Η **αρσίνη** (αγγλικά: *arsine*), είναι ανόργανη δυαδική χημική ένωση με μοριακό τύπο **AsH3**. Είναι το υδρίδιο του AsIIΙ. Το υδρίδιο του AsV ονομάζεται αρσοράνιο (AsH5). Η αρσίνη αποτελεί το αρσενιούχο ανάλογο της αμμωνίας και της φωσφίνης. Η χημικά καθαρή αρσίνη, στις κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος, δηλαδή σε θερμοκρασία 25 °C και υπό πίεση 1 atm, είναι εύφλεκτο, πυροφορικό, και πολύ τοξικό αέριο. Είναι ακόμη μια από τις απλούστερες χημικές ενώσεις του αρσενικού. Παρ' όλο που είναι πολύ θανατηφόρα, βρίσκει κάποιες εφαρμογές στη βιομηχανία ημιαγωγών, στη σύνθεση οργανοαρσενιούχων ενώσεων, καθώς και στην παραγωγή χημικών όπλων.

«Θυγατρικές» αρσίνες
--------------------

Ο όρος αρσίνες, εκτός από τη «μητρική» ένωση, χρησιμοποιείται επίσης συχνά για να περιγράψει μια ολόκληρη τάξη ανόργανων και οργανικών «θυγατρικών» ή «υποκατεστημένων» ενώσεων με γενικό τύπο **As3-xRx,** όπου x φυσικός αριθμός 0 < x < 4, και R, όχι απαραίτητα το ίδιο, υδρογόνο, αλογόνο ή μονοσθενής ανόργανη ή οργανική ρίζα. Ένα παράδειγμα οργανικής («υποκατεστημένης») αρσίνης αποτελεί η τριφαινυλαρσίνη (AsPh3).

Γενικές ιδιότητες
-----------------

Στις κανονικές συνθήκες (δηλαδή σε θερμοκρασία 0°C και υπό πίεση 1 atm) η αρσίνη είναι άχρωμο, πυκνότερο από τον ατμοσφαιρικό αέρα αέριο, λίγο διαλυτό στο νερό (20% στους 20 °C) αλλά και σε πολλούς οργανικούς διαλύτες. Αν και η ίδια η αρσίνη είναι άοσμη, εξαιτίας της (μερικής έστω) οξείδωσής της από το οξυγόνο του αέρα είναι πιθανό δείγματά της να έχουν μια ελαφριά μυρωδιά που θυμίζει σκόρδο ή ψάρι, όταν η ένωση βρίσκεται σε συγκέντρωση πάνω από 0,55 ppm. Αυτή η ένωση γενικά θεωρείται σχετικά σταθερή, εφόσον σε θερμοκρασία δωματίου (20 °C) διασπάται αργά. Σε θερμοκρασίες, όμως, γύρω στους 230 °C, η διάσπαση της αρσίνης σε αρσενικό και υδρογόνο γίνεται γρήγορη. Αρκετοί παράγοντες, όπως η υγρασία, η παρουσία φωτός και ορισμένοι καταλύτες, όπως το αλουμίνιο, αυξάνουν το ρυθμό της αποσύνθεσης της αρσίνης.

Η αρσίνη έχει μόριο με δομή τριγωνικής πυραμίδας, με το άτομο του αρσενικού στην κορυφή και τα άτομα υδρογόνου στη βάση. Οι γωνίες H-As-Η είναι 91,8° και οι τρεις (3) ισοδύναμοι χημικοί δεσμοί As-Η έχουν ο καθένας τους μήκος 151,9 pm.

Ως ισχυρό αναγωγικό, καίγεται εύκολα σχηματίζοντας νερό και οξείδια (του αρσενικού). Αν η παροχή οξυγόνου (O) είναι πολύ περιορισμένη, καίγεται μόνο το υδρογόνο, αφήνοντας ελεύθερο στοιχειακό αρσενικό.

