Енергетичні рівні та підрівні атомні орбіталі. Як заповнюються електронні рівні, підрівні та орбіталі у міру ускладнення атома

Багатоелектронного атома

Енергетичний рівень n	Енергетичний підрівень	Позначення орбіталі	Число орбіталей n	Число електронів 2n
l	вид орбіталі
		s	1s
2		s p	2s 2p	3 4	2 8
3		s p d	3s 3p 3d	3 9	6 18
4		s p d f	4s 4p 4d 4f	3 16	6 32

Магнітне квантове число m lв межах даного рівня ( n, l = const)набуває всіх цілих значень від + lдо – l,включаючи нуль. Для s-підрівня ( n = const, l = 0) можливе лише одне значення m l = 0, звідки випливає, що на s-підрівні будь-якого (від першого до сьомого) енергетичного рівня міститься одна s-АТ.

Для p-підрівня ( n> 1, l = 1) m lможе приймати три значення +1, 0, -1, отже на p-підрівні будь-якого (від другого до сьомого) енергетичного рівня міститься три p-АТ.

Для d-підрівня ( n> 2, l = 2) m lмає п'ять значень +2, +1, 0, -1, -2 і, як наслідок, d-підрівень будь-якого (від третього до сьомого) енергетичного рівня обов'язково містить п'ять d-АТ.

Аналогічно для кожного f-підрівня ( n> 3, l = 3) mмає сім значень +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 і тому будь-який f-підрівень містить сім f-АТ.

Таким чином, кожна атомна орбіталь однозначно визначається трьома квантовими числами – головним n, орбітальним lта магнітним m l.

При n = constсуворо визначені всі значення, що відносяться до даного енергетичного рівня l, а при l = const -всі значення, що відносяться до даного енергетичного підрівня значення m l.

Зважаючи на те, що кожна орбіталь може максимально заповнюватися двома електронами, число електронів, яке може розміститися на кожному енергетичному рівні та підрівні, удвічі більше за кількість орбіталей на даному рівні або підрівні. Оскільки електрони, що знаходяться в одній атомній орбіталі, мають однакові значення квантових чисел n, lі m lдля двох електронів на одній орбіталі використовується четверте, спинове квантове число s, Яке визначається спином електрона.

Відповідно до принципу Паулі можна стверджувати, що кожен електрон в атомі однозначно характеризується своїм набором чотирьох квантових чисел – головного n, орбітального l, магнітного mта спинового s.

Заселення електронами енергетичних рівнів, підрівнів та атомних орбіталей підпорядковується наступному правилу (принцип мінімуму енергії): у незбудженому стані всі електрони мають найменшу енергію.

Це означає, що кожен із електронів, що заповнюють оболонку атома, займає таку орбіталь, щоб атом загалом мав мінімальну енергію. Послідовне квантове зростання енергії підрівнів відбувається у такому порядку:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s -…..

Заповнення атомних орбіталей всередині одного енергетичного підрівня відбувається відповідно до правила, сформульованого німецьким фізиком Ф. Хундом (1927).

Правило Хунда: атомні орбіталі, що належать одного підрівню, заповнюються кожна спочатку одним електроном, а потім відбувається їх заповнення іншими електронами.

Правило Хунда називають принципом максимальної мультиплетності, тобто. максимально можливого паралельного спрямування спинів електронів одного енергетичного підрівня.

На найвищому енергетичному рівні вільного атома може бути трохи більше восьми електронів.

Електрони, що знаходяться на найвищому енергетичному рівні атома (у зовнішньому електронному шарі), називаються зовнішніми; число зовнішніх електронів у атома будь-якого елемента будь-коли більше восьми. Для багатьох елементів саме кількість зовнішніх електронів (при заповнених внутрішніх підрівнях) значною мірою визначає їх хімічні властивості. Для інших електронів, атоми яких мають незаповнений внутрішній підрівень, наприклад 3 d-підрівень у атомів таких елементів, як Sc, Ti, Cr, Mn та ін., Хімічні властивості залежать від числа як внутрішніх, так і зовнішніх електронів. Всі ці електрони називаються валентними; у скорочених електронних формулах атомів вони записуються після умовного позначення атомного остова, тобто після вираження у квадратних дужках.

