Современная модель атома является развитием планетарной модели Бора-Резерфорда. Согласно современной модели, ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома незначительна (несколько сотых процента массы ядра).
Корпускуля́рно-волново́йдуали́зм — принцип, согласно которому любой объект может проявлять как волновые, так и корпускулярные свойства.
Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция, полученная решением уравнения Шрёдингера для данного атома, задаётся главным n, орбитальным I и магнитным m квантовыми числами.
Электронная оболочка атома — область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях.
Электронные оболочки обозначаются буквами K, L, M, N, O, P, Q или цифрами от 1 до 7. Подуровни оболочек обозначаются буквами s, p, d, f, g, h, i или цифрами от 0 до 6. Электроны внешних оболочек обладают большей энергией, и, по сравнению с электронами внутренних оболочек, находятся дальше от ядра, что делает их более важными в анализе поведения атома в химических реакциях и в роли проводника, так как их связь с ядром слабее и легче разрывается.
Магнитное квантовое число (m) характеризует ориентацию в пространстве орбитального момента количества движения электрона или пространственное расположение атомной орбитали.
Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Является первым в ряду квантовых чисел. Главное квантовое число n характеризует энергию и размеры орбитали и электронного облака, принимает значения целых чисел – от 1 до бесконечности (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6…). Орбитали, имеющие одинаковые значения n, близки между собой по энергии и по размерам, они образуют один энергетический уровень.
Орбитальное квантовое число — в квантовой физике квантовое число I, определяющее форму электронного облака. Характеризует число плоских узловых поверхностей. Определяет подуровень энергетического уровня, задаваемого главным (радиальным) квантовым числом n.
Энергетический уровень – это совокупность орбиталей, имеющих одинаковое значение главного квантового числа. Энергетические уровни обозначают либо цифрами, либо большими буквами латинского алфавита (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). С увеличением порядкового номера энергия орбиталей увеличивается.
Энергетический подуровень – это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного и побочного квантовых чисел, но отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.
-
Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атомахимического элемента или молекулы.
Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Принцип наименьшей энергии: Основное (устойчивое) состояние атома характеризуется минимальной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.
Правило Клечковского: Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке увеличения их энергии. Этот порядок определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l): 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p, 6 s, 4 f, 5 d, 6 p, 7 s, 5 f, 6 d.
Второе правило Клечковского - при одинаковых значениях суммы (n+l) орбитали заполняются в порядке возрастания главного квантового числа n.
Правило Гунда: На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома.
-
Атом состоит из атомного ядра и электронов.
Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня их атомов с увеличением заряда ядра.
Каждый период начинается элементом щелочным металлом (исключение – первый период), в атомах которых на внешнем энергетическом уровне имеются один s – электрон, заканчивается элементом благородным газом. В атомах элементов благородных газов на внешнем энергетическом уровне имеются два s - и шесть p -электронов.
По периоду слева направо:
заряд ядра атома - увеличивается;
радиус атома - уменьшается;
количество электронов на внешнем уровне - увеличивается;
электроотрицательность - увеличивается;
отдача электронов - уменьшается;
прием электронов - увеличивается.
По группе сверху вниз:
заряд ядра атома - увеличивается;
радиус атома - увеличивается;
количество электронов на внешнем уровне - не изменяется;
электроотрицательность - уменьшается;
отдача электронов - увеличивается;
прием электронов - уменьшается.
Диагональ из левого верхнего угла к нижнему правому объединяет отчасти сходные элементы. Это объясняется приблизительно одинаковым увеличением неметаллических свойств в периодах и металлических свойств в группах.
Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d, f-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.
I период – s-элементы, щелочные металлы, атомы которых легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.
IIпериод – s-элементы, p-элементы
III период - s-элементы, p-элементы.
IV период – s-элементы, d-элементы (побочная подгруппа)
Периоди́ческаясисте́махими́ческихэлеме́нтов (табли́цаМенделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.
-
В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».
