أيونات المعادن في المحلول المائي

تُظهر الأيونات التي يكون معدل تبادلها مع الماء بطيئًا على المقياس الزمني للرنين النووي المغناطيسي قممًا منفصلة للجزيئات الموجودة في غلاف الإذابة الأول ولجزيئات الماء الأخرى. يُحسب عدد الإذابة كنسبة بين مساحتي القمم، ويشير هنا إلى عدد جزيئات الماء في غلاف الإذابة الأول. تتبادل الجزيئات في غلاف الإذابة الثاني بسرعة مع جزيئات المذيب، مما يُحدث تغييرًا طفيفًا في قيمة الإزاحة الكيميائية لجزيئات الماء غير المرتبطة مقارنةً بقيمة الماء نفسه. يتمثل العيب الرئيسي لهذه الطريقة في أنها تتطلب محاليل مركزة نسبيًا، مع ما يصاحب ذلك من خطر تكوين أزواج أيونية مع الأنيون.

لا يمتلك المحلول الذي يحتوي على أيون مائي الترتيب بعيد المدى الموجود في البلورة التي تحتوي على نفس الأيون، ولكنه يمتلك ترتيبًا قصير المدى. يُنتج حيود الأشعة السينية على المحاليل دالة توزيع شعاعية يمكن من خلالها استنتاج عدد التناسق لأيون المعدن والمسافة بين المعدن والأكسجين. مع الأيونات المائية ذات الشحنة العالية، تُستخلص بعض المعلومات حول غلاف الإذابة الثاني. ^{[ 11 ] [ 12 ]}

تتطلب هذه التقنية استخدام محاليل مركزة نسبيًا. تتشتت الأشعة السينية بفعل الإلكترونات، لذا تزداد قوة التشتت مع ازدياد العدد الذري. وهذا يجعل ذرات الهيدروجين غير مرئية تقريبًا لتشتت الأشعة السينية.

استُخدم تشتت الأشعة السينية بزاوية كبيرة لتوصيف غلاف الإماهة الثاني مع أيونات ثلاثية التكافؤ مثل الكروم ^{الثلاثي} (Cr³⁺) والروديوم ^{الثلاثي} (Rh³⁺). وقد وُجد أن غلاف الإماهة الثاني للكروم ^{الثلاثي (Cr³⁺) يتميز بـ}13 ± 1 جزيء على مسافة متوسطة من402 ± 20  بيكومتر . وهذا يعني أن كل جزيء في غلاف التميؤ الأول مرتبط برابطة هيدروجينية مع جزيئين في الغلاف الثاني. ^{[ 13 ]}

يُعطي حيود النيوترونات أيضًا دالة توزيع شعاعي . على عكس حيود الأشعة السينية، تتشتت النيوترونات بواسطة النوى، ولا توجد علاقة بينها وبين العدد الذري. ^{[ 14 ]} في الواقع، يمكن الاستفادة من حقيقة أن نظائر العنصر نفسه قد تمتلك قدرات تشتت مختلفة بشكل كبير. في تجربة كلاسيكية، أُجريت قياسات على أربعة محاليل من كلوريد النيكل باستخدام توليفات من نظائر ^58Ni و ⁶⁰ Ni و ³⁵ Cl و ³⁷ Cl، مما أسفر عن صورة مفصلة للغاية لذوبان الكاتيونات والأنيونات. ^{[ 15 ]} تُظهر بيانات عدد من أملاح المعادن بعض الاعتماد على تركيز الملح.

^† الأرقام بين قوسين هي الانحرافات المعيارية لآخر رقم معنوي للقيمة. ^‡ الزاوية بين رابطة M-OH ₂ ومستوى جزيء الماء.

تشير معظم هذه البيانات إلى محاليل مركزة تحتوي على عدد قليل جدًا من جزيئات الماء غير الموجودة في أغلفة التميؤ الأولية للكاتيون أو الأنيون، وهو ما قد يفسر بعض التباين في عدد جزيئات الماء المذابة مع التركيز حتى في غياب اقتران الأيونات. تمثل الزاوية θ زاوية ميل جزيئات الماء بالنسبة لمستوى في أيون الماء. وتتأثر هذه الزاوية بالروابط الهيدروجينية المتكونة بين جزيئات الماء في أغلفة التميؤ الأولية والثانوية.

يمثل عدد الذوبان المقاس متوسطًا زمنيًا للمحلول ككل. عندما يكون عدد الذوبان الأولي المقاس كسريًا، فهذا يعني وجود نوعين أو أكثر من الجزيئات ذات أعداد ذوبان صحيحة في حالة توازن. وينطبق هذا أيضًا على أعداد الذوبان الصحيحة، ضمن هامش الخطأ التجريبي. على سبيل المثال، يمكن تفسير عدد الذوبان 5.5 لمحلول كلوريد الليثيوم على أنه ناتج عن وجود أيونين مائيين مختلفين متساويي التركيز.

