خيارات التسجيل

كيمياء 2-1

كيمياء 2-1

يغطي مقرر كيمياء 2-1 لطلاب الصف الثاني الثانوي (نظام المسارات في المملكة العربية السعودية) خمسة فصول رئيسية تركز على بنية الذرة والتوزيع الإلكتروني، وتدرج خواص العناصر في الجدول الدوري، وطبيعة الروابط الكيميائية والمركبات الأيونية والتساهمية والفلزية.
إليك ملخص شامل ومبسط لأبرز المفاهيم والقوانين المغطاة في هذا المقرر:

الفصل الأول: الإلكترونات في الذرات

 
  • الضوء وطاقة الكم: للضوء طبيعة ثنائية (موجية وجسيمية). وتحسب طاقة الكم من خلال معادلة بلانك ($E = h\nu$).
  • نظرية الكم والذرة: طوّر شرودنجر النموذج الميكانيكي الموجي للذرة، والذي يتعامل مع الإلكترونات كموجات، ويحدد مكانها عبر "المستويات الفرعية" ($s, p, d, f$).
  • التوزيع الإلكتروني: يتم ترتيب الإلكترونات بناءً على ثلاثة مبادئ رئيسية:
     
    • مبدأ أوفباو (البناء التصاعدي): تملأ المستويات الأقل طاقة أولاً.
    • مبدأ باولي: المستوى الفرعي الواحد لا يتسع لأكثر من إلكترونين يدوران باتجاهين متعاكسين.
    • قاعدة هوند: تتوزع الإلكترونات في المستويات الفرعية المتساوية الطاقة بشكل فردي أولاً قبل أن تزدوج.

الفصل الثاني: الجدول الدوري والتدرج في خواص العناصر

 
  • تطور الجدول الدوري: رُتبت العناصر حديثاً تصاعدياً وفق أعدادها الذرية (تعديل موزلي على جدول مندليف).
  • تصنيف العناصر: ينقسم الجدول الدوري إلى مجموعات (أعمدة رأسية) ودورات (صفوف أفقية)، ويصنف إلى: فلزات، ولا فلزات، وأشباه فلزات.
  • تدرج خواص العناصر:
     
    • نصف قطر الذرة (الحجم الذري): يقل عبر الدورة (من اليسار لليمين) ويزداد لأسفل المجموعة.
    • طاقة التأين والسالبية الكهربائية: تزداد عبر الدورة (من اليسار لليمين) وتقل لأسفل المجموعة.

الفصل الثالث: المركبات الأيونية والفلزات

 
  • تكون الأيون: تفقد الفلزات إلكترونات لتتحول إلى أيونات موجبة (كاتيونات)، وتكتسب اللافلزات إلكترونات لتتحول إلى أيونات سالبة (أنيونات) للوصول إلى التوزيع الثماني المستقر.
  • الرابطة الأيونية: قوة جاذبية كهروسكونية تربط الجسيمات ذات الشحنات المختلفة في المركبات الأيونية.
  • خواص المركبات الأيونية: تمتاز بدرجات انصهار وغليان عالية، وتوصيل الكهرباء في حالة المصهور أو المحلول (الإلكتروليت) بسبب حرية حركة الأيونات.
  • الروابط الفلزية: تتكون بناءً على نموذج بحر الإلكترونات، حيث تتحرك إلكترونات التكافؤ بحرية بين أيونات الفلز الموجبة، مما يمنح الفلزات القدرة على التوصيل وقابلية الطرق والسحب.

الفصل الرابع: الروابط التساهمية

 
  • الرابطة التساهمية: تنشأ نتيجة تشارك الذرات بزوج أو أكثر من الإلكترونات (تحدث غالباً بين اللافلزات).
  • أنواع الروابط التساهمية: أحادية (رابطة سيجما $\sigma$)، أو متعددة ثنائية وثلاثية (تتكون من رابطة سيجما وروابط باي $\pi$).
  • أشكال الجزيئات (نموذج VSEPR): يعتمد شكل الجزيء على التنافر بين أزواج إلكترونات التكافؤ (مثل: خطي، مثلث مستوٍ، رباعي الأوجه).
  • التهجين: عملية تداخل المستويات الفرعية لإنتاج مستويات جديدة مهجنة ومتماثلة (مثل: $sp, sp^2, sp^3$).
  • القطبية: تعتمد على الفارق في السالبية الكهربائية؛ فإذا كان الفارق كبيراً تكون الرابطة تساهمية قطبية (مثل جزيء الماء).

الفصل الخامس: الحسابات الكيميائية

 
  • المقصود بالحسابات الكيميائية: دراسة العلاقات الكمية بين المواد المتفاعلة والمواد الناتجة في التفاعل الكيميائي وتعتمد على قانون حفظ الكتلة.
  • النسبة المولية: نسبة بين أعداد المولات لأي مادتين في المعادلة الكيميائية الموزونة.
  • المادة المحددة للتفاعل: هي المادة التي تستهلك تماماً في التفاعل وتحدد كمية المادة الناتجة.
  • المادة الفائضة: هي المادة المتبقية بدون تفاعل بعد توقف التفاعل.
  • المردود المئوي: يحسب بمقارنة المردود الفعلي (العملي) بالمردود النظري (المحسوب).

  • منشئ المقرر: مصطفي عبيد
  • الطلاب المسجلون: ليس هناك طلاب منضمون إلى هذا المقرر.
لا يمكن للضيوف الوصول إلى هذا المساق. يرجى تسجيل الدخول.