تركّز أسئلة الكيمياء في التحصيلي على فهم المفاهيم وتطبيقها في حسابات بسيطة: قراءة الجدول الدوري وتدرّج خواصه، تحديد نوع الرابطة من طبيعة العنصرين، وزن المعادلات، مقياس pH، وحسابات المول. وتمتد الدورة إلى بقية منهج الثانوية: تصنيف المادة، التوزيع الإلكتروني وتدرج الخواص، قوانين الغازات، المحاليل، الكيمياء الحرارية وسرعة التفاعل، الاتزان، الأكسدة والاختزال، والكيمياء العضوية والحيوية.
ستتعلم مكوّنات الذرة وكيفية توزيع الإلكترونات، وقراءة الجدول الدوري وتدرّج خواصه. الفكرة المحورية: العدد الذري يحدد هوية العنصر، وعدد إلكترونات التكافؤ يحدد سلوكه الكيميائي.
الذرة نواة فيها بروتونات موجبة ونيوترونات متعادلة، تدور حولها إلكترونات سالبة في مستويات طاقة. العدد الذري (Z) = عدد البروتونات وهو هوية العنصر، والعدد الكتلي (A) = البروتونات + النيوترونات.
التمييز الجوهري: عدد إلكترونات التكافؤ (في المستوى الأخير) يحدد رقم المجموعة والسلوك الكيميائي، وعدد المستويات المشغولة يحدد رقم الدورة. والعناصر في المجموعة الواحدة متشابهة الخواص.
حدد ما يُسأل عنه بدقة:
| المعطى | المطلوب | الحساب أو القاعدة |
|---|---|---|
| Z = ١١، A = ٢٣ | النيوترونات | ٢٣ − ١١ = ١٢ |
| ذرة متعادلة Z = ١٧ | الإلكترونات | ١٧ (تساوي البروتونات) |
| أيون Mg²⁺ وZ = ١٢ | الإلكترونات | ١٢ − ٢ = ١٠ |
| توزيع ٢، ٨، ١ | المجموعة والدورة | المجموعة ١، الدورة ٣ |
| توزيع ٢، ٨، ٦ | المجموعة | ١٦ (٦ إلكترونات تكافؤ) |
| Li وNa وK | أكبر نصف قطر | K (الأسفل في المجموعة) |
ستتعلم أنواع الروابط ومتى تتكوّن كل منها وخواص مركباتها. الفكرة المحورية: الذرات ترتبط لتصل إلى التوزيع المستقر (قاعدة الثمانية)، ونوع الرابطة يحدده الفرق في الكهروسالبية.
الرابطة الكيميائية قوة تربط الذرات لتصل إلى توزيع الغاز النبيل المستقر (قاعدة الثمانية). الأيونية انتقال إلكترونات من فلز إلى لافلز ثم تجاذب بين الأيونات، التساهمية مشاركة أزواج إلكترونات بين لافلزين، والفلزية بحر إلكترونات حرة بين أيونات الفلز.
التمييز الجوهري: فرق الكهروسالبية يحدد النوع: أكبر من ١٫٧ أيونية، بين ٠٫٤ و١٫٧ تساهمية قطبية، أقل من ٠٫٤ تساهمية غير قطبية. والنوع يحدد الخواص: انصهار، توصيل، ذوبان.
من نوع الذرتين إلى نوع الرابطة ثم الخواص:
| الحالة | نوع الرابطة | الخواص المميزة |
|---|---|---|
| فلز + لافلز (NaCl، MgO) | أيونية | انصهار عالٍ، توصل منصهرة/ذائبة، تذوب في الماء |
| لافلز + لافلز مختلفان (HCl، H₂O) | تساهمية قطبية | جزيئات، لا توصل، غليان أعلى من غير القطبية |
| ذرتان متماثلتان (O₂، Cl₂) | تساهمية غير قطبية | لا توصل، منخفضة الغليان |
| فلز وحده (Cu، Fe) | فلزية | توصل صلبة، لامعة، قابلة للطرق |
| NH₄⁺ أو H₃O⁺ | تناسقية | زوج إلكترونات من طرف واحد |
| بين جزيئات H₂O أو HF أو NH₃ | روابط هيدروجينية (بين الجزيئات) | ترفع الغليان والذوبان في الماء |
ستتعلم أنواع التفاعلات ووزن المعادلات الكيميائية. الفكرة المحورية: المادة لا تفنى — عدد ذرات كل عنصر في طرفي المعادلة يجب أن يتساوى.
التفاعل الكيميائي تكسير روابط في المتفاعلات وتكوين روابط جديدة في النواتج، ويُكتب معادلة كيميائية تخضع لـقانون حفظ الكتلة: عدد ذرات كل عنصر متساوٍ في الطرفين، لذلك نزن المعادلة بالمعاملات لا بتغيير الصيغ.