[لي(H ₂ O) ₆ ] ⁺ ⇌ [لي (H ₂ O) ₅ ] ⁺ + H ₂ O

ثمة احتمال آخر يتمثل في وجود تفاعل بين كاتيون مذاب وأنيون، مما يؤدي إلى تكوين زوج أيوني . وهذا الأمر ذو أهمية خاصة عند إجراء القياسات على محاليل ملحية مركزة. على سبيل المثال، يمكن تفسير عدد التمذيب 3 لمحلول كلوريد الليثيوم على أنه ناتج عن حالة التوازن.

[لي(H ₂ O) ₄ ] ⁺ + Cl ⁻ ⇌ [لي(H ₂ O) ₃ Cl] + H ₂ O

يميل كلياً لصالح الزوج الأيوني.

يمكن استخدام أطياف الأشعة تحت الحمراء وأطياف رامان لقياس تردد تمدد المدارات الجزيئية في أيونات الماء المعدنية. وتُعدّ مطيافية رامان مفيدة بشكل خاص لأن طيف رامان للماء ضعيف بينما طيف الأشعة تحت الحمراء للماء شديد. ويُعقّد تفسير ترددات الاهتزاز نوعًا ما وجود اهتزازين في الأيونات ثمانية السطوح ورباعية السطوح، أحدهما متناظر يُقاس في طيف رامان والآخر غير متناظر يُقاس في طيف الأشعة تحت الحمراء.

على الرغم من أن العلاقة بين تردد الاهتزاز وثابت القوة ليست بسيطة، إلا أن الاستنتاج العام الذي يمكن استخلاصه من هذه البيانات هو أن قوة الرابطة المعدنية العضوية تزداد مع ازدياد الشحنة الأيونية وتناقص حجم الأيون. يمكن مقارنة تردد تمدد الرابطة المعدنية العضوية لأيون الماء في المحلول بنظيره في بلورة ذات بنية معروفة. إذا كانت الترددات متقاربة جدًا، فيمكن استنتاج أن عدد التناسق لأيون المعدن هو نفسه في المحلول كما هو في المركب في الحالة الصلبة.

ترتبط بيانات مثل الموصلية الكهربائية ، والحركية الكهربائية ، والانتشار بحركة الأيونات عبر المحلول. عندما يتحرك أيون عبر المحلول، فإنه يميل إلى حمل غلافَي التميه الأول والثاني معه. ولذلك، فإن أعداد التميه المقاسة من الخصائص الديناميكية تكون عادةً أعلى بكثير من تلك المُستمدة من الخصائص الساكنة.

أرقام الترطيب المقاسة بالطرق الديناميكية ^{[ 19 ]}

	لي +	Na +	Cs +	Mg 2+	Ca 2+	Ba 2+	Zn 2+	Cr 3+	Al 3+
رقم نقل الأيون	13-22	7-13	4	12-14	8-12	3-5	10-13
حركة الأيونات	3-21	2-10		10-13	7-11	5-9	10-13
انتشار	5	3	1	9	9	8	11	17	13

الهيدروجين ليس فلزًا، ولكنه مثل الفلزات يميل إلى فقدان إلكترون التكافؤ في التفاعلات الكيميائية، مُكَوِّنًا كاتيون H⁺ ^. في المحلول المائي، يرتبط هذا الكاتيون مباشرةً بجزيء ماء، ^{[ 20 ]} مُكَوِّنًا نوعًا يُرمز إليه عمومًا بـ ^H₃O⁺ ( ويُكتب أحيانًا H⁺ اختصارًا ^{) . يُكَوِّن هذا التميؤ} كاتيونات يُمكن اعتبارها أساسًا [H ( _OH₂ ) ₙ _{] ⁺} ^{. [ 21} ]

لم تُدرس عملية تميؤ أيون الهيدروجين (H ⁺⁾ في الماء دراسةً وافية، وقد اقتُرحت العديد من البنى المختلفة. من بين البنى المعروفة جيدًا كاتيون زوندل وكاتيون إيجن . في بنية تميؤ إيجن _، يقع أيون الهيدرونيوم في مركز معقد H9O + 4 ^، حيث يرتبط الهيدرونيوم بروابط هيدروجينية قوية مع ثلاث جزيئات ماء مجاورة. أما في معقد زوندل H5O + 2 ، فيتشارك جزيئان من الماء البروتون بالتساوي في رابطة هيدروجينية متناظرة . ^[ ₂₂ ^{] [ 23 ] [ 24 ] [ 25 ] [ 26 ]}

من المحتمل أن يكون كاتيون الليثيوم المائي في الماء رباعي الأوجه ورباعي التناسق. ^{[ 27 ]} ويُرجح وجود ست جزيئات ماء في غلاف الإذابة الأساسي لأيون الصوديوم ثماني الأوجه . ^{[ 27 ] [ 28 ]} البوتاسيوم سباعي التناسق، بينما يُرجح أن يكون الروبيديوم والسيزيوم ثماني التناسق وثماني الأشكال ، وهما مضادان للمنشور المربع. ^{[ 27 ]} لا تتوفر بيانات عن الفرانسيوم .