Большинство свойств проявляет явную периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:
- энергия ионизации атомов;
- энергия сродства атомов к электрону;
- электроотрицательность;
- атомные (и ионные) радиусы;
- степени окисления;
Изменение (не)металлических свойств: При перемещении вдоль периода справа налевометаллические свойства элементов усиливаются. В обратном направлении усиливаютсянеметаллические. Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к завершенному уровню (8 е). Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.
При перемещении сверху вниз вдоль групп усиливаются металлические свойства элементов, это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек, их внешние оболочки находятся дальше от ядра.
Изменение радиусов атомов: Размеры атомов при перемещении слева направо вдоль периода уменьшаются, это объясняют тем, что электроны все сильнее притягиваются к ядру по мере возрастания заряда ядра, даже увеличение числа электронов на внешней оболочке (например, у фтора по сравнению с кислородом) не приводит к увеличению размеров атома.
При перемещении сверху вниз атомные радиусы элементов растут, потому что заполнено больше электронных оболочек.
-
Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I1), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии.
В периодах слева направо энергия ионизации атомов увеличивается. В группах сверху вниз – наоборот, энергия ионизации уменьшается, чем меньше радиус атома тем труднее отрывать электрон, тем больше затрачена энергия ионизации.
Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электронак свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э −.
В периоде слева направо сродство к электрону увеличивается, а в группах увеличение идет в направлении снизу вверх. Чем меньше радиус атома, тем легче к нему присоединяется электрон, тем больше высвобождается энергии и, следовательно, больше сродство к электрону. Однако монотонности в изменении сродства к электрону нет, как и не было ее в изменении энергии ионизации.
Эле́ктроотрица́тельность —количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.
Электроотрицательность возрастает слева направо, достигая максимума у галогенов, при перемещении сверху вниз по группам электроотрицательность уменьшается, это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.
-
Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Донорно-акцепторный механизм — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.
Обменный механизм – способ образования химической связи, в которой участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону.
Метод валентных связей — приближённый квантовохимический расчётный метод (приближенное решение уравнения Шредингира), основанный на представлении о том, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.Предсказывает валентные возможности атомов и геометрию образующейся молекулы.Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Отметим, что электроны, в соответствии с принципом Паули должны иметь противоположно направленные спины, следовательно метод принципиально не может объяснить магнитные свойства молекул.
-
Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.
Валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней, или валентной, оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше ва лентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях.
Возбужденные состояния атомов: Образуются из основного состояния при переходе одного или неск. электронов (напр., под действием излучения) с занятых орбиталей на свободные (или занятые лишь одним электроном). Наим. энергиями обладают возбужденные состояния, связанные с переходами во внешних или между внешними электронными оболочками. Более высокие возбужденные.
Сте́пеньокисле́ния — вспомогательная условная величина для записи окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов, т.е. условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1, две электронных пары - заряд -2.
- Для элементов главных подгрупп (А) ПСХЭ Д. И. Менделеева:
Высшая СО (+) = Nгруппы
Низшая СО (-) = Nгруппы – 8
- Для водорода H +1
- Для фтора F -1
- Для кислорода О -2
-
Типы связи
- Металлическая связь
- Ковалентная связь
- Ионная связь
- Водородная связь
По современным представлениям химическая связь между атомами имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга.
К основным характеристикам химической связи относятся:
● Длина связи – это межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;
● Кратность связи – определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;
● Угол связи – угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;
● Энергия связи ЕСВ – это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.
-
Водородная связь — вид химического взаимодействия атомов в молекулах, отличающийся тем, что существенное участие в нём принимает атомводорода (Н), уже связанный ковалентной связью с другим атомом (А). Группа А — Н выступает донором протона (акцептором электрона), а другая группа (или атом) В — донором электрона (акцептором протона). Иначе говоря, группа А — Н проявляет функцию кислоты, а группа В — основания.