أنواعه الخمسة: اتحاد (A + B ← AB)، تفكك (AB ← A + B)، إحلال أحادي (A + BC ← AC + B)، إحلال مزدوج (AB + CD ← AD + CB)، احتراق (مادة + O₂ ← CO₂ + H₂O غالبًا). التمييز بالشكل: كم مادة دخلت وكم خرجت؟
ميّز نوع التفاعل من شكله:
| الشكل العام | النوع | مثال |
|---|---|---|
| A + B ← AB | اتحاد | 2H₂ + O₂ ← 2H₂O |
| AB ← A + B | تفكك | 2KClO₃ ← 2KCl + 3O₂ |
| A + BC ← AC + B | إحلال أحادي | Zn + 2HCl ← ZnCl₂ + H₂ |
| AB + CD ← AD + CB | إحلال مزدوج | HCl + NaOH ← NaCl + H₂O |
| CₓHᵧ + O₂ ← CO₂ + H₂O | احتراق | C₃H₈ + 5O₂ ← 3CO₂ + 4H₂O |
| ↓ أو ↑ في النواتج | راسب أو غاز | دليل حدوث تفاعل كيميائي |
ستتعلم خواص الأحماض والقواعد ومقياس pH وتفاعل التعادل. الفكرة المحورية: الحمض يعطي H⁺ والقاعدة تعطي OH⁻، والتعادل بينهما ينتج ملحًا وماء.
الحمض مادة تعطي أيونات الهيدروجين H⁺ (الهيدرونيوم H₃O⁺) في الماء، طعمه لاذع ويحمّر تباع الشمس ويتفاعل مع الفلزات النشطة محررًا H₂. القاعدة تعطي OH⁻، ملمسها صابوني وتزرّق تباع الشمس. (تعريف أرهينيوس؛ وبرونستد-لوري: الحمض مانح بروتون والقاعدة مستقبِلة.)
مقياس pH من ٠ إلى ١٤: أقل من ٧ حمضي، ٧ متعادل، أكبر من ٧ قاعدي. التمييز الجوهري: القوة (تأين كامل أم جزئي) غير التركيز، والتعادل حمض + قاعدة ← ملح + ماء.
اقرأ pH والقوة واللون بدقة:
| الحالة | التصنيف | التفسير |
|---|---|---|
| pH = ٣ | حمضي | [H⁺] = ١٠⁻³ مول/لتر |
| pH = ٧ | متعادل | [H⁺] = [OH⁻] = ١٠⁻⁷ |
| pH = ١١ | قاعدي | pOH = ٣، [OH⁻] = ١٠⁻³ |
| HCl ٠٫١ مولار / CH₃COOH ٠٫١ مولار | قوي / ضعيف | التركيز واحد، لكن pH الأول أقل لأنه متأين كليًّا |
| تباع الشمس الأزرق في الحمض | يتحول أحمر | والأحمر يزرقّ في القاعدة |
| فينولفثالين في NaOH | وردي | عديم اللون في الحمض والمتعادل |
ستتعلم مفهوم المول وعلاقته بالكتلة وعدد الجسيمات. الفكرة المحورية: المول جسر بين الكتلة التي نزنها وعدد الجسيمات التي لا نراها.
المول كمية من المادة تحتوي ٦٫٠٢٢ × ١٠²³ جسيمًا (عدد أفوجادرو)، وكتلته بالجرام تساوي الكتلة المولية (مجموع الكتل الذرية في الصيغة، بوحدة جم/مول). فالمول جسر بين ما نزنه (جرامات) وما لا نراه (ذرات وجزيئات).
التمييز الجوهري: الكتلة المولية تختلف من مادة لأخرى أما عدد الجسيمات في المول فثابت، وحجم مول الغاز في الظروف القياسية ثابت ٢٢٫٤ لترًا لأي غاز.
اختر التحويل المناسب للمعطى:
| من | إلى | العملية |
|---|---|---|
| كتلة (جم) | مولات | ÷ الكتلة المولية |
| مولات | كتلة (جم) | × الكتلة المولية |
| مولات | جسيمات | × ٦٫٠٢٢ × ١٠²³ |
| جسيمات | مولات | ÷ ٦٫٠٢٢ × ١٠²³ |
| مولات غاز (STP) | لتر | × ٢٢٫٤ |
| مولات مادة أ | مولات مادة ب | × (معامل ب ÷ معامل أ) |
ستتعلم تصنيف المادة والتمييز بين خواصها وتغيراتها وطرق فصل مخاليطها. الفكرة المحورية: التغير الكيميائي ينتج مادة جديدة بخواص جديدة، أما الفيزيائي فيغيّر الشكل أو الحالة فقط.
المادة كل ما له كتلة ويشغل حيزًا، وتُصنَّف إلى مواد نقية (عنصر لا يتجزأ كيميائيًّا، أو مركب من عناصر بنسب ثابتة) ومخاليط (متجانسة كالمحلول، أو غير متجانسة كالرمل والماء) يمكن فصلها بطرق فيزيائية.
التمييز الجوهري: الخاصية الفيزيائية تُلاحظ دون تغيير هوية المادة (لون، كثافة، انصهار)، والكيميائية تصف قابلية التحول (قابلية الاشتعال، الصدأ). والتغير الكيميائي ينتج مادة جديدة، والفيزيائي يغيّر الشكل أو الحالة فقط.