Ανακάλυψη και παραγωγή
----------------------

Το 1775, ο Καρλ Βίλχελμ Σέελε (*Carl Wilhelm Scheele*) παρήγαγε αρσίνη ανάγοντας τριοξείδιο του αρσενικού (As2O3) με ψευδάργυρο (Zn), παρουσία οξέος: 

{\mathrm {As\_{2}O\_{3}+6Zn+12H^{+}{\xrightarrow {}}2AsH\_{3}+3H\_{2}O+6Zn^{{2+}}}}

Η αντίδραση αυτή είναι ο πρόλογος για τη δοκιμή Μαρς (*Marsh test*).

Η αρσίνη γενικά παράγονταν με αντίδραση κάποιας πηγής As3+ με ισοδύναμα ιόντος Η-, δηλαδή με υδρίδιο. Παράδειγμα:

Με αναγωγή τριχλωριούχου αρσενικού (AsCl3) από νατριοβοριοϋδρίδιο (NaBH4), παράγεται αρσίνη: 

{\mathrm {4AsCl\_{3}+3NaBH\_{4}{\xrightarrow {}}4AsH\_{3}+3BCl\_{3}}}

Εναλλακτικά, πηγές As3- αντιδρούν με πρωτονιακά αντιδραστήρια (H+), δηλαδή με οξέα, παράγοντας επίσης αρσίνη. Παραδείγματα:

1. Ο αρσενιούχος ψευδάργυρος (Zn3As2) αντιδρά με οξύ (H+), παράγοντας αρσίνη:

{\mathrm {Zn\_{3}As\_{2}+6H^{+}{\xrightarrow {}}2AsH\_{3}+3Zn^{{2+}}}}

2. Το αρσενιούχο νάτριο (Na3As) αντιδρά με υδροβρώμιο (HBr), παράγοντας αρσίνη:

{\mathrm {Na\_{3}As+3HBr{\xrightarrow {}}AsH\_{3}+3NaBr}}

Αντιδράσεις
-----------

Η κατανόησή μας για τις χημικές ιδιότητες της αρσίνης έχει καλά αναπτυχθεί και μπορεί να προβλεφθεί σε κάποιο βαθμό με βάση το μέσο όρο της συμπεριφοράς της φωσφίνης (PH3) και της αντιμονίνης (SbH3).

### Θερμική διάσπαση

Τυπικό για ένα σχετικά βαρύ υδρίδιο, όπως επίσης η αντιμονίνη (SbH3), το υδροτελλούριο (H2Te) και το κασσιτεράνιο (SnH4), η αρσίνη είναι σχετικά ασταθής και μπορεί να διασπαστεί θερμικά στα συστατικά της χημικά στοιχεία. Με άλλα λόγια, η αρσίνη είναι σταθερή κινητικά, αλλά όχι και θερμοδυναμικά:

{\mathrm {2AsH\_{3}{\xrightarrow {}}2As+3H\_{2}}}

Η αντίδραση αυτή είναι η βάση για τη δοκιμή Μαρς (*Marsh test*), που ανιχνεύει το «μεταλλικό» αρσενικό, που παράγεται από την παραπάνω αντίδραση.

### Οξείδωση

Συνεχίζοντας την αναλογία προς την αντιμονίνη, η αρσίνη γρήγορα οξειδώνεται τόσο από συμπυκνωμένο οξυγόνο ή όσο και από τη (σχετικά) αραιή συγκέντρωση οξυγόνου στον αέρα:

{\mathrm {2AsH\_{3}+3O\_{2}{\xrightarrow {}}As\_{2}O\_{3}+3H\_{2}O}}

Η αρσίνη αντιδρά βίαια στην παρουσία ισχυρών οξειδωτικών μέσων, όπως το υπερμαγγανικό κάλιο (KMnO4), το υποχλωριώδες νάτριο (NaClO) ή το νιτρικό οξύ (HNO3).

### Πρόδρομη ένωση για μεταλλικά παράγωγα

Η αρσίνη χρησιμοποιήθηκε ως μια πρόδρομη ένωση για μεταλλικά σύμπλοκα του «γυμνού» (ή «σχεδόν γυμνού») αρσενικού, όπως διευκρινίζεται σε διμαγγανισιακά χημικά είδη, όπως το [(C5H5)Mn(CO)2]2AsH, όπου ο πυρήνας Mn2AsH, είναι επίπεδος.