Часто водородную связь рассматривают как электростатическое взаимодействие, усиленное небольшим размером водорода, которое разрешает близость взаимодействующих диполей. Тогда об этом говорят как о разновидности донорно-акцепторной связи, невалентном взаимодействии между атомом водорода H, ковалентносвязанным с атомом A группы A-H молекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR'.
Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях, а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.
Межмолекулярные водородные связи обусловливают ассоциацию молекул, что приводит к повышению температур кипения и плавления вещества.
Оно же "силы Ван-дер-Ваальса". Делится на ориентационное, индукционное и дисперсионное.
- Ориентационные силы Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. В результате беспорядочного теплового движения молекул при их сближении друг с другом одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противоположно заряженные притягиваются. Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем самым больше ориентационное взаимодействие. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна кубу расстояния между диполями.
- Дисперсионное притяжение Взаимодействие между мгновенным и наведенным диполем. При сближении молекул ориентация микродиполей перестает быть независимой и их появление и исчезновение в разных молекулах происходит в такт друг другу. Синхронное появление и исчезновение микродиполей разных молекул сопровождается их притяжением. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
- Индукционное притяжение. Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным). Встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулы неполярная молекула деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы и в свою очередь усиливает электрический момент диполя полярной молекулы. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
Агрега́тноесостоя́ние — состояние одного и того же вещества в определённом интервале температур и давлений, характеризующееся определёнными, неизменными в пределах указанных интервалов, качественными свойствами:
· способностью (твёрдое тело) или неспособностью (жидкость, газ, плазма) сохранять объём и форму,
· наличием или отсутствием дальнего (твёрдое тело) и ближнего порядка (жидкость), и другими свойствами.
Изменение агрегатного состояния может сопровождаться скачкообразным изменением свободной энергии, энтропии, плотности и других физических величин.
Конденсированное состояние вещества, твёрдое и жидкое состояния вещества. В отличие от газообразного состояния, у вещества в конденсированном состоянии существует упорядоченность в расположении частиц (ионов, атомов, молекул). Кристаллические твёрдые тела обладают высокой степенью упорядоченности — дальним порядком в расположении частиц. Частицы жидкостей и аморфных твёрдых тел располагаются более хаотично, для них характерен ближний порядок. Свойства веществ в конденсированном состоянии определяются их структурой и взаимодействием частиц.
Газообразное состояние — одно из четырех агрегатных состоянийвещества, характеризующееся очень слабыми связями между составляющими его частицами (молекулами, атомами илиионами), а также их большой подвижностью. Частицы газа почти свободно и хаотически движутся в промежутках между столкновениями, во время которых происходит резкое изменение характера их движения.
В твёрдом состоянии вещество сохраняет как форму, так и объём. При низких температурах все вещества замерзают — превращаются в твёрдые тела. Температура затвердевания может быть несколько повышена при увеличении давления. Твёрдые тела делятся на кристаллические и аморфные.
В аморфных телах атомы колеблются вокруг хаотически расположенных точек, у них отсутствует дальний порядок, но сохраняется ближний, при котором молекулы расположены согласованно на расстоянии, сравнимом с их размерами. Согласно классическим представлениям, устойчивым состоянием (с минимумом потенциальной энергии) твёрдого тела является кристаллическое. Частным случаем аморфного состояния является стеклообразное состояние.
В жидком состоянии вещество сохраняет объём, но не сохраняет форму. Это означает, что жидкость может занимать только часть объёма сосуда, но также может свободно перетекать по всей поверхности сосуда. Жидкое состояние обычно считают промежуточным между твёрдым телом и газом. Форма жидких тел может полностью или отчасти определяться тем, что их поверхность ведёт себя как упругая мембрана. Так, вода может собираться в капли. Но жидкость способна течь даже под своей неподвижной поверхностью, и это тоже означает несохранение формы (внутренних частей жидкого тела). Молекулы жидкости не имеют определённого положения, но в то же время им недоступна полная свобода перемещений. Между ними существует притяжение, достаточно сильное, чтобы удержать их на близком расстоянии. Вещество в жидком состоянии существует в определённом интервале температур, ниже которого переходит в твёрдое состояние (происходит кристаллизация либо превращение в твердотельное аморфное состояние — стекло), выше — в газообразное (происходит испарение). Границы этого интервала зависят от давления.