كاتيونات المجموعة 2 في المحلول المائي

	[Be( H₂O ) ₄ ] ²⁺	[Mg( H₂O ) ₆ ] ²⁺	Ca 2+ (aq)	Sr 2+ (aq)	Ba 2+ (aq)
المسافة بالميل (بيكومتر)	167	209	242 §	263 §	281 §
${\displaystyle \Delta H^{\ominus }}$الذوبان (كيلوجول مول −1 )	2494	1921	1577	1443	1305

§ القيم المستنبطة من بيانات هياكل البلورات الصلبة

يمتلك كاتيون البريليوم [Be(H₂O ₎ ₄ _] ²⁺ ^غلافًا أوليًا محددًا جيدًا للإذابة، بنواة رباعية الأوجه من BeO₄ . _[ 29 ^{] أما بالنسبة} للمغنيسيوم ، فإن [Mg(H₂O ₎ ₆ _] ²⁺ ^هو أيضًا نوع معروف جيدًا، بنواة ثمانية الأوجه من MgO₆ _. [ ^{29 ] أما} بالنسبة للكالسيوم، فالوضع أكثر تعقيدًا. فقد أعطت بيانات حيود النيوترونات رقمًا للإذابة لكلوريد الكالسيوم، CaCl₂ _، يعتمد بشدة على التركيز.10.0 ± 0.6 عند تركيز 1  مول/ديسيمتر ^مكعب ، ثم تنخفض إلى6.4 ± 0.3 عند تركيز 2.8  مول/ديسيمتر مكعب ^. تنخفض إنثالبي الذوبان مع ازدياد نصف القطر الأيوني. تُعرف العديد من الهيدرات الصلبة ذات التناسق الثماني في هندسة الموشور المربع المضاد والهندسة الاثني عشرية الوجوه . ^{[ 30 ]} في الماء، يُرجح أن يكون الكالسيوم والسترونتيوم بتناسق ثماني في هندسة الموشور المربع المضاد (مع أنه لا يمكن استبعاد التناسق السباعي للكالسيوم حاليًا). الباريوم أقل دراسة: يبدو أن عدد تناسقه إما ثمانية أو تسعة. تشير المحاكاة النظرية للراديوم إلى أن كاتيون الماء الخاص به ذو تناسق عشري. ^{[ 27 ]}

السكانديوم (III) والإتريوم (III) كلاهما ثماني التناسق، لكنهما يختلفان في البنية: فالسكانديوم له بنية موشورية مثلثة ثنائية الغطاء غير عادية (مع وجود موقع فارغ في أحد الغطاءين)، بينما الإتريوم له بنية موشورية مربعة مضادة. أما اللوتيتيوم (III) فهو موشوري مثلث ثلاثي الغطاء، ولكنه يعاني من نقص كبير في الماء: إذ أن أحد جزيئات الماء المحيطة باللوتيتيوم أقرب بكثير من الجزيئات الأخرى، ويبلغ متوسط ​​عدد التناسق 8.2 فقط بدلاً من 9. وبناءً على نصف قطره الأيوني، يُرجح أن يكون اللورنسيوم (III) موشوريًا مثلثيًا ثلاثي الغطاء تساعي التناسق ولا يعاني من نقص في الماء. ^{[ 27 ]}

تتناقص أيونات اللانثانيدات ثلاثية التكافؤ تدريجيًا في الحجم من اللانثانوم إلى اللوتيتيوم ، وهي ظاهرة تُعرف بانكماش اللانثانيدات . ^{[ 31 ]} من اللانثانوم إلى الديسبروسيوم ، يبقى عدد التناسق ثابتًا عند 9 مع بنية موشورية ثلاثية الأضلاع ذات ثلاث أغطية، على الرغم من أنه بدءًا من الساماريوم، لم تعد جزيئات الماء المحيطة مرتبطة بقوة متساوية. ثم يظهر نقص في الماء من الهولميوم إلى اللوتيتيوم، حيث ينخفض ​​متوسط ​​عدد التناسق إلى 8.2 عند اللوتيتيوم (III). ويُحافظ على التكوين على الرغم من صغر حجم الكاتيونات ونقص الماء، ربما بسبب الروابط الهيدروجينية القوية. ^{[ 32 ]} اليوروبيوم (II) سباعي التناسق، ويتحلل السيريوم (IV) مائيًا إلى ثنائي الوحدات المرتبط بجسر الأكسجين [(H₂O ₎ ₇Ce _– O–Ce( _OH₂ ) _₇ ] ^⁶⁺ . ^{[ 27 ]}

الأكتينيوم (III) ذو أحد عشر تنسيقًا في المحلول المائي. الثوريوم (IV) ذو تسعة تنسيقات، وهو موشور ثلاثي الأضلاع ثلاثي التغطية، ويُفترض أن الأمر نفسه ينطبق على كاتيونات الأكتينيدات (IV) الأخرى في المحاليل المائية (لأن هذا هو أيضًا تكوينها في الحالة الصلبة). الدراسات التي أُجريت حتى الآن على عدد التنسيق و/أو بنية الأكتينيدات (III) تقتصر على الكاليفورنيوم فقط . ^{[ 32 ] [ 33 ]} ومع ذلك، نظرًا لأن اللورنسيوم (III) له نصف قطر أيوني مشابه للديسبروسيوم (III)، فمن المرجح أن اليورانيوم (III) إلى اللورنسيوم (III) جميعها ذات تسعة تنسيقات، وهي موشور ثلاثي الأضلاع ثلاثي التغطية، مع شغل مواقع التغطية بالكامل. ^{[ 32 ] [ 27 ]} يُتوقع أن يكون النوبليوم (II) ذا ثمانية تنسيقات. ^{[ 34 ]} لا تتوفر بيانات عن الفيرميوم (II) والمندليفيوم (II).