### Δοκιμή Γκατζέιτ

Μια χαρακτηριστική δοκιμή ανίχνευσης αρσενικού περιλαμβάνει την αντίδραση αρσίνης με κατιόντα αργύρου (Ag+), που ονομάζεται δοκιμή Γκατζέιτ για αρσενικό (*Gutzeit test for arsenic*). Παρ' όλο που αυτή η δοκιμή έγινε ξεπερασμένη για την Αναλυτική Χημεία, οι υποκείμενες αντιδράσεις δείχνουν και διευκρινίζουν περισσότερο τη χημική συγγένεια της αρσίνης με «μαλακά» μεταλλικά κατιόντα. Στη δοκιμή Γκατζέιτ, η αρσίνη παράγεται με αναγωγή ένυδρων αρσενιούχων ενώσεων, τυπικά αρσενώδη ιόντα, με ψευδάργυρο, παρουσία θειικού οξέος. Η εκλυόμενη αέρια αρσίνη εκτίθεται, μετά την παραγωγή της, σε νιτρικό άργυρο (AgNO3), είτε σε μορφή σκόνης είτε σε διάλυμα. Με στερεό νιτρικό άργυρο, η αρσίνη αντιδρά, παράγοντας κίτρινο Ag4AsNO3, όπου η αρσίνη αντιδρά με ένα διάλυμα νιτρικού οξέος για να δώσει μαύρο αρσενιούχο άργυρο (Ag3As).

### Οξεοβασικές αντιδράσεις

Οι όξινες ιδιότητες του δεσμού As-Η χρησιμοποιούνται συχνά. Έτσι, η αρσίνη μπορεί να αποπρωτονιωθεί. Για παράδειγμα:

{\mathrm {AsH\_{3}+NaNH\_{2}{\xrightarrow {}}NaAsH\_{2}+NH\_{3}}}

Άλλο παράδειγμα είναι η αντίδραση της αρσίνης με κάποιο τριαλκυλαργίλιο (AlR3), με αποτέλεσμα μια τριμερή ένωση γενικού τύπου [R2AlAsH2]3. Αυτή η ένωση έχει συγγενικό μηχανισμό με το σχηματισμό αρσενιούχου γαλλίου (GaAs) από αρσίνη.

Αν και η αρσίνη γενικά θεωρείται μη βασική, ωστόσο μπορεί να πρωτονιωθεί και η ίδια από σουπεροξέα, δίνοντας απομονώσιμα άλατα του τετραεδρικής δομής ιόντος [AsH4]+.

### Αντιδράσεις με αλογόνα

Οι αντιδράσεις της αρσίνης με τα αλογόνα, ιδιαίτερα με το φθόριο (F) και το χλώριο (Cl), ή με κάποιες ενώσεις τους, όπως το τριχλωριούχο άζωτο (NCl3), είναι ιδιαίτερα επικίνδυνες και μπορεί να καταλήξουν σε εκρήξεις.

### Αλυσοποίηση

Σε αντίθεση με τη συμπεριφορά της φωσφίνης (PH3), η αρσίνη δε σχηματίζει σταθερές αλυσίδες ατόμων αρσενικού. Η διαρσίνη (As2H4), ή ακόμη και η τριαρσίνη (As3H5) έχουν ανιχνευθεί, αλλά η διαρσίνη είναι ασταθής σε θερμοκρασίες πάνω από τους −100 °C.

Εφαρμογές
---------

### Μικροηλεκτρονικά

Η αρσίνη χρησιμοποιήθηκε για τη σύνθεση υλικών με ημιαγωγικές ιδιότητες, που χρησιμοποιούνται σε μικροηλεκτρονικά και συσκευές λέιζερ στερεής φάσης. Σε αναλογία με το φωσφόρο (P), το αρσενικό είναι n- πρόσμιξη για πυρίτιο (Si) ή γερμάνιο (Ge). Πιο σημαντική είναι η εφαρμογή της αρσίνης για την παραγωγή του αρσενικούχου γαλλίου (GaAs), που είναι ημιαγωγός, με χημικό εκτοπισμό ατμών (CVD, Chemical Vapor Deposition), σε θερμοκρασία 700-900°C:

{\mathrm {Ga(CH\_{3})\_{3}+AsH\_{3}{\xrightarrow {}}GaAs+3CH\_{4}}}

Για μικροηλεκτρονικές εφαρμογές, η αρσίνη μπορεί να χορηγηθεί ως υποατμοσφαιρική αέρια πηγή: Σε αυτόν τον τρόπο αέριας συσκευασίας, η αρσίνη προσροφάται από ένα μικροπορώδες στερεό προσροφητικό, μέσα σε ένα κύλινδρο αερίου. Η μέθοδος αυτή επιτρέπει στο αέριο να αποθηκευθεί χωρίς χρήση πίεσης, μειώνοντας έτσι σημαντικά τον κίνδυνο να υπάρξει διαρροή αέριας αρσίνης από τον κύλινδρο. Με αυτήν τη συσκευή, η αρσίνη λαμβάνεται εφαρμόζοντας κενό στη βαλβίδα εξόδου του κυλίνδρου αερίου. Για την παραγωγή ημιαγωγών, αυτή η μέθοδος είναι πρακτική, καθώς αυτή η διεργασία συνήθως λειτουργεί σε υψηλό κενό.

### Χημικός πόλεμος

Ακόμη και πριν από το Β΄ Παγκόσμιο Πόλεμο, η αρσίνη προτάθηκε ως πιθανό χημικό όπλο. Η αέρια αρσίνη είναι άχρωμη, σχεδόν άοσμη, και 2,5 φορές πυκνότερη από τον αέρα, όπως απαιτείται για να καλύπτει το στόχο της χημικής επίθεσης. Είναι, ακόμη, θανατηφόρα σε συγκεντρώσεις πολύ μικρότερες από αυτές που απαιτούνται για να ανιχνευθεί από την οσμή της. Παρά, όμως, τα παραπάνω χαρακτηριστικά, η αρσίνη ποτέ δεν χρησιμοποιήθηκε επισήμως ως χημικό όπλο, εξαιτίας της υψηλής ευφλεκτικότητάς της και της μικρότερης αποτελεσματικότητάς της, όταν συγκρίνεται με το άφλεκτο εναλλακτικό φωσγένιο (COCl2). Από την άλλη μεριά, όμως, αρκετά οργανικά παράγωγα της αρσίνης, όπως η λιουϊσίτη [2-χλωροβινυλοδιχλωραρσίνη, As(CH=CHCl)Cl2], η ανταμσίτη (), το κλαρκ I (διφαινυλοχλωραρσίνη, Ph2AsCl) και κλαρκ II (διφαινυλοκυαναρσίνη, Ph2AsCN) έχουν αποτελεσματικά αναπτυχθεί για χρήση ως χημικά όπλα.

### Εγκληματολογία

Η αρσίνη είναι καλά γνωστή και στην εγκληματολογία, γιατί είναι ένα χημικό ενδιάμεσο για την ανίχνευση της δηλητηρίασης με αρσενικό. Η παλιά, αλλά εξαιρετικά ευαίσθητη, δοκιμή Μαρς (*Marsh test*), παράγει αρσίνη, αν στο δείγμα υπάρχει αρσενικό. Αυτή η διεργασία, που αναπτύχθηκε γύρω στα 1836 από τον Τζέημς Μαρς (*James Marsh*), βασίζεται στην επίδραση (ενός εν δυνάμει) αρσενικούχου δείγματος, από το σώμα ενός θύματος, τυπικά από το στομάχι του, με ελεύθερο από αρσενικό μεταλλικό ψευδάργυρο (Zn) και με αραιό διάλυμα θειικού οξέος (H2SO4). Αν πράγματι το δείγμα περιείχε αρσενικό, τότε παράγεται αέρια αρσίνη. Το αέριο, μετά, παρασύρεται μέσα σε ένα γυάλινο σωλήνα και αποσυντίθεται με θέρμανση γύρω στους 250–300 °C. Η παρουσία αρσενικού δείχνεται με το σχηματισμό αποθέματος στο θερμαινόμενο τμήμα του εξοπλισμού. Ταυτόχρονα, η παρουσία ενός αποθέματος μαύρου κατόπτρου, στο ψυχρό τμήμα του εξοπλισμού, δείχνει την παρουσία αντιμονίου (Sb), γιατί η πολύ ασταθής αντιμονίνη (SbH3) διασπάται ακόμη και σε χαμηλές θερμοκρασίες.

Η δοκιμή Μαρς χρησιμοποιήθηκε ευρύτατα μέχρι το τέλος του 19ου αιώνα, και κατά τις αρχές του 20ού. Στις μέρες μας εφαρμόζονται από την εγκληματολογία πιο εξελιγμένες τεχνικές, όπως η ατομική φασματοσκοπία, επαγωγικά συζευγμένο πλάσμα και η φθοροσκοπική ανάλυση ακτίνων-X.

Τοξικολογία
-----------

Για την τοξικολογία άλλων αρσενικούχων ενώσεων δείτε τα λήμματα αρσενικό (As), τριοξείδιο του αρσενικού (As2O3) και αρσενικίωση. Η τοξικότητα της αρσίνης είναι διακριτή από την αντίστοιχη των άλλων αρσενικούχων ενώσεων. Η κύρια οδός της έκθεσης σε αρσίνη είναι με εισπνοή της, αν και η δηλητηρίαση με αρσίνη μέσω επαφής της με το δέρμα έχει επίσης περιγραφεί. Η αρσίνη αντιδρά με την αιμοσφαιρίνη των ερυθρών αιμοσφαιρίων, προκαλώντας την καταστροφή τους από τον οργανισμό.

Τα πρώτα συμπτώματα της έκθεσης σε αρσίνη, που μπορεί να πάρει αρκετές ώρες για να γίνει φανερή, είναι πονοκέφαλοι, ζάλη και ναυτία, που ακολουθούνται από συμπτώματα αιμολυτικής αναιμίας, με υψηλά επίπεδα ασύζευκτης χολερυθρίνης, αιμοσφαιρινουρία και νεφροπάθεια. Σε αρκετές περιπτώσεις, η βλάβη στα νεφρά μπορεί να είναι μακροχρόνια.

Η έκθεση σε αρσίνη σε συγκεντρώσεις από 250 ppm είναι τάχιστα θανατηφόρα. Συγκεντρώσεις αρσίνης 25-30 ppm είναι θανατηφόρες μετά από έκθεση 30 λεπτών. Συγκεντρώσεις μέχρι και 10 ppm μπορεί να είναι θανατηφόρες μετά από μακρύτερη (χρονικά) έκθεση. Τα συμπτώματα της δηλητηρίασης από αρσίνη εμφανίζονται μετά από έκθεση σε συγκεντρώσεις από 0,5 ppm. Υπάρχει μικρή πληροφόρηση για τη χρόνια έκθεση σε αρσίνη, παρόλο που είναι λογική η υπόθεση ότι τα αποτελέσματα είναι κοινά με τα αποτελέσματα σε αντίστοιχη έκθεση σε άλλες αρσενικούχες ενώσεις, δηλαδή η υπόθεση ότι η μακροχρόνια έκθεση σε αρσίνη θα μπορούσε να οδηγήσει σε αρσενικίωση.

Δείτε επίσης
------------

* Κακοδυλικό οξύ
* Κακοδυλοξείδιο
* Κράμα Ντεβάρντα
* Αντιμονίνη
* Πράσινο Σέελε

Πηγές πληροφόρησης
------------------

* *Εγκυκλοπαίδεια Πάπυρος Λαρούς Μπριτάννικα* τόμος 11ος, σ.184

Παρατηρήσεις, υποσημειώσεις και αναφορές
----------------------------------------