Подібна інформація.

Енергетичні підрівні - розділ Хімія, Основи неорганічної хімії Орбітальне Квантове Число L Фор...

Відповідно до меж змін орбітального квантового числа від 0 до (n-1), у кожному енергетичному рівні можливо суворо обмежена кількість підрівнів, а саме: число підрівнів дорівнює номеру рівня.

Поєднання головного (n) та орбітального (l) квантових чисел повністю характеризує енергію електрона.Запас енергії електрона відбивається сумою (n+l).

Так, наприклад, електрони 3d-підрівня мають більш високу енергію, ніж електрони 4s-підрівня:

Порядок заповнення рівнів та підрівнів в атомі електронами визначається правилом В.М. Клечковського:заповнення електронних рівнів атома відбувається послідовно порядку зростання суми (n+1).

Відповідно до цього визначено реальну енергетичну шкалу підрівнів, за якою побудовано електронні оболонки всіх атомів:

1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…

3. Магнітне квантове число (ml)характеризує напрям електронної хмари (орбіталі) у просторі.

Чим складніша форма електронної хмари (тобто що вище значення l), то більше вписувалося варіацій в орієнтації даної хмари у просторі і більше існує окремих енергетичних станів електрона, характеризуються певним значенням магнітного квантового числа.

Математично m lприймає цілі значення від -1 до +1, включаючи 0, тобто. всього (21+1) значень.

Позначимо кожну окрему атомну орбіталь у просторі як енергетичний осередок ð, тоді число таких осередків у підрівнях становитиме:

Подуровень	Можливі значення m l	Число окремих енергетичних станів (орбіталей, осередків) у підрівні
s (l=0)		одне
p (l=1)	-1, 0, +1	три
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	п'ять
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	сім

Наприклад, куляста s-орбіталь однозначно спрямована у просторі. Гантелеподібні орбіталі кожного p-підрівня орієнтуються по трьох осях координат

4. Спинове квантове число msхарактеризує власне обертання електрона навколо своєї осі та приймає всього два значення:

p-підрівень + 1/2 і - 1/2, залежно від напрямку обертання в той чи інший бік. Згідно з принципом Паулі, в одній орбіталі може розташуватися не більше 2 електронів із протилежно спрямованими (антипаралельними) спинами.

Такі електрони називаються спареними. Неспарений електрон схематично зображається однією стрілкою:.

Знаючи ємність однієї орбіталі (2 електрони) та кількість енергетичних станів у підрівні (m s), можна визначити кількість електронів у підрівнях:

Можна записати результат по-іншому: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Ці цифри слід добре запам'ятати для правильного написання електронних формул атома.

Отже, чотири квантові числа – n, l, m l , ms – повністю визначають стан кожного електрона в атомі. Усі електрони в атомі з однаковим значенням n складають енергетичний рівень, з однаковими значеннями n і l – енергетичний підрівень, з однаковими значеннями n, l та m l- Окрему атомну орбіталь (квантовий осередок). Електрони однієї орбіталі відрізняються спинами.

Враховуючи значення всіх чотирьох квантових чисел, визначимо максимальну кількість електронів у енергетичних рівнях (електронних шарах):

Великі кількості електронів (18,32) містяться тільки в глибоко лежачих електронних шарах атомів, зовнішній електронний шар може містити від 1 (у водню та лужних металів) до 8 електронів (інертні гази).

Важливо пам'ятати, що заповнення електронами електронних оболонок відбувається за принципом найменшої енергії: спочатку заповнюються рівні з мінімальним значенням енергії, потім з вищими значеннями. Ця послідовність відповідає енергетичній шкалі підрівнів В.М. Клечковського.

Електронну структуру атома відображають електронні формули, у яких вказуються енергетичні рівні, підрівні та число електронів у підрівнях.

Наприклад, атома водню 1 H всього 1 електрон, який розташовується в першому від ядра шарі на s-підрівні; електронна формула атома водню 1s 1 .

У атома літію 3 Li всього 3 електрони, з них 2 знаходяться в s-підрівні першого шару, а 1 поміщається в другий шар, який також починається s-підрівнем. Електронна формула атома літію 1s 2 2s 1 .

Атом фосфору 15 P має 15 електронів, розташованих у трьох електронних шарах. Пам'ятаючи, що s-підрівень містить не більше 2 електронів, а p-підрівень містить не більше 6, поступово розміщуємо всі електрони за підрівнями та складаємо електронну формулу атома фосфору: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

При складанні електронної формули атома марганцю 25 Mn необхідно врахувати послідовність зростання енергії підрівні: 1s2s2p3s3p4s3d…

Розподіляємо поступово всі 25 електронів Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

Остаточна електронна формула атома марганцю (з урахуванням віддаленості електронів від ядра) виглядає так:

1s 2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

Електронна формула марганцю повністю відповідає положенню його в періодичній системі: число електронних шарів (енергетичних рівнів) - 4 дорівнює номеру періоду; у зовнішньому шарі 2 електрона передостанній шар не завершений, що характерно для металів побічних підгруп; загальна кількість рухомих, валентних електронів (3d 5 4s 2) – 7 дорівнює номеру групи.

Залежно від того, який з енергетичних підрівнів в атомі -s-, p-, d- або f-забудовується в останню чергу, всі хімічні елементи поділяються на електронні родини: s-елементи(H, He, лужні метали, метали головної підгрупи 2 групи періодичної системи); p-елементи(елементи основних підгруп 3, 4, 5, 6, 7, 8 груп періодичної системи); d-елементи(Всі метали побічних підгруп); f-елементи(лантаноїди та актиноїди).

Електронні структури атомів є глибоким теоретичним обґрунтуванням структури періодичної системи, довжина періодів (тобто кількість елементів у періодах) безпосередньо випливає з ємності електронних шарів та послідовності зростання енергії підрівнів:

Кожен період починається s-елементом із структурою зовнішнього шару s 1 (лужний метал) і закінчується p-елементом зі структурою зовнішнього шару …s 2 p 6 (інертний газ). I-й період містить лише два s-елементи (H і He), II-й та III-й малі періоди містять по два s-елементи та шість p-елементи. У IV-му та V-му великих періодах між s- та p-елементами «вклинюються» по 10 d-елементів – перехідних металів, виділених у побічні підгрупи. У VI та VII періодах до аналогічної структури додається ще по 14 f-елементів, за властивостями близькими відповідно лантану та актинію та виділених у вигляді підгруп лантаноїдів та актиноїдів.

При вивченні електронних структур атомів зверніть увагу на їхнє графічне зображення, наприклад:

13 Аl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

застосовують обидва варіанти зображення: а) та б):

Для правильного розташування електронів на орбіталях потрібно знати правило Гунду:електрони в підрівні розташовуються так, щоб їхній сумарний спин був максимальним. Іншими словами, електрони насамперед займають усі вільні осередки даного підрівня.

Наприклад, якщо необхідно розмістити три p-електрони (p 3) у p-підрівні, який завжди має три орбіталі, то із двох можливих варіантів правилу Гунда відповідає перший варіант:

Як приклад розглянемо графічну електронну схему атома вуглецю:

6 C·1s 2 2s 2 2p 2

Кількість неспарених електронів у атомі – дуже важлива характеристика. Згідно з теорією ковалентного зв'язку, тільки неспарені електрони можуть утворювати хімічні зв'язки та визначають валентні можливості атома.

Якщо в підрівні є вільні енергетичні стани (незайняті орбіталі), атом при збудженні «розпарює», роз'єднує спарені електрони, та його валентні можливості підвищуються:

6 C · 1s 2 2s 2 2p 3

Вуглець у нормальному стані 2-х-валентний, у збудженому – 4-х-валентний. Атом фтору немає можливостей для збудження (бо всі орбіталі зовнішнього електронного шару зайняті), тому фтор у своїх з'єднаннях одновалентний.

приклад 1.Що таке квантові числа? Які значення вони можуть набувати?

Рішення.Рух електрона в атомі має імовірнісний характер. Навколоядерний простір, в якому з найбільшою ймовірністю (0,9-0,95) може бути електрон, називається атомною орбіталлю (АТ). Атомна орбіталь, як і будь-яка геометрична фігура, характеризується трьома параметрами (координатами), які отримали назву квантових чисел (n, l, m l). Квантові числа набувають не будь-які, а певні, дискретні (перервні) значення. Сусідні значення квантових чисел різняться на одиницю. Квантові числа визначають розмір (n), форму (l) та орієнтацію (m l) атомної орбіталі у просторі. Займаючи ту чи іншу атомну орбіталь, електрон утворює електронну хмару, яка в електронів одного й того ж атома може мати різну форму (рис. 1). Форми електронних хмар аналогічні АТ. Їх також називають електронними чи атомними орбіталями. Електронна хмара характеризується чотирма числами (n, l, m1 та m5).

Що робитимемо з отриманим матеріалом:

Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:

Твітнути

Всі теми цього розділу:

Основні закони та поняття хімії
Розділ хімії, що розглядає кількісний склад речовин та кількісні співвідношення (масові, об'ємні) між реагуючими речовинами, називається стехіометрією. Відповідно з цим,

Хімічна символіка
Сучасні символи хімічних елементів було запроваджено 1813 р. Берцеліусом. Елементи позначаються початковими літерами їхніх латинських назв. Наприклад, кисень (Oxygenium) позначається буквою О, се

Латинське коріння деяких елементів
Порядковий номер у таблиці періодичної системи Символ Російська назва

Групові назви елементів
Назва групи елементів Елементи групи Шляхетні гази He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Галогени

Назви найчастіше вживаних кислот та кислотних залишків
Формули кислоти Назва кислоти Формула кислотного залишку Назва кислотного залишку Кисневі кислоти

Одержання кислот
1 . Взаємодія кислотних оксидів (більшості) із водою: SO3 + Н2О=H2SO4; N2O5 + Н2

Номенклатура неорганічних сполук (за правилами ІЮПАК)
ІЮПАК – міжнародний союз теоретичної та прикладної хімії. Правила ІЮПАК 1970 р. є міжнародною моделлю, за якою створюються номенклатурні правила для хімічних сполук мовою соо

Перші моделі атома
У 1897 р. Дж. Томсон (Англія) відкрив електрон, а 1909р. Р. Маллікен визначив його заряд, що дорівнює 1,6 · 10-19 Кл. Маса електрона становить 9,11 · 10-28 р.

Атомні спектри
При нагріванні речовина випромінює промені (випромінювання). Якщо випромінювання має одну довжину хвилі, воно називається монохроматичним. У більшості випадків випромінювання характеризується деко

Кванти та модель Бора
У 1900 р. М. Планк (Німеччина) висловив припущення, що речовини поглинають та випускають енергію дискретними порціями, названими ним квантами. Енергія кванта Е пропорційна частоті випромінювання (ко

Подвійна природа електрона
У 1905 р. А. Ейнштейн передбачив, що будь-яке випромінювання є потік квантів енергії, званих фотонами. З теорії Ейнштейна випливає, що світло має подвійну (корпускулярно-хвильову)

Значення квантових чисел та максимальна кількість електронів на квантових рівнях та підрівнях
Квантовий Магнітне квантове число ml Число квантових станів (орбіталей) Максимальне число електронів  

Ізотопи водню
Ізотоп Заряд ядра (порядковий номер) Число електронів Атомна маса Число нейтронів N=A-Z Проти

Періодична система елементів Д.І. Менделєєва та електронна структура атомів
Розглянемо зв'язок між положенням елемента в періодичній системі та електронною будовою його атомів. У кожного наступного елемента періодичної системи на один електрон більше, ніж у попереднього

Електронні конфігурації елементів перших двох періодів
Атомний номер Елемент Електронні конфігурації Атомний номер Елемент Електронні конфігурації

Електронні конфігурації елементів
Пе-ріод Порядковий номер Еле-мент Електронна конфігурація Пе-ріод Порядковий номер Еле-мент

Періодичні властивості елементів
Так як електронна будова елементів змінюється періодично, то періодично змінюються і властивості елементів, що визначаються їх електронною будовою, такі як енергія іонізації,

Електронегативність елементів за Полінгом
Н 2,1 &

Ступені окислення миш'яку, селену, брому
Елемент Ступінь окислення З'єднання найвища нижча

Скорочені та повні рівняння ядерних реакцій
Скорочені рівняння Повні рівняння 27Al(p,

Визначення хімічного зв'язку
Властивості речовин залежать від складу, будови, від типу хімічної зв'язку між атомами в речовині. Хімічний зв'язок має електричну природу. Під хімічним зв'язком розуміють вигляд

Іонний зв'язок
При утворенні будь-якої молекули атоми цієї молекули «зв'язуються» один з одним. Причина утворення молекул полягає в тому, що між атомами молекули діють електростатичні сили. Образова

Ковалентний зв'язок
Хімічний зв'язок, що здійснюється за рахунок перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, називається ковалентним зв'язком. 4.3.1. Неполярна коваля

Метод валентних зв'язків (МВС, ПС)
Для глибокого розуміння сутності ковалентного зв'язку, характеру розподілу електронної щільності в молекулі, принципів побудови молекул простих та складних речовин, необхідний метод валентних зв'язків.

Метод молекулярних орбіталей (ММО, МО)
Хронологічно метод МО виник пізніше методу ЗС, оскільки залишалися теоретично ковалентного зв'язку питання, які могли отримати пояснення методом ЗС. Зазначимо деякі з них. Як

Основні положення ММО, МО
1. У молекулі всі електрони є загальними. Сама молекула – це єдине ціле, сукупність ядер та електронів. 2. У молекулі кожному електрону відповідає молекулярна орбіталь,

Гібридизація орбіталей та просторова конфігурація молекул
Тип молекули Вихідні орбіталі атома А Тип гібридизації Число гібридних орбіталів атома А Пр

Металевий зв'язок
Сама назва каже, що мова йтиме про внутрішню структуру металів. Атоми більшості металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість електронів. Так, по одному електрону з

Водневий зв'язок
Водневий зв'язок – це своєрідний хімічний зв'язок. Вона виникає між молекулами, до складу яких входить водень і електронегативний елемент. Такими елементами є фтор, кисло

Взаємодія між молекулами
При зближенні молекул утворюється тяжіння, що зумовлює виникнення конденсованого стану речовини. До основних видів взаємодії молекул слід віднести вандерваальсові сили,

Внесок окремих складових в енергію міжмолекулярної взаємодії
Ве-щест-во Елект-ричес-кий момент диполя, D Поля-різує-мість, м3∙1030 Енергія взаємодії, кДж/м

Загальні поняття
При протіканні хімічних реакцій змінюється енергетичний стан системи, де йде ця реакція. Стан системи характеризується термодинамічними параметрами (р, Т, с та ін.)

Внутрішня енергія. Перший закон термодинаміки
При хімічних реакціях відбуваються глибокі якісні зміни у системі, рвуться зв'язку у вихідних речовинах і з'являються нові зв'язки у кінцевих продуктах. Ці зміни супроводжуються поглинанням

Ентальпія системи. Теплові ефекти хімічних реакцій
Теплота Q і робота A функціями стану не є, бо вони є формами передачі енергії і пов'язані з процесом, а не зі станом системи. При хімічних реакціях А - це робота проти зовнішнього

Термохімічні розрахунки
Термохімічні розрахунки засновані на законі Гесса, що дозволяє розрахувати ентальпію хімічної реакції: тепловий ефект реакції залежить тільки від природи та фізичного стану вихідних речовин

Стандартні теплоти (ентальпії) освіти
деяких речовин Речовина

Хімічна спорідненість. Ентропія хімічних реакцій Енергія Гіббса
Мимоволі можуть протікати реакції, що супроводжуються не лише виділенням, а й поглинанням теплоти. Реакція, що йде при даній температурі з виділенням теплоти, за іншої температури

Другий та третій закони термодинаміки
Для систем, які не обмінюються з навколишнім середовищем ні енергією, ні речовиною (ізольовані системи), другий закон термодинаміки має таке формулювання: в ізольованих системах саме

Поняття про швидкість хімічних реакцій
Швидкістю хімічної реакції називається число елементарних актів реакції, що відбуваються в одиницю часу в одиниці об'єму (у разі гомогенні реакції) або на одиниці поверхні розділу фаз (в

Залежність швидкості реакції від концентрації реагентів
Щоб атом і молекули змогли вступити в реакцію, необхідно їхнє зіткнення один з одним, тому що сили хімічної взаємодії діють лише на дуже малій відстані. Чим більше молекул реа

Вплив температури на швидкість реакції
Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа, згідно з яким при підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій збільшується в 2-

Енергія активації
Швидку зміну швидкості реакції зі зміною температури пояснює теорія активації. Чому нагрівання викликає таке значне прискорення хімічних перетворень? Для відповіді на це запитання потрібно

Поняття про каталіз і каталізаторів
Каталіз називається зміна швидкості хімічних реакцій у присутності речовин – каталізаторів. Каталізатори – це речовини, що змінюють швидкість реакції за рахунок участі у проміжному хімі.

Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє
Реакції, що протікають в одному напрямку та йдуть до кінця, називаються незворотними. Їх не так багато. Більшість реакцій є оборотними, тобто. вони протікають у протилежних направ

Способи вираження концентрації розчинів
Концентрацією розчину називається вміст розчиненої речовини у певній масі або відомому обсязі розчину або розчинника. Розрізняють масову, молярну (мольно-об'ємну), мо

Колігативні властивості розчинів
Колігативними є властивості розчинів, які залежать від концентрації та практично не залежать від природи розчинених речовин. Вони також називаються загальними (колективними). Т

Розчини електролітів
Прикладами розчинів електролітів можуть служити розчини лугів, солей та неорганічних кислот у воді, розчини ряду солей та рідкому аміаку та деяких органічних розчинниках, наприклад ацетоніт

У розчинах при 298 К
Концентрація, моль/1000г Н2О Коефіцієнт активності для електролітів NaCl KCl NaOH KOH

Гідроліз солей
Хімічна обмінна взаємодія іонів розчиненої солі з водою, що призводить до утворення слабодисcоціюючих продуктів (молекул слабких кислот або основ, аніонів кислих або катіонів

Константи та ступеня дисоціації деяких слабких електролітів
Електроліти Формула Чисельні значення констант дисоціації Ступінь диссоціації в 0,1 н. розчині, % Азотиста кислот

Процеси
Окисно-відновними називають реакції, що супроводжуються зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагуючих речовин.

Валентності та ступеня окиснення атомів у деяких сполуках
Моле-кула Іон-ність зв'язку, % Атом Кова-стріч-ність Електро-валент-ність Валент-ність: v = ve

Окисно-відновні реакції
Розглянемо основні положення теорії окиснювально-відновних реакцій. 1. Окисленням називають процес віддачі електронів атомом, молекулою чи іоном. Ступінь окиснення при цьому

Найважливіші відновники та окислювачі
Відновники Окислювачі Метали, водень, вугілля Оксид вуглецю (II) СО Сірководень H2S, сульфід натрію Na2S, оксид се

Складання рівнянь окисно-відновних реакцій
Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій та визначення коефіцієнтів застосовують два методи: метод електронного балансу та іонно-електронний метод (метод напівреакцій).

Визначення комплексних з'єднань
Такі сполуки, як оксиди, кислоти, основи, солі, утворені з атомів внаслідок виникнення між ними хімічного зв'язку. Це з'єднання звичайні, або з'єднання першого по

Ліганди
До лігандів відносяться прості аніони, такі як F-, СI-, Вr-, I-, S2-, складні аніони, наприклад CN-, NCS-, NO

Номенклатура комплексних з'єднань
Назва комплексного катіону записується одним словом, що починається з назви негативного ліганду з додаванням літери «о», потім наводяться нейтральні молекули та центральний атом із зазначенням

Дисоціація комплексних сполук
Комплексні сполуки – неелектроліти у водних розчинах дисоціації не піддаються. У них відсутня зовнішня сфера комплексу, наприклад: , )