تمتلك أيونات هذه المعادن في حالتي الأكسدة +2 و+3 عدد تميؤ يساوي 6. جميعها ذات بنية ثمانية السطوح منتظمة باستثناء أيونات الكروم (II) والنحاس (II) المائية التي تخضع لتشوه يان-تيلر . في حالة النحاس، يبلغ طول الرابطتين المحوريتين Cu−O 238 بيكومتر، بينما يبلغ طول الروابط الأربع الاستوائية Cu−O 195 بيكومتر في الحالة الصلبة. ^{[ 36 ]} ومع ذلك، فإنه من غير الواضح ما إذا كان Cu2 ⁺ يمتلك عدد تميؤ يساوي 5 أو 6 في المحلول المائي، مع وجود تقارير تجريبية متضاربة. ^{[ 32 ]} لم يتم تحديد بنية الكوبالت (III) في المحلول المائي. ^{[ 27 ]} يُقدر أن النحاس (I) رباعي التناسق رباعي السطوح. ^{[ 27 ]}

يُعرف جيدًا أن أيوني الزنك (II) والكادميوم (II) في المحاليل المخففة يتخذان بنية ثمانية الأوجه مع عدد تميؤ 6. أما في المحاليل المركزة، فقد يتخذ أيون Zn²⁺ ^بنية رباعية التناسق، لكن الأدلة غير قاطعة نظرًا لاحتمالية حدوث اقتران أيوني و/أو تحلل مائي. ^{[ 37 ]} من المرجح أن يكون عدد تميؤ الزئبق (II) 6. ^{[ 38 ]} يتميز الزنك (II) ببنية ثمانية الأوجه سداسية التناسق، بينما قد يكون الكادميوم (II) في حالة توازن بين التناسق السداسي والسباعي. أما الزئبق (II) فيتخذ بنية ثمانية الأوجه مشوهة وفقًا لتأثير يان-تيلر الزائف. ^{[ 27 ]} يختلف التركيب ثنائي الماء لأيون الزئبق (I)، [(H₂O ₎ -Hg-Hg-(OH₂ ₎ ] ^⁺ ، الموجود في المركبات الصلبة، ^{[ 39 ] عن ذلك الموجود في المحلول، حيث ترتبط ثلاث جزيئات ماء بكل ذرة زئبق لتشكل ترتيبًا رباعي الأوجه مشوهًا. [ 27 ]} ومن الأنواع المائية الأخرى التي تحتوي على رابطة فلزية-فلزية، نوع الموليبدينوم (II) الذي يُصاغ على النحو التالي: [(H₂O ^{)₄Mo≣Mo(H₂O)₄]⁴⁺. [40]} _تُحاط كل ذرة _{موليبدينوم} بأربع _جزيئات ماء _في ترتيب ^{مربع مستوٍ ،} في بنية مشابهة للبنية المعروفة لمركب الكلورو _{[ Mo₂Cl₈} ] ^⁴⁻ . ^{[ 41 ]}

توجد بعض الأيونات المائية ثنائية وثلاثية التكافؤ لعناصر الفلزات الانتقالية في السلسلتين الانتقاليتين الثانية والثالثة: الروثينيوم (II) و(III)، والروديوم (III)، والإيريديوم (III)، وجميعها ثمانية الأوجه. (لم تُدرس بنية الروثينيوم والإيريديوم إلا في الحالة الصلبة، ولكن يُفترض أنها متطابقة في المحلول المائي). ^{[ 27 ]} أما الموليبدينوم (III) فبنيته محل شك (وقد يتحلل مائيًا بشدة في المحلول المائي)، ويتحد الموليبدينوم (II) على شكل ثنائي، حيث يرتبط كل جزيء موليبدينوم بأربع جزيئات ماء. ^{[ 27 ] [ 32 ]} كان يُعتقد في الأصل أن أيونات البلاديوم (II) والبلاتين (II) المائية مربعة مستوية، ولكنها في الواقع هرمية مربعة أو ثمانية الأوجه ذات استطالة رباعية قوية، حيث ترتبط جزيئات الماء الإضافية، جزيء أو جزيئين، بروابط ضعيفة للغاية. ^{[ 27 ]} لا يزال تركيب الفضة (I) محل جدل: فقد يكون ثنائي التناسق، أو رباعي التناسق مع جزيئين إضافيين من الماء مرتبطين به ارتباطًا ضعيفًا جدًا. ^{[ 27 ]} أما الذهب (III) فهو رباعي التناسق، مربع مستوٍ في الحالة الصلبة، ويُفترض أن له نفس التركيب في المحلول المائي. ^{[ 27 ]} يحدث تشوه في الفلزات منخفضة التناسق ذات الميول التساهمية القوية نتيجة لتأثير يان-تيلر من الدرجة الثانية. مع ذلك، في حالة الأكسدة 4، فإن الأنواع الوحيدة غير المتحللة هي الزركونيوم (IV) ذو الشكل المربع المضاد للمنشور، [Zr(H₂O ₎ ₈ _] ⁴⁺ ^، والهافنيوم ( IV)، [Hf(H₂O ₎ ₈ _] ⁴⁺ ^، وحتى هذه الأنواع معرضة بشدة للتحلل المائي. ^{[ 32 ]} لا يتشكل كاتيون الزركونيوم هذا إلا في محاليل مخففة من Zr ^IV في حمض قوي، وفي الواقع العملي تكون الأنواع الكاتيونية التي يتم مواجهتها من الزركونيوم والهافنيوم متعددة النوى. ^{[ 42 ]}