1. ↑  Για εναλλακτικές ονομασίες δείτε τον πίνακα πληροφοριών.
2. 1 2  Holleman, A. F.; Wiberg, E. (2001) *Inorganic Chemistry* Academic Press: San Diego, ISBN 0-12-352651-5.
3. ↑  Σημείωση: Μπορεί επίσης δύο R μπορεί να παριστάνουν μια δισθενή ρίζα ή και τρία R μια τρισθενή, σχηματίζοντας έτσι και ετεροκυκλικές αρσίνες.
4. ↑  "Medical Management Guidelines for Arsine (AsH3)". Agency for Toxic Substances & Disease Registry.
5. 1 2 3 4  Institut National de Recherche et de Sécurité (2000). Fiche toxicologique nº 53: Trihydrure d'arsenic (PDF). Retrieved 2006-09-06.
6. ↑  Nielsen H. H. (1952). "The Molecular Structure of Arsine". The Journal of Chemical Physics 20 (12): 1955–1956. doi:10.1063/1.1700347.
7. ↑  Bellama, J. M.; MacDiarmid, A. G. (1968). "Synthesis of the Hydrides of Germanium, Phosphorus, Arsenic, and Antimony by the Solid-Phase Reaction of the Corresponding Oxide with Lithium Aluminum Hydride". Inorganic Chemistry 7 (10): 2070–2. doi:10.1021/ic50068a024.
8. ↑  "Arsine" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd ed. G. Brauer (ed.), Academic Press, 1963, NY, Vol. 1. p. 493.
9. ↑  Herrmann, W. A.; Koumbouris, B.; Schaefer, A.; Zahn, T.; Ziegler, M. L. (1985). "Generation and Complex Stabilization of Arsinidene and Diarsine Fragments by Metal-Induced Degradation of Monoarsine". Chemische Berichte 118 (6): 2472–88. doi:10.1002/cber.19851180624.
10. ↑  King, E. J. (1959) Qualitative Analysis and Electrolytic Solutions Harcourt, Brace, and World; New York
11. ↑  Atwood, D. A.; Cowley, A. H.; Harris, P. R.; Jones, R. A.; Koschmieder, S. U.; Nunn, C. M.; Atwood, J. L.; Bott, S. G. (1993). "Cyclic Trimeric Hydroxy, Amido, Phosphido, and Arsenido Derivatives of aluminum and gallium. X-ray Structures of [tert-Bu2Ga(m-OH)]3 and [tert-Bu2Ga(m-NH2)]3". Organometallics 12: 24–29. doi:10.1021/om00025a010.
12. ↑  Suchard, Jeffrey R. (March 2006). "CBRNE — Arsenicals, Arsine". *EMedicine*. Retrieved 2006-09-05.
13. ↑  R. Minkwitz, R.; Kornath, A.; Sawodny, W.; Härtner, H. (1994). "Über die Darstellung der Pnikogenoniumsalze AsH4+SbF6−, AsH4+AsF6−, SbH4+SbF6−". *Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie* **620** (4): 753–756. doi:10.1002/zaac.19946200429.
14. ↑  Fowler B. A. Weissberg J. B. (1974). "Arsine poisoning". *New England Journal of Medicine* **300** (22): 1171–1174. doi:10.1056/NEJM197411282912207.
15. ↑  Hatlelid K. M. (1996). "Reactions of Arsine with Hemoglobine". *Journal of Toxicology and Environmental Health Part A* **47** (2): 145–157. doi:10.1080/009841096161852.

|  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |
| --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- |
| 

| π • σ • ε
Ενώσεις και ορυκτά του αρσενικού |
| --- |
|  |
| Ανόργανες ενώσεις | 
AsH3  · AsCl3  · KAsO2 |
|  |
| Οργανικές ενώσεις | 
AsR3  · MeAsH2  · MeAsCl2  · EtAsCl2  · Αρσολάνιο |
|  |
| Ορυκτά του αρσενικού | 
Ααρίτης  · Αγαρδίτης  · Αδαμίτης  · Ανναβεργίτης  · Αρθουρίτης  · Αρσενόλιθος  · Αρσενιοσιδηρίτης  · Αρσενοπυρίτης  · Αττικαΐτης  · Γερσδορφίτης  ·  · Γεωργιαδεσίτης  · Εναργίτης  · Ερυθρίτης  · Ζαλεσιίτης  · Ηλιοφυλλίτης  · Θορικοσίτης  · Ιραρσίτης  · Καμαριζαΐτης  · Καρμινίτης  · Κοβαλτίτης  · Κονιχαλκίτης  · Λαβενδουλάνης  · Λαντλοκίτης  · Λεγκραντίτης  · Μερτιεΐτης  · Μιμητίτης  · Μιξίτης  · Μπωνταντίτης  · Νεάλιθος  · Νικελίνης  · Ολιβενίτης  · Ρενιερίτης  · Σανδαράχη (ερυθρά)  · Σανδαράχη (κίτρινη)  · Σαφφλορίτης  · Σκοροδίτης  · Σκουττερουδίτης  · Σπερρυλίτης  · Τενναντίτης  · Φαρμακοσιδηρίτης  · Ψευδαργυρολιβενίτης |