Газообразное состояние характерно тем, что оно не сохраняет ни форму, ни объём. Газ заполняет всё доступное пространство и проникает в любые его закоулки. Это состояние, свойственное веществам с малой плотностью. Переход из жидкого в газообразное состояние называют испарением, а противоположный ему переход из газообразного состояния в жидкое — конденсацией. Переход из твёрдого состояния в газообразное, минуя жидкое, называют сублимацией или возгонкой. С микроскопической точки зрения газ — это состояние вещества, в котором его отдельные молекулы взаимодействуют слабо и движутся хаотически. Взаимодействие между ними сводится к спорадическим столкновениям. Кинетическая энергия молекул превышает потенциальную. Подобно жидкостям, газы обладают текучестью и сопротивляются деформации. В отличие от жидкостей, газы не имеют фиксированного объёма и не образуют свободной поверхности, а стремятся заполнить весь доступный объём (например, сосуда).
Криста́ллы — твёрдые тела, в которых атомы расположены закономерно, образуя трёхмерно-периодическую пространственную укладку — кристаллическую решётку.
Кристаллические решетки:
· Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы. Их образуют вещества с ионной связью. Ионные кристаллические решётки имеют соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов.
Связи между ионами в кристалле очень прочные и устойчивые. Поэтому вещества с ионной решёткой обладают высокой твёрдостью и прочностью, тугоплавки и нелетучи.
· Атомными называют кристаллические решётки, в узлах которых находятся отдельные атомы, которые соединены очень прочными ковалентными связями.В природе встречается немного веществ с атомной кристаллической решёткой. Вещества с АКР имеют высокие температуры плавления, обладают повышенной твёрдостью. Алмаз-самый твёрдый природный материал.
· Молекулярными называют кристаллические решётки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в них ковалентные, как полярные, так и неполярные. Связи в молекулах прочные, но между молекулами связи не прочные. Вещества с МКР имеют малую твёрдость, плавятся при низкой температуре, летучие, при обычных условиях находятся в газообразном или жидком состоянии.
· Металлическими называют решётки, в узлах которых находятся атомы и ионы металла.Для металлов характерны физические свойства: пластичность, ковкость, металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность
-
(Электроотрицательность и типы химических связей.) Ионная связь.
Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общаяэлектронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел.
Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.
Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.
При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион.
-
Направленность – т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков. Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π.
σ -связь – образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π -связь – это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома.
Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму.
Гибридизация – это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, более прочная, чем связь с участием электронов негибридных s- и р-орбиталей, так как происходит большее перекрывание.
· sp-гибридизация – одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (BeCl2).
· sp2-гибридизация – одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp2-гибридизация, имеют плоскую геометрию (BF3, AlCl3).
· sp3-гибридизация – одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 109°28'. Молекулы, в которых осуществляется sp3-гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH4, NH3).
Метод Гиллеспи: метод основан на том, что реальная геометрия молекулы определяется не только гибридизацией АО, но и числом двухэлектронныхдвухцентровых связей (связывающих электронных пар) и наличием неподеленных электронных пар. Молекула будет иметь минимум энергии, если все связывающие электронные пары будут равноудалены друг от друга на поверхности сферы. Неподеленная электронная пара занимает на сфере большую площадь, что приводит к уменьшению валентного угла тем больше, чем больше в молекуле неподеленных электронных пар.
-
(Межмолекулярные взаимодействия). Энергия межмолекулярного взаимодействия.
 |
Энергия молекулярного взаимодействия W численно равна, но обратна по знаку внешней работе, необходимой для преодоления этого взаимодействия.
Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.
Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).
Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Амфоте́рность — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.
-
Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.
Зако́нде́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.