البورون ليس فلزًا، والبورون (III) شديد الحموضة بحيث لا يمكن أن يوجد أيون مائي: إذ يحدث نزع البروتون حتى حمض البوريك ، والبورات ، وهيدروكسي بورات. ^{[ 43 ]} أيون الألومنيوم (III) المائي، [Al(H₂O ₎ ₆ _] ³⁺ ^، موصوف بدقة في المحلول والحالة الصلبة. يتميز لب AlO₆ _بتناظر ثماني السطوح، ومجموعة نقطية O₆h . أيونات الغاليوم (III) والإنديوم (III) والثاليوم (III) المائية هي أيضًا ثمانية السطوح سداسية التناسق. ^{[ 27 ]} _{هندسة التناسق للثاليوم (I) غير معروفة تجريبيًا، ولكن من المرجح} أن تكون نصف موجهة مع فجوة كبيرة في مجال التناسق. ^{[ 27 ]}

السيليكون ليس معدنًا، والسيليكون (IV) حمض قوي بما يكفي لنزع بروتون أيون الهيدروكسيل المرتبط به ^. ومن ثم تتشكل أشكال مختلفة من السيليكا المائية ( حمض السيليسيك ). ^{[ 44 ]} هناك بعض الأدلة على إمكانية تشكل أيونات الجرمانيوم (II) المائية في وسط حمض البيركلوريك . ^{[ 45 ]} تشير حسابات ميكانيكا الكم إلى أن أيون الجرمانيوم (II) المائي يُظهر تشوهًا كبيرًا في غلاف التناسق الأول نظرًا لكثافة الشحنة العالية والأزواج الإلكترونية الحرة النشطة كيميائيًا فراغيًا. يُحسب أن الغلاف الأول عادةً ما يكون له عدد تميؤ يساوي 6، ولكن الأعداد من 4 إلى 7 ممكنة أيضًا، وينقسم الغلاف إلى غلافين بمسافات مختلفة من أيون الجرمانيوم المركزي Ge²⁺ ^. [ ^{46 ] مع} ذلك، يتأكسد الجرمانيوم (II) بسهولة إلى الجرمانيوم (IV)، ^{[ 47 ]} الذي لا يُتوقع وجود سوى أنواع متحللة مائيًا منه. ^{[ 48 ]} ​​تُعدّ أنواع الجرمانيوم (IV) المهمة أنواعًا مختلطة من الأكسو والهيدروكسو الأنيونية، مما يُظهر سلوكًا وسيطًا بين السيليكون والقصدير: ويبدو أن الأنواع الرئيسية هي [GeO(OH) ₃ ] ⁻ والنوع الثماني [Ge8O16 ( _OH ) ₃ ] ₃₋ ^، مع وجود [GeO2 ₍ OH) ₂ ] ²⁻ بكميات أقل. ^{[ 44 ]} القصدير (II) ثلاثي التناسق نصف موجه ^{[ 49 ] [ 50 ]} مع فجوة كبيرة جدًا في مجال التناسق للقصدير (II). ^{[ 27 ]} لم يُحدد عدد التميؤ للرصاص (II) بدقة، ويمكن أن يتراوح بين خمسة وسبعة. ^{[ 27 ]} عمليًا، تميل هذه الكاتيونات إلى أن تكون متعددة النوى. ^{[ 47 ]} بالنسبة للقصدير (IV) والرصاص (IV)، لا توجد سوى أنواع مُحللة مائيًا. ^{[ 48 ]}

يُحسب أن الزرنيخ (III) يُكوّن أنواعًا مُتحللة مائيًا فقط. ^{[ 48 ]} يُحسب أن النوع الكاتيوني المستقر للزرنيخ (III) في الماء هو [As(OH) _₂ ] ^⁺ ، ^{[ 51 ]} على الرغم من أن التحلل المائي عادةً ما يستمر إلى أنواع متعادلة وأنيونية. ^{[ 52 ]} قد توجد أيونات الأنتيمون (III) المائية في محاليل مخففة من الأنتيمون (III) في أحماض مركزة. ^{[ 52 ] [ 53 ]} تكشف حسابات ميكانيكا الكم عن عدد تميؤ يساوي 8، حيث تنقسم كرة التناسق الأولى إلى نصفي كرة تميؤ، يحتوي كل منهما على 4 جزيئات ماء. ^{[ 54 ]} يكون البزموت (III) ثماني التناسق، مُشكلًا مُربعًا مضادًا للمنشور في المحلول المائي، بينما يكون في الحالة الصلبة تساعي التناسق، مُشكلًا موشورًا مثلثيًا ثلاثي الرؤوس. ^{[ 27 ]} على الرغم من أن بنية الثاليوم (I) والجرمانيوم (II) والقصدير (II) والرصاص (II) والأنتيمون (III) تتأثر بالأزواج الإلكترونية الحرة، إلا أن هذا لا ينطبق على البزموت (III). ^{[ 32 ]}