 |


|  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |
| --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- |
| 

| π • σ • ε
Ανόργανες ενώσεις υδρογόνου (H) |
| --- |
|  |
| Με αλογόνα(F,Cl,Br,I,At) | 
HF  · HCl  · HBr  · HI  · HAtHF(aq)  · HCl(aq)  · HBr(aq) |
|  |
| Με χαλκογόνα(O,S,Se,Te,Po) | 
H2O  · D2O  · H3O+  · H2O2  · H2O3  · H2O4  H2S  · H2SO  · H2SO3  · H2SO4  H2Se  · H2Te  · PoH2  HFO  · HFO2  · HClO  · HBrO |
|  |
| Με πνικτογόνα(N,P,As,Sb,Bi) | 
NH3  · N2H4  · NH=NH  · N3H5  · NH2N=NH  · Τριαζιριδίνη  · N4H6  · PH2NH2  · NH2F  · NHF2  · NH2C)  · NH2Br  · NH2OH  · NH2NHOH  · NH2SH  · NH2NF2  · NH2NHCl  · HNO  · HNO2  · HNO3  · HCN  · HSCN  · ΝΗΟ2  · Οξαδιαζιριδίνη
 PH3  ·  P2H4  · PH2OH  · H3PO4  AsH3SbH3 |
|  |
| Με στοιχεία της ομάδας του άνθρακα(C),Si,Ge,Sn,Pb) | 
H2CO3  SiH4  · Si2H6  · Si3H8  · Si3H6  · SiH2=SiH2  · HSi≡SiH  · SiH3F  · SiH3Cl  · SiH3Br  · SiH2F2  · SiH2ClF  · SiH3SiHF2  · SiH3OH  · SiH2(OH)2  · SiH3SiH2OH  · Δισιλοξάνιο  · SiH3NH2  · SiH3NHSiH3  · SiH2=NH  · SiH2(NH2)2  · SiH3SiH2OH  · H2NSiH2OH  · SiH3PH2GeH4  · SiH3GeH3SnH4PbH4 |
|  |
| Με βόριο (B) | 
BH3  · B2H4  · B2H6  · B3H3  · B3H5  · B3H7  · Οξαδιβοριράνιο(3) |
|  |
| Με αλκαλιμέταλλα (Li,Na,K,Rb,Cs,Fr) | 
LiH  · NaH  · KH  · RbH  · CsH  · LiBH4  · Be(BH4)2  · LiΑlΗ4Υδροξείδιο του λιθίου (LiOH)  · Όξινο θειούχο λίθιο (LiSH)  · Υδροξείδιο του νατρίου (NaOH)  · Υδροξείδιο του καλίου (KOH) Λιθιαμίδιο (LiNH2)  · Σιλυλολίθιο (LiSiH3) |
|  |
| Με αλκαλικές γαίες (Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra) | 
Υδρίδιο του βηρυλλίου (BeH2)  · Υδρίδιο του μαγνησίου (MgH2)  · Υδροξείδιο του βηρυλλίου [Be(OH)2]  |
|  |
| Με άλλα μέταλλα | 
Υδρίδιο του χαλκού (CuH)  · Διυδρίδιο του πλουτωνίου (PuH2)  · Τριυδρίδιο του πλουτωνίου (PuH3)  · Τριυδροξείδιο του κιουρίου [Cm(OH)3] |
|  |
| Με ευγενή αέρια(He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn) | 
Φθοροϋδρίδιο του αργού (HArF)  · Ξενικό οξύ (H2XeO4)  · Υπερξενικό οξύ (H4XeO6) |

 |


|  |  |  |
| --- | --- | --- |
| 

|  |  |
| --- | --- |
| Καθιερωμένοι όροι | 
* GND: 4143106-6

 |

 |