Voir la source de Ion

{{voir homophone|Yon}}
{{Voir homonymes}}
[[Fichier:Periodic table ion Tableau périodique ion.png|vignette|
[[Tableau périodique des éléments|Tableau périodique]] avec quelques atomes en lien avec leur forme ionique la plus répandue. La charge des ions indiqués (sauf H{{exp|+}}) a comme logique d'avoir la même structure électronique que le [[gaz noble]] (cadre rouge) le plus proche.]]

Un '''ion''' est un [[atome]] ou un groupe d'atomes portant une [[charge électrique]], parce que son nombre d'[[électron]]s est différent de son nombre de [[proton]]s. On distingue deux grandes catégories d'ions : les [[cation]]s, chargés positivement, et les [[anion]]s, chargés négativement.

[[Fichier:Autoprotolyse eau simplifiee.svg|vignette|[[Autoprotolyse]] de l'[[eau]] en un [[Hydroxyde|ion hydroxyde]] (OH<sup>−</sup>, aussi noté HO<sup>−</sup>) et un [[hydron|ion hydrogène]] (H<sup>+</sup>).]]
Le signe et la valeur de cette charge électrique sont indiqués en [[exposant (typographie)|exposant]] à la fin de la [[formule chimique]] de l'ion, en multiple de la [[charge élémentaire]] ''e'' (quand l'ion ne porte qu'une charge, on n'indique que le signe). Exemples : Cu{{exp|2+}} représente l'[[ion cuivre]] (II) de charge 2''e'', Na{{exp|+}} l'[[ion sodium]] de charge ''e'', Cl<sup>−</sup> l'[[Chlorure|ion chlore]] de charge −''e''.

Un '''composé ionique''' est un [[composé chimique]] constitué d'ions positifs et négatifs, mais globalement neutre.

== Étymologie ==
Le [[Nom (grammaire)|substantif]] [[Genre grammatical|masculin]]<ref name="Académie">{{Académie|ion|édition=9}} (consulté le 3 septembre 2016).</ref>{{,}}<ref name="CNRTL">{{CNRTL|ion|élision=oui}} (consulté le 3 septembre 2016).</ref>{{,}}<ref name="Larousse">Entrée {{lien web |langue=fr |titre=ion |url=http://www.larousse.fr/dictionnaires/francais/ion/44184 |site=Dictionnaires de français en ligne |éditeur=[[Éditions Larousse|Larousse]] |consulté le=3 septembre 2016}}.</ref> ''ion'' a été [[Emprunt lexical|emprunté]] à l'[[anglais]] ''{{langue|en|texte=ion}}''<ref name="Académie" />{{,}}<ref name="CNRTL" />{{,}}<ref name="Larousse" />, mot formé en 1834 par le [[physicien]] [[Royaume-Uni|britannique]] [[Michael Faraday]]<ref name="CNRTL" /> par emprunt au [[grec ancien]] {{langue|grc|texte=ἰόν}}<ref name="CNRTL" /> (ion), se traduisant par « allant, qui va », participe présent neutre du verbe {{lang|grc|ἰέναι}}, « aller ».

== Histoire ==
[[Fichier:Michael Faraday Millikan-Gale-1906.jpg|gauche|vignette|178x178px|Photographie de Michael Faraday en 1860.]]
Le nom {{citation|ion}} a été donné en 1834 par [[Michael Faraday]], pour désigner les espèces chimiques responsables de la [[conductivité électrique]] dans les solutions. Faraday voulait expliquer le transport du courant dans les solutions d'électrolytes. Ce néologisme sert d'abord à désigner les espèces chimiques migratrices vers l'[[anode]] ou la [[cathode]] d'une pile ou d'une batterie : il provient simplement du grec {{Grec ancien|ἰών|iốn}}, participe présent de {{Grec ancien|εἶμι|eĩmi}}, « aller ». L'Académie des sciences l'enregistre dans la langue française en 1842. Faraday pense que la décomposition ionique est provoquée par le courant électrique. Mais les études ultérieures au voisinage des électrodes montrent des difficultés, en particulier pour comprendre l'apparition des produits de l’électrolyse aux électrodes. Pour garder une cohérence à la théorie, il faut se résoudre à affirmer que les ions apparaissent simplement, lorsque les [[sel (chimie)|sels]] se dissolvent naturellement dans des phases [[liquide]]s et sont donc présents, antérieurement à toute excitation électrique ou application d'un [[champ électrique]] important. L'explication de la [[Dissolution (chimie)|dissolution]] des sels est longtemps restée une énigme : ce sont les physiciens et chimistes pionniers en [[électrochimie]] qui, étudiant la conductibilité électrique des solutions, ont soupçonné une possible voie de recherche. [[Theodor Grotthuss]], [[Rudolf Clausius]], [[Johann Wilhelm Hittorf]], [[Edward Frankland]], [[Wilhelm Ostwald]], [[Svante August Arrhenius]] sont des partisans de la théorie de l'ionisation en solution.

Dès 1853, Hittorf étudie les variations de [[Concentration (chimie)|concentration]]s au voisinage des électrodes. Il en conclut que les ions d'une solution migrent avec des vitesses différentes vers les électrodes. Il caractérise les ions par un nombre de transport et affirme que la conductivité est fonction de la réactivité chimique. Clausius démontre en 1857 la validité de la [[loi d'Ohm]] pour la solution d'électrolytes et postule l'existence d{{'}}''ions libres'' avant toute application du champ électrique. [[Friedrich Kohlrausch (physicien)|Kohlrausch]] étudiant les électrolytes forts (entièrement [[dissociation (chimie)|dissociés]]) démontre que la conductivité limite d'une solution est la somme des mobilités électriques des ions. Les travaux théoriques de [[Jacobus Henricus van 't Hoff]] et [[François-Marie Raoult]] sur les solutions salines permettent vers 1880 la prise en compte globale de leurs propriétés : [[Osmose|osmotiques]], [[tonométrie|tonométriques]], [[cryoscopie|cryoscopiques]] et [[ébulliométrie|ébulliométriques]].

En 1885, le Suédois Svante August Arrhenius répond à ce « cahier des charges » en proposant une explication théorique, acceptée non sans une profonde résistance durable par une majeure partie de la [[communauté scientifique]], du mécanisme de conduction en solution, théorie pour laquelle il est récompensé plus tard par le [[prix Nobel de chimie]] en 1903. Cette théorie qui pose les fondements de la chimie ionique met aussi à l'épreuve : les considérations sur les équilibres, validant ainsi la [[loi de Guldberg et Waage]], et les raisonnements de [[Marcellin Berthelot]] sur l'effet thermique des [[réaction chimique|réactions]].

Des faisceaux d’ions de haute énergie sont utilisés en [[physique atomique]], [[physique nucléaire]] et [[physique des particules]] (voir [[accélérateur de particules]]). Des faisceaux de basse énergie sont utilisés dans l'analyse des surfaces (voir [[SIMS]]).

== Cations et anions ==
[[Fichier:Ions hydrogene fr.svg|vignette|redresse=2|L'[[atome d'hydrogène]] (au centre) est constitué d'un [[proton]] et d'un [[électron]]. La perte de son électron en fait un cation (à gauche). Le gain d'un électron en fait un anion (à droite).]]
Puisque la charge électrique d'un proton (+) est égale en intensité à la charge d'un électron (−), la charge électrique de l'ion est égale au nombre de protons moins le nombre d'électrons.

Un '''[[anion]]''' (−), du {{Grec ancien|ἄνω|ánō}}, « vers le haut », est un ion ayant plus d'électrons que de protons, ce lui donne une charge nette négative (car les électrons sont chargés négativement et les protons sont chargés positivement)<ref>{{Lien web|titre=Geology Class Notes|url=http://ruby.colorado.edu/~smyth/G101-2.html|site=ruby.colorado.edu|consulté le=2018-02-24}}.</ref>. Exemples : Cl<sup>−</sup> pour l'[[Chlorure|ion chlorure]] (ou chlorure), Br<sup>−</sup> pour l'[[Bromure|ion bromure]] (ou bromure).

Un '''[[cation]]''' (+), du grec {{Grec ancien|κάτω|kátō}}, « vers le bas », est un ion ayant moins d'électrons que de protons, ce lui donne une charge nette positive. Exemples : K<sup>+</sup> pour l'[[ion potassium]], Ca<sup>2+</sup> pour l'[[ion calcium]].

Il existe d'autres noms pour les ions à charge multiple. Par exemple, un ion avec une charge −2 est connu comme un [[dianion]], et un ion avec une charge +2 est connu comme un [[dication]].

On notera le cas particulier du [[zwitterion]], qui est une molécule neutre avec des charges positives et négatives à différents endroits de la molécule<ref>{{Lien web|titre=The Amino Acids|url=http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/1biochem/amino2.html#zwitter|site=chemed.chem.purdue.edu|consulté le=2018-02-24}}.</ref>.

Les cations et les anions peuvent être classés en fonction de la taille de leur [[rayon ionique]]. Les cations sont relativement de petite taille : la plupart d'entre eux ont un rayon de {{unité|0,8|e=-10|m}} ({{unité|0.8|Å}}), tandis que les anions sont généralement plus grands, avec un rayon de {{unité|1,3|e=-10|m}} ({{unité|1.3|Å}}). De ce fait, il est évident que la majorité de l'espace dans les [[Cristal|cristaux]] ioniques est occupé par les anions, avec les cations qui s'insèrent entre eux<ref>{{Ouvrage|langue=en|prénom1=Linus|nom1=Pauling|titre=The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals|sous-titre=an introduction to modern structural chemistry|lieu=Ithaca/New York|éditeur=[[Cornell University Press]]|année=1960|pages totales=644|isbn=0-8014-0333-2|lire en ligne=https://books.google.com/books?id=L-1K9HmKmUUC&pg=PA544|consulté le=2018-02-24}}.</ref>.

== Classification ==
Les ions sont caractérisés par :
* la nature de leur charge :
** [[cation]]s : ions chargés positivement,
** [[anion]]s : ions chargés négativement,
** [[zwitterion]]s : molécules neutres mais possédant des charges positives et négatives ([[Acide aminé|acides aminés]]…) ;
* le nombre d'[[atome]]s qui les composent :
** [[Ion monoatomique|monoatomiques]] : ions constitués d’un seul atome,
** [[Ion polyatomique|polyatomiques]] : ions constitués d’au moins deux atomes ;
* leur composition :
** [[Composé inorganique|inorganique]],
** [[Composé organique|organique]] ;
* leur dépendance du [[potentiel hydrogène|pH]] : 
** ions forts : [[dissociation (chimie)|dissociation]] complète quel que soit le pH :
*** anions : [[sulfonate]], [[sulfate]], [[halogénure]]s{{etc.}},
*** cations : [[ammonium quaternaire]], Na{{exp|+}}, K{{exp|+}}, Mg{{exp|2+}}, Ca{{exp|2+}}{{etc.}},
** ions faibles : dissociation partielle dépendante du pH :
*** anions : [[carboxylate]]…,
*** cations : [[ammonium]]s tertiaire, secondaire et primaire{{etc.}}

== Composés ioniques ==
Un composé ionique est un [[composé chimique]] créé par association d'ions.
{| class="wikitable"
! style="background:aliceblue;" |Composés ioniques
! style="background:aliceblue;" |Formules
! style="background:aliceblue;" |Ions
|-
|[[Chlorure de sodium]] (sel)
|NaCl
|Na<sup>+</sup> et Cl<sup>−</sup>
|-
|[[Hydroxyde de sodium]] (soude)
|NaOH
|Na<sup>+</sup> et OH<sup>−</sup>
|-
|[[Hydroxyde de potassium]] (potasse)
|KOH
|K<sup>+</sup> et OH<sup>−</sup>
|-
|[[Sulfate de cuivre]]
|CuSO<sub>4</sub>
|Cu<sup>2+</sup> et SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>
|-
|[[Nitrate d'argent]]
|AgNO<sub>3</sub>
|Ag<sup>+</sup> et NO<sub>3</sub><sup>−</sup>
|-
|[[Chlorure d'argent]]
|AgCl
|Ag<sup>+</sup> et Cl<sup>−</sup>
|-
|[[Permanganate de potassium]]
|KMnO<sub>4</sub>
|K<sup>+</sup> et MnO<sub>4</sub><sup>−</sup>
|-
|[[Dichromate de potassium]]
|K<sub>2</sub>Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub>
|2 K<sup>+</sup> et Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub><sup>2−</sup>
|-
|[[Chlorure de fer(III)|Chlorure de fer (III)]]
|FeCl<sub>3</sub>
|Fe<sup>3+</sup> et 3 Cl<sup>−</sup>
|}

=== Électroneutralité ===
Comme tous les composés chimiques, les composés ioniques sont électriquement neutres. De ce fait, ils contiennent à la fois des cations et des anions, dans des proportions telles que les charges positives des cations compensent exactement les charges négatives des anions. Cette propriété est valable pour les corps purs (solides ou liquides) comme pour les solutions ioniques.

Exemple : le [[chlorure de calcium]] ({{fchim|CaCl|2}}) solide est constitué d'ions calcium Ca{{exp|2+}} et d'ions chlorure Cl{{exp|−}}. La charge d'un ion calcium vaut +2''e'' (deux [[charge élémentaire|charges élémentaires]]), tandis que celle d'un ion chlorure vaut −''e'' : pour que l'ensemble soit neutre, les proportions des ions sont de deux ions chlorure pour un ion calcium. La formule ionique de ce sel est donc (Ca{{exp|2+}}, 2 Cl{{exp|−}}), sa [[Formule statistique (chimie)|formule statistique]] est {{fchim|CaCl|2}}.

=== Solides ioniques ===
Les solides ioniques sont constitués d'un empilement alterné de cations et d'anions reliés par des liaisons dites « [[liaison ionique|ioniques]] » ; la cohésion de l'ensemble est assurée par les forces électrostatiques. Par exemple, le [[sel de table]] ([[chlorure de sodium]]) est un empilement d'ions chlorure et d'ions sodium. De nombreux solides ioniques sont très solubles dans l'[[eau]] ou d'autres [[solvant polaire|solvants polaires]], car les ions y sont facilement [[Solvatation|solvatés]] (interaction favorable avec les molécules du solvant), même s'il existe des solides ioniques très peu solubles dans l'eau comme le [[chlorure d'argent]] ou le [[sulfate de baryum]]. Ces derniers [[composé chimique|composés]] sont obtenus comme [[précipité]]s dans des [[Chimie analytique|méthodes analytique]]s basées sur des [[titrage]]s.

=== Solutions ioniques ===
Un liquide contenant des ions parmi le solvant est appelé « solution ionique ». Dans la solution, les ions se déplacent facilement sous l'effet d'un champ électrique, d'où la forte conductibilité électrique des solutions ioniques. La mesure de la conductivité électrique d'une solution ([[conductimétrie]]) permet donc d'estimer sa teneur globale en ions. Une solution ionique est électriquement neutre.

Ainsi, l'eau des [[océan]]s, qui constituent la plus importante réserve hydrique de la Terre, est riche en ions :
 
{| align=center border=0 cellpadding=9 cellspacing=1
|----- bgcolor=lightblue
| align=center colspan=11 | '''Concentration approximative des principaux ions dans l'[[eau de mer]] normale'''
|----- bgcolor=eeeeee
| Ions || align=center | Cl{{exp|−}} || align=center | Na{{exp|+}} || align=center | SO{{ind|4}}{{exp|2−}} || align=center | Mg{{exp|2+}} || align=center | Ca{{exp|2+}} || align=center | HCO{{ind|3}}{{exp|−}} || align=center | Br{{exp|−}} || align=center | CO{{ind|3}}{{exp|2−}} || align=center | Sr{{exp|2+}} || align=center | F{{exp|−}}
|-----
| {{unité|mg/l}} || align=center | {{formatnum:19000}} || align=center | {{formatnum:11000}} || align=center | {{formatnum:2700}} || align=center | {{formatnum:1300}} || align=center | 420 || align=center | 110 || align=center | 73 || align=center | 15 || align=center | 8,1 || align=center | 1,3
|}

La [[quantité de matière]] d'une espèce ionique dans un volume de solution est appelé « [[concentration molaire]] » de cette espèce d'ions. Si S est la solution et X l'espèce ionique, la concentration molaire [X] est donnée par :
:<math>[\mathrm X]=\frac{n_\mathrm X}{V_\mathrm S}</math> &nbsp;ou&nbsp; <math>[\mathrm X]=\frac{m_\mathrm X}{V_\mathrm S \, M_\mathrm X}</math>,
où <math>n_\mathrm X</math> est le nombre de moles de X dissoutes dans le volume <math>V_\mathrm S</math> de solution, <math>m_\mathrm X</math> la masse de X dissoute et <math>M_\mathrm X</math> la [[masse molaire]] de X.

Cependant, dans le langage courant, on utilise davantage la [[concentration massique]], donnée par :
:<math>C_\mathrm m(\mathrm X)=\frac{m_\mathrm X}{V_\mathrm S}</math>.

== Ionisation de composés moléculaires ==
Dans certains corps moléculaires, certains atomes attirent plus les électrons de liaisons que d'autres. On dit alors que les liaisons entre atomes sont [[polarité (chimie)|polarisées]].
Au contact d'un solvant polaire, comme l'[[eau]], les molécules de ces composés, tels l'[[acide sulfurique]], l'[[ammoniac]] ou le [[dioxyde de carbone]], se dissocient en ions au cours de la dissolution.

== Notation ==
[[Fichier:Ions notation.svg|vignette|Notations équivalentes pour un atome de [[fer]] (Fe) qui a perdu deux électrons, aussi nommé [[Ferreux (ion)|ion ferreux]].]]
Les ions sont notés en tenant compte de la différence entre le nombre de protons et le nombre d'[[électron]]s. Par exemple, le [[sodium]] perd facilement son [[couche de valence|électron de valence]] pour prendre la configuration d'un [[gaz noble]]. Lorsqu'il a perdu cet électron, il a un proton de plus que d'électrons : l'ion est noté Na<sup>+</sup>. Le magnésium, qui perd facilement deux électrons, devient l'ion Mg{{exp|2+}}{{etc.}}
{{ancre|astronomie}}

En [[astronomie]], les atomes ionisés sont notés sous la forme « [[symbole chimique]] - [[numération romaine]] ». Le chiffre romain « I » désigne l'atome neutre, alors que les suivants désignent l'état d'ionisation. Par exemple, l'[[hydrogène ionisé]] est ainsi noté « HII » ou « {{nobr|H II}} ». L'[[oxygène|oxygène neutre]] est noté {{nobr|O I}}, alors que l'[[oxygène doublement ionisé]] est noté {{nobr|O III}}. Ces notations sont utilisées pour qualifier les [[Région HII|régions d'hydrogène ionisé]] (régions HII ou {{nobr|H II}}), qui sont des [[Nébuleuse en émission|nébuleuses en émission]] majoritairement composées d'[[hydrogène]] [[Ionisation|ionisé]].

Lorsqu'elles concernent des [[raie d'émission|raies d'émission]] [[Raie de transition interdite|interdites]] ou semi-interdites, les notations sont entourées d'un ou deux [[crochet (typographie)|crochets]] ({{nobr|[ ]}}). Ainsi, {{nobr|[Fe II]}} désigne les raies d'émission interdites de la première ionisation du [[fer]], alors que {{nobr|[Ca III]}} désigne les raies semi-interdites du [[calcium doublement ionisé]].

== Ions communs ==
{| style="margin-bottom: 21px;"
| valign="top" |
{| class="wikitable"
|+Cations communs
! style="text-align: left" |Nom commun
! style="text-align: left" |Formule
!Autre nom
|-
! colspan="3" style="background:aliceblue;" |''Cations monoatomiques''
|-
|[[Aluminium]] (III)
|Al<sup>3+</sup>
|
|-
|[[Baryum]] (II)
|Ba<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Béryllium]] (II)
|Be<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Calcium]] (II)
|Ca<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Chrome]] (III)
|Cr<sup>3+</sup>
|
|-
|[[Cuivre]] (I)
|Cu<sup>+</sup>
|Ion cuivreux 
|-
|[[Cuivre]] (II)
|Cu<sup>2+</sup>
|Ion cuivrique
|-
|[[Ion hydrogène]]
|H<sup>+</sup>
|
|-
|[[Fer]] (II)
|Fe<sup>2+</sup>
|Ion ferreux 
|-
|[[Fer]] (III)
|Fe<sup>3+</sup>
|Ion ferrique
|-
|[[Plomb]] (II)
|Pb<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Plomb]] (IV)
|Pb<sup>4+</sup>
|
|-
|[[Lithium]] (I)
|Li<sup>+</sup>
|
|-
|[[Magnésium]]
|Mg<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Manganèse]] (II)
|Mn<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Mercure (chimie)|Mercure]] (II)
|Hg<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Potassium]] (I)
|K<sup>+</sup>
|
|-
|[[Argent]] (I)
|Ag<sup>+</sup>
|
|-
|[[Sodium]] (I)
|Na<sup>+</sup>
|
|-
|[[Strontium]] (II)
|Sr<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Étain]] (II)
|Sn<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Étain]] (IV)
|Sn<sup>4+</sup>
|
|-
|[[Zinc]] (II)
|Zn<sup>2+</sup>
|
|-
! colspan="3" style="background:aliceblue;" |''Cations polyatomiques''
|-
|[[Ammonium]]
|{{Formule chimique|NH|4}}<sup>+</sup>
|
|-
|[[Ion hydronium]]
|H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
|[[Ion oxonium]]
|-
|[[Mercure (chimie)|Mercure]] (I)
|{{Formule chimique|Hg|2}}<sup>2+</sup>
|
|-
|[[Diamine argent]]
|Ag(NH<sub>3</sub>)<sub>2</sub><sup>+</sup>
|
|}
| valign="top" |
{| class="wikitable"
|+ Anions communs
! style="text-align: left" |Nom commun
! style="text-align: left" |Formule
|-
! colspan="2" style="background:aliceblue;" |''Anions monoatomiques''
|-
|[[Bromure]]
|Br<sup>−</sup>
|-
|[[Chlorure]]
|Cl<sup>−</sup>
|-
|[[Fluorure]]
|F<sup>−</sup>
|-
|[[Hydrure]]
|H<sup>−</sup>
|-
|[[Iodure]]
|I<sup>−</sup>
|-
|[[Nitrure]]
|N<sup>3−</sup>
|-
|[[Oxyde]]
|O<sup>2−</sup>
|-
|[[Sulfure]]
|S<sup>2−</sup>
|-
! colspan="2" style="background:aliceblue;" |''Anions polyatomiques''
|-
|[[Carbonate]]
|{{Formule chimique|CO|3}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Chlorate]]
|{{Formule chimique|ClO|3}}<sup>−</sup>
|-
|Chromate (en)
|{{Formule chimique|CrO|4}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Dichromate]]
|{{Formule chimique|Cr|2|O|7}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Dihydrogénophosphate]]
|{{Formule chimique|H|2|PO|4}}<sup>−</sup>
|-
|[[Bicarbonate]]
|{{Formule chimique|HCO|3}}<sup>−</sup>
|-
|[[Hydrogénosulfate]]
|{{Formule chimique|HSO|4}}<sup>−</sup>
|-
|[[Bisulfite]]
|{{Formule chimique|HSO|3}}<sup>−</sup>
|-
|[[Hydroxyde]]
|OH<sup>−</sup>
|-
|[[Hypochlorite]]
|ClO<sup>−</sup>
|-
|[[Hydrogénophosphate]] 
|{{Formule chimique|HPO|4}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Nitrate]]
|{{Formule chimique|NO|3}}<sup>−</sup>
|-
|[[Nitrite]]
|{{Formule chimique|NO|2}}<sup>−</sup>
|-
|[[Perchlorate]]
|{{Formule chimique|ClO|4}}<sup>−</sup>
|-
|[[Permanganate]]
|{{Formule chimique|MnO|4}}<sup>−</sup>
|-
|[[Peroxyde]]
|{{Formule chimique|O|2}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Phosphate]]
|{{Formule chimique|PO|4}}<sup>3−</sup>
|-
|[[Sulfate]]
|{{Formule chimique|SO|4}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Sulfite]]
|{{Formule chimique|SO|3}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Superoxyde]]
|{{Formule chimique|O|2}}<sup>−</sup>
|-
|[[Thiosulfate]]
|{{Formule chimique|S|2|O|3}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Silicate]]
|{{chem|SiO|4}}<sup>4−</sup>
|-
|[[Métasilicate]]
|{{chem|SiO|3}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Silicate d'aluminium]]
|{{chem|AlSiO|4}}<sup>−</sup>
|-
! colspan="2" style="background:aliceblue;" |''Anions organiques''
|-
|[[Acétate]]
|{{chem|CH|3|COO}}<sup>−</sup>
|-
|[[Formiate]]
|{{chem|HCOO}}<sup>−</sup>
|-
|[[Oxalate]]
|{{chem|C|2|O|4}}<sup>2−</sup>
|-
|[[Cyanure]]
|CN<sup>−</sup>
|}
|}

== Notes et références ==
{{Traduction/Référence|en|Ion|826288551|type=note}}
{{Références}}

== Voir aussi ==
{{Autres projets| wikt=ion| commons=Category:Ions}}
{{catégorie principale}}

=== Bibliographie ===
* Pierre Bianco, ''De la pile de Volta à la conquête de l'espace, deux siècles d'électrochimie 1799-1999'', publication de l'université de Provence, 1998, 266{{nb p.}} {{ISBN|978-2-85399-432-3}}. Voir en particulier le {{nobr|chapitre 9}} sur l'étude des solutions d'électrolytes, intitulé « Une nouvelle voie pour l'électrochimie… ».

=== Articles connexes ===
* [[Énergie d'ionisation]]
** [[Liste d'énergies d'ionisation]]
* [[Charge électrique]]
* [[Atome]]
* [[Accélérateur de particules]]
* [[Polymère ionique]]
* [[Théorie de Debye-Hückel]]

=== Liens externes ===
* {{Autorité}}
* {{Bases}}
* {{Dictionnaires}}

{{Portail|physique|chimie|matériaux}}

[[Catégorie:Ion| ]]
[[Catégorie:Chimie physique]]