صنّف المادة والتغير وطريقة الفصل:
| الحالة | التصنيف | السبب |
|---|---|---|
| احتراق الخشب | تغير كيميائي | مادة جديدة (رماد وغازات) وحرارة |
| ذوبان السكر في الماء | تغير فيزيائي | السكر باقٍ ويمكن استعادته بالتبخير |
| ماء مالح | مخلوط متجانس (محلول) | تركيب متجانس لكنه قابل للفصل بالتبخير |
| ماء نقي H₂O | مركب | نسب ثابتة ولا يُفصل إلا كيميائيًّا |
| فصل الماء عن الكحول | تقطير | اختلاف درجة الغليان |
| فصل الرمل عن الماء | ترشيح | صلب غير ذائب في سائل |
ستتعلم كتابة التوزيع الإلكتروني بالمستويات الفرعية وتفسير تدرج الخواص الدورية. الفكرة المحورية: تُملأ المستويات الفرعية من الأقل طاقة: 1s ثم 2s ثم 2p ثم 3s ثم 3p ثم 4s ثم 3d، وسعاتها ٢ و٦ و١٠ و١٤.
التوزيع الإلكتروني وصف لتوزيع إلكترونات الذرة على مستويات الطاقة الرئيسة (n = ١، ٢، ٣…) والفرعية s، p، d، f بسعات ٢، ٦، ١٠، ١٤. تُملأ وفق مبدأ أوفباو (الأقل طاقة أولًا) ومبدأ باولي (إلكترونان في الفلك بغزلين متعاكسين) وقاعدة هوند (أفلاك المستوى الفرعي تُملأ فرادى أولًا).
التمييز الجوهري: ترتيب الملء 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p (4s قبل 3d)، وعدد إلكترونات التكافؤ (أعلى n) هو ما يفسر تدرج الخواص الدورية: نصف القطر، طاقة التأين، الكهروسالبية، الميل الإلكتروني.
ميّز بين الاتجاهين: عبر الدورة ونزولًا في المجموعة:
| الخاصية | عبر الدورة (يسار ← يمين) | نزولًا في المجموعة |
|---|---|---|
| نصف القطر الذري | يقل | يزداد |
| طاقة التأين | تزداد | تقل |
| الكهروسالبية | تزداد (الفلور الأعلى) | تقل |
| الميل الإلكتروني | يزداد عمومًا | يقل |
| الصفة الفلزية | تقل | تزداد (الفرانسيوم أكثرها فلزية) |
| النشاط الكيميائي | الفلزات تقل، اللافلزات تزداد | الفلزات تزداد، اللافلزات تقل |
ستتعلم العلاقات بين ضغط الغاز وحجمه ودرجة حرارته. الفكرة المحورية: الضغط والحجم عكسيان (بويل)، والحجم والحرارة المطلقة طرديان (شارل) — ودرجة الحرارة دائمًا بالكلفن.
الغاز جسيمات متباعدة في حركة عشوائية دائمة، تصادماتها مع الجدران هي الضغط، ومتوسط طاقتها الحركية يتناسب مع درجة الحرارة المطلقة (كلفن). قوانين الغازات تربط P وV وT وn.
التمييز الجوهري: بويل (T ثابتة): P وV عكسيان؛ شارل (P ثابت): V وT طرديان؛ جاي-لوساك (V ثابت): P وT طرديان. وكل درجة حرارة في هذه القوانين بالكلفن حتمًا: K = °س + ٢٧٣.
أي قانون تستخدم؟ انظر إلى الثابت:
| الثابت | المتغيران | القانون |
|---|---|---|
| درجة الحرارة | P وV عكسيًّا | بويل: P₁V₁ = P₂V₂ |
| الضغط | V وT طرديًّا | شارل: V₁/T₁ = V₂/T₂ |
| الحجم | P وT طرديًّا | جاي-لوساك: P₁/T₁ = P₂/T₂ |
| عدد المولات | P وV وT معًا | العام: P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂ |
| لا شيء ثابت (حالة واحدة) | P، V، n، T | المثالي: PV = nRT |
| P وT | V وn طرديًّا | أفوجادرو: V/n ثابت |
ستتعلم حساب تركيز المحاليل وفهم العوامل المؤثرة في الذائبية. الفكرة المحورية: المولارية = عدد مولات المذاب ÷ حجم المحلول باللتر، وعند التخفيف يبقى عدد المولات ثابتًا.
المحلول مخلوط متجانس من مذاب (الأقل) في مذيب (الأكثر، والماء المذيب العام). المولارية (M) = عدد مولات المذاب ÷ حجم المحلول باللتر، وحدتها مول/لتر، وهي التركيز الأكثر سؤالًا.
التمييز الجوهري: الذائبية (أقصى كمية تذوب في ١٠٠ جم مذيب عند درجة حرارة معينة) غير سرعة الذوبان؛ والمحلