، لذلك في الشكل المؤين يوجد عادةً مع إلكترون مفقود واحد، مثل Na ⁺ . على الجانب الآخر من الجدول الدوري، يحتوي الكلور على سبعة إلكترونات تكافؤ، لذلك في الشكل المؤين يوجد عادةً مع إلكترون مكتسب واحد، مثل Cl ⁻ . يحتوي السيزيوم على أقل طاقة تأين مقاسة من بين جميع العناصر والهيليوم لديه أعظمها. ^[19] بشكل عام، تكون طاقة تأين المعادن أقل بكثير من طاقة تأين اللافلزات ، ولهذا السبب، بشكل عام، تفقد المعادن الإلكترونات لتكوين أيونات موجبة الشحنة وتكتسب اللافلزات الإلكترونات لتكوين أيونات سالبة الشحنة.

الرابطة الأيونية هي نوع من الروابط الكيميائية التي تنشأ من التجاذب المتبادل بين الأيونات ذات الشحنات المعاكسة. تتنافر الأيونات ذات الشحنة المتماثلة، كما تجتذب الأيونات ذات الشحنات المعاكسة بعضها البعض. لذلك، لا توجد الأيونات عادةً بمفردها، ولكنها ترتبط بأيونات ذات شحنة معاكسة لتكوين شبكة بلورية . يُطلق على المركب الناتج مركبًا أيونيًا ، ويقال إنه متماسك بواسطة الرابطة الأيونية . في المركبات الأيونية تنشأ مسافات مميزة بين الأيونات المجاورة والتي يمكن من خلالها استنباط الامتداد المكاني ونصف القطر الأيوني للأيونات الفردية.

النوع الأكثر شيوعًا من الرابطة الأيونية يُرى في مركبات الفلزات واللافلزات (باستثناء الغازات النبيلة ، والتي نادرًا ما تشكل مركبات كيميائية). تتميز الفلزات بوجود عدد صغير من الإلكترونات يزيد عن التكوين الإلكتروني المستقر والمغلق للغلاف . وعلى هذا النحو، فإنها تميل إلى فقدان هذه الإلكترونات الإضافية من أجل الوصول إلى تكوين مستقر. تُعرف هذه الخاصية باسم الإيجابية الكهربية . من ناحية أخرى، تتميز اللافلزات بوجود تكوين إلكتروني يقل عن التكوين المستقر ببضعة الإلكترونات. وعلى هذا النحو، فإنها تميل إلى اكتساب المزيد من الإلكترونات من أجل الوصول إلى تكوين مستقر. وتُعرف هذه الميل باسم السلبية الكهربية . عندما يتم دمج معدن شديد الإيجابية الكهربية مع لا فلز شديد السلبية الكهربية، تنتقل الإلكترونات الإضافية من ذرات المعدن إلى ذرات اللافلزات التي تفتقر إلى الإلكترونات. ينتج عن هذا التفاعل كاتيونات معدنية وأنيونات لا فلزية، والتي تنجذب إلى بعضها البعض لتكوين ملح .

الكاتيونات الشائعة [20] الاسم الشائع صيغة الاسم التاريخي كاتيونات أحادية الذرة الألومنيوم ال 3+ الباريوم با 2+ البريليوم كن 2+ الكالسيوم كا 2+ الكروم (III) كر 3+ النحاس(I) نحاس + نحاسي النحاس (II) نحاس 2+ نحاسي الذهب(أ) أوو + ذهبي الذهب(III) أو 3+ ذهبي هيدرون ح + الحديد (II) في 2+ حديدية الحديد (III) في 3+ حديدي الرصاص(II) الرصاص 2+ خرسانة الرصاص(IV) الرصاص 4+ رصاصي الليثيوم لي + المغنيسيوم ملغ 2+ المنغنيز(II) من 2+ المنغنيز المنغنيز(III) من 3+ منجنيك المنغنيز(IV) من 4+ عطارد(II) زئبق 2+ الزئبق البوتاسيوم ك + كاليك فضي أج + فضي الصوديوم نا + ناتريك السترونشيوم س 2+ القصدير (II) القصدير 2+ القصدير القصدير(IV) القصدير 4+ ستانيك الزنك الزنك 2+ الكاتيونات المتعددة الذرات الأمونيوم نيو هامبشاير+4 الهيدرونيوم ح 3 س + عطارد(I) زئبق2+2 زئبقي

الأنيونات المشتركة [20] الاسم الرسمي صيغة الاسم البديل الأنيونات أحادية الذرة البروميد بر − كربيد ج-​ كلوريد الكلوريد − فلوريد ف - هيدريد ح - يوديد انا - النتريد ن 3− الفوسفيد ص 3− أكسيد أ2−​ كبريتيد س2-​ سيلينيد س2−​ الأنيونات المتعددة الذرات أزيد ن-3 بيروكسيد ا2-2 ثلاثي الأديد أنا-3 الأكسوانيات ( الأيونات المتعددة الذرات ) [20] كربونات أول أكسيد الكربون2-3 كلورات ثاني أكسيد الكلور-3 كرومات أكسيد الكروم2-4 ثنائي الكرومات الكروم 2 الأكسجين2-7 فوسفات ثنائي الهيدروجين ح 2 ص 2-4 كربونات الهيدروجين هيدروكربونات الصوديوم-3 بيكربونات كبريتات الهيدروجين حسو-4 ثنائي الكبريتات كبريتيت الهيدروجين حسو-3 بيسلفيت هيدروكسيد أوه − هيبوكلوريت كلوريد الصوديوم − فوسفات أحادي الهيدروجين إتش بي أو2-4 نترات لا-3 النتريت لا-2 بيركلورات ثاني أكسيد الكلور-4 برمنجنات أكسيد المنجنيز-4 بيروكسيد ا2-2 فوسفات ب.و3-4 كبريتات لذا2-4 كبريتيت لذا2-3 أكسيد فائق ا-2 ثيوكبريتات س 2 س2-3 سيليكات ثاني أكسيد السيليكون4-4 ميتاسيليكات ثاني أكسيد السيليكون2-3 سيليكات الألومنيوم أكسيد السيليكون-4 الأنيونات من الأحماض العضوية خلات الفصل 3 COO − إيثانوات فورمات HCOO − الميثانويت الأكسالات ج 2 س2-4 إيثانديويت السيانيد CN −