يوجد السيلينيوم (IV) في الغالب على شكل حمض السيلينوز (H₂SeO₃ _{) عند درجة حموضة أقل من 2} ؛ وعند درجات حموضة أعلى، يفقد بروتونًا ليتحول إلى HSeO₃⁻ ^ثم إلى _SeO₃²⁻ . _[ ⁵⁵ ] ^{يبدو أن التيلوريوم} ( IV) الكاتيوني هو [Te(OH) _₃ ] ^⁺ ؛ وهو السائد في المحاليل المخففة عند درجة حموضة أقل من 2. عند درجة حموضة أعلى من 4، يصبح النوع السائد هو TeO(OH) _₃⁻ ^، وعند درجة حموضة أعلى من 8 يصبح TeO₂ ₍ OH) _₂²⁻ ^{. [ 56 ]} من المفترض أن يكون البولونيوم (IV) مشابهًا للتيلوريوم (IV)، وإن كان أضعف قليلًا، في ميله للتحلل المائي. ^{[ 57 ]} يبدو أن بنية البولونيوم (II) لم تُدرس بعد.

تُفضل الهالوجينات ، لكونها غير فلزية قوية، تكوين الأنيونات بدلاً من الكاتيونات في المحلول المائي. ^{[ 58 ]} يُعدّ تميؤ الأنيونات عملية معقدة لأن جزيئات الماء تتجه في الاتجاه المعاكس: ترتبط الكاتيونات بذرة الأكسجين في الماء، بينما تتجه ذرات الهيدروجين بعيدًا عنها، في حين تُفضل الأنيونات الارتباط بشكل غير متماثل بذرة هيدروجين واحدة فقط في جزيء ماء مجاور. ينتج عن ذلك تكوين روابط هيدروجينية وشبكات قوية بين جزيئات الماء حتى ضمن غلاف التميؤ الأول، بدرجة لا تحدث في تميؤ الكاتيونات. تكون هذه التفاعلات أقوى بالنسبة للهاليدات الأثقل والأكبر حجمًا؛ وتقل قوة الروابط الهيدروجينية كلما انتقلنا من اليوديد إلى الفلوريد ، وذلك بسبب زيادة الشحنة السالبة على جزيئات الماء، وزيادة التأثير الحثي الناتج عن المجالات الكهربائية الأعلى، وزيادة الإجهاد الهندسي للروابط الهيدروجينية. ^{[ 59 ]} يبدو أن الأستاتين النادر والمشع للغاية أكثر فلزية: يُستدل على وجود نوع كاتيون من الأستاتين (I) من تجارب على نطاق ضئيل في محاليل حمضية، ويرمز له أحيانًا بـ At ⁺ ، ولكن لم يتم تحديد بنيته. ^{[ 60 ]}

لا تتفاعل الغازات النبيلة مع الماء، لكن ذوبانها فيه يزداد كلما اتجهنا لأسفل المجموعة. يبدو أن ذرات الأرجون في الماء تمتلك غلافًا مائيًا أوليًا يتكون من 16±2 جزيء ماء على مسافة تتراوح بين 280 و540  بيكومتر، بينما وُجد غلاف مائي ثانٍ أضعف يمتد حتى 800 بيكومتر  . وقد وُجدت أغلفة مائية مماثلة لذرات الكريبتون والزينون في الماء. ^{[ 61 ]}

تُشكّل بعض العناصر ذات حالات الأكسدة الأعلى من 3 أيونات أوكسو مستقرة ومائية. ومن الأمثلة المعروفة أيونات الفاناديل (IV) واليورانيل (VI). ويمكن اعتبارها نواتج تحلل مائي مستقرة بشكل خاص في تفاعل افتراضي مثل

[V(H ₂ O) ₆ ] ⁴⁺ → [VO(H ₂ O) ₅ ] ²⁺ + 2H ⁺

يمتلك الفاناديوم بيئة ثمانية السطوح مشوهة ( المجموعة النقطية C4v ₎ تتكون من أيون أكسيد واحد وخمس جزيئات ماء. ^{[ 62 ]} يمتلك التيتانيل، TiO2 ⁺ ، بنية مشابهة. ^{[ 32 ]} يُعتقد أن الفاناديوم (V) يوجد على شكل أيون ثنائي الأكسجين [VO2 ( _H2O ) ₄ ] ₊ عند ^درجة حموضة أقل من 2، لكن الدليل على وجود هذا الأيون يعتمد على تكوين معقدات، مثل معقدات الأكسالات التي ثبت أنها تحتوي على وحدة VO ⁺ ₂ بروابط cis -VO في الحالة الصلبة. ^{[ 63 ]} تم اقتراح أيون الكروم (IV) [CrO(H2O ) ₅ ] ₂₊ ، ^{المشابه} لأيون الفاناديوم، بناءً على أدلة غير مباشرة. ^{[ 64 ]}

أيون اليورانيل، UO₂²⁺² _، له بنية ترانس . ^يحتوي أيون الماء UO₂²⁺² (aq) على خمس جزيئات ماء في المستوى العمودي على محور OUO في بنية هرمية ثنائية خماسية ^، المجموعة النقطية D₅h _. أيون النبتونيل وأيون _{البلوتونيل} لهما نفس البنية. لا يُعرف شيء عن بنى الأكتينيدات (V). ^{[ 27 ]}

لوغاريتم ثابت التحلل المائي، K _1,-1 ، لإزالة بروتون واحد من أيون مائي

[M(H₂O ₎ ₙ _] z⁺ ^- H⁺ ^⇌ [ M(H₂O ₎ ₙ⁻¹ ₍ OH)] ^(z⁻¹)⁺

[ [M(OH)] ^{(z-1)+ ] = K _1,-1 [M ^z+ ] [H ⁺ ] ⁻¹

تُظهر علاقة خطية مع نسبة الشحنة إلى المسافة بين المدار الجزيئي، z/d. تنقسم الأيونات إلى أربع مجموعات. ميل الخط المستقيم متساوٍ لجميع المجموعات، لكن نقطة التقاطع، A، تختلف. ^{[ 70 ]}

log K _1,-1 = A + 11.0 z/d

كاتيون	أ
ملغ 2+ ، كالسيوم 2+ ، ريال 2+ ، با 2+ آل 3+ ، واي 3+ ، لا 3+	-22.0 ± 0.5
Li + , Na + , K + Be 2+ , Mn 2+ , Fe 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ SC 3+ , Ti 3+ , V 3+ , Cr 3+ , Fe 3+ , Rh 3+ , Ga 3+ , في 3+ Ce 4+ , ​​Th 4+ ، باسكال 4+ ، يو 4+ ، إن بي 4+ ، بو 4+ ،	-19.8 ± 1
حج + ، تل + الرصاص 2+ تي 3+ ، بي 3+ ،	-15.9 ± 1
Sn 2+ ، Hg 2+ ، Pd 2+	حوالي 12

تُعدّ الكاتيونات الأكثر مقاومةً للتحلل المائي، قياسًا بحجمها وشحنتها، أيونات الفلزات الانتقالية الصلبة أو أيونات اللانثانيدات. وتضم المجموعة الأقل مقاومةً أيونات الفلزات الانتقالية. أما المجموعة الثالثة، فتتكون في الغالب من أيونات الفلزات الانتقالية اللينة . وتُظهر أيونات ^Pd²⁺ وSn²⁺ وHg²⁺ ^{أقوى ميل للتحلل المائي ،} قياسًا بحجمها وشحنتها . ^{[ 70 ]} ويعود ذلك إلى انخفاض أعداد التناسق للأيونات في هذا الجزء من الجدول الدوري (بما في ذلك Ag⁺ وAu⁺)، مما يؤدي إلى ^وجود عدد ^أقل من جزيئات الماء حول الكاتيون، وبالتالي تعرضه لقوة كهروستاتيكية أكبر من المعتاد. وينطبق وضع مماثل على Be²⁺ ^، وهو أصغر كاتيون مائي، والذي يُعدّ أيضًا أكثر حمضيةً مما هو متوقع عادةً. ^{[ 71 ]}

لا يختلف التغير القياسي في المحتوى الحراري لخطوة التحلل المائي الأولى اختلافًا كبيرًا عن التغير القياسي في المحتوى الحراري لتفكك الماء النقي. وبالتالي، فإن التغير القياسي في المحتوى الحراري لتفاعل الاستبدال

[M(H₂O ₎ ₙ _] z⁺ ⁺ OH⁻ ⇌ ^: [  M(H₂O _{) ₙ₋₁} ( _OH )] ^(z⁻₁)⁺ + H₂O

تقترب من الصفر. وهذا أمر شائع في التفاعلات بين كاتيون صلب وأنيون صلب، مثل أيون الهيدروكسيد. ^{[ 72 ]} وهذا يعني أن شحنة الإنتروبيا القياسية هي المساهم الرئيسي في تغير الطاقة الحرة القياسية، وبالتالي في ثابت الاتزان.

${\displaystyle \Delta G^{\ominus }=-RT\ln K=\Delta H^{\ominus }-T\Delta S^{\ominus }}$

إن التغير في الشحنة الأيونية هو المسؤول عن هذا التأثير حيث أن أيون الماء له تأثير تنظيمي أكبر على المحلول مقارنة بمركب الهيدروكسو الأقل شحنة.

يُظهر تحلل البريليوم العديد من الخصائص النموذجية لتفاعلات التحلل المائي المتعددة. تتغير تراكيز الأنواع المختلفة، بما في ذلك الأنواع متعددة النوى ذات أيونات الهيدروكسيد الجسرية، تبعًا لدرجة الحموضة حتى ترسب هيدروكسيد غير قابل للذوبان. يتميز تحلل البريليوم المائي بكون تركيز [Be(H₂O ₎ ₃ ₍ OH)] ^⁺ منخفضًا جدًا بحيث لا يمكن قياسه. بدلًا من ذلك، يتشكل ثلاثي ([Be₃ ₍ H₂O ₎ ₆ ₍ OH₃ ₎ ) ^³⁺ ) ، وقد تم تأكيد بنيته في الأملاح الصلبة. يُعزى تكوين الأنواع متعددة النوى إلى انخفاض كثافة الشحنة داخل الجزيء ككل. تُقارب البيئة المحلية لأيونات البريليوم [Be(H₂O ₎ ₂ ₍ OH) _₂ ] ^⁺ . يُحرر انخفاض الشحنة الفعالة طاقة حرة على شكل انخفاض في إنتروبيا الترتيب عند مراكز الشحنة. ^{[ 73 ]}

بعض نواتج التحلل المائي متعددة النوى ^{[ 74 ]}

صيغة الأنواع	الكاتيونات	بناء
M 2 (OH) +	Be 2+ ، Mn 2+ ، Co 2+ ، Ni 2+ Zn 2+ ، Cd 2+ ، Hg 2+ ، Pb 2+	جسر هيدروكسيد واحد بين كاتيونين
M 2 (OH) (2z-2)+ 2	Cu 2+ ، Sn 2+ Al 3+ ، Sc 3+ ، Ln 3+ ، Ti 3+ ، Cr 3+ Th 4+ VO 2+ ، UO 2+ 2 ، NpO 2+ 2 ، PuO 2+ 2	جسر هيدروكسيد مزدوج بين كاتيونين
م3 (OH) 3+ 3	Be 2+ ، Hg 2+	حلقة سداسية تحتوي على مجموعات متبادلة من M n+ و OH −
م3 (OH) (3z-4)+ 4	Sn²⁺ ، Pb²⁺ ، Al³⁺ ، Cr³⁺ ، Fe³⁺ ، In³⁺​	مكعب برؤوس متبادلة من مجموعات M n+ و OH − ، رأس واحد مفقود
م4 (OH) 4+ 4	ملغ 2+ ، أكسيد الكربون 2+ ، ني 2+ ، الكادميوم 2+ ، الرصاص 2+	مكعب برؤوس متبادلة من مجموعات M n+ و OH −
م4 (OH) 8+ 8	Zr 4+ ، Th 4+	مربع من أيونات M n+ مع جسور هيدروكسيد مزدوجة على كل جانب من جوانب المربع

إن ناتج التحلل المائي للألمنيوم الذي يتم صياغته على النحو التالي [Al ₁₃ O ₄ (OH) ₂₄ (H ₂ O) ₁₂ ] ⁷⁺ موصوف جيدًا وقد يكون موجودًا في الطبيعة في الماء عند درجة حموضة تبلغ حوالي 5.4. ^{[ 75 ]}

يمكن كتابة التفاعل الكلي لفقدان بروتونين من أيون مائي على النحو التالي:

[M(H₂O ₎ ₙ _] z⁺ ^- 2 H⁺ ^⇌ [M(H₂O ₎ ₙ₋₂ ( _OH ) _₂ ] ^(z⁻²)⁺

ومع ذلك، فإن ثابت التوازن لفقدان بروتونين ينطبق بنفس القدر على التوازن

[M(H ₂ O) _n ] ^z+ - 2 H ⁺ ⇌ [MO(H ₂ O) _n-2 ] ^(z-2)+ + H ₂ O

لأن تركيز الماء يُفترض أنه ثابت. ينطبق هذا بشكل عام: أي ثابت اتزان صالح بنفس القدر لناتج يحتوي على أيون أكسيد واحد كما هو الحال بالنسبة لناتج يحتوي على أيوني هيدروكسيل. لا يمكن التمييز بين الاحتمالين إلا بتحديد بنية الملح في الحالة الصلبة. تميل جسور الأكسو إلى الظهور عندما تكون حالة أكسدة المعدن عالية. ^{[ 76 ]} مثال على ذلك هو معقد الموليبدينوم (IV) [Mo3O4 ₍ H2O ₎ 9 _] 4+ ^، حيث يوجد مثلث من ذرات الموليبدينوم متصلة بروابط سيجما، _مع جسر أكسيد على كل ضلع من أضلاع المثلث ، وأكسيد رابع يربط ذرات الموليبدينوم الثلاث. ^{[ 77 ]}

يوجد عدد قليل جدًا من أيونات الأكسو-أكوا للمعادن في حالة الأكسدة +5 أو أعلى. بل إن الأنواع الموجودة في المحلول المائي هي أيونات الأكسجين السالبة أحادية ومتعددة الوحدات. ويمكن اعتبار أيونات الأكسجين السالبة نواتج نهائية للتحلل المائي، حيث لا توجد جزيئات ماء مرتبطة بالمعدن، وإنما أيونات أكسيد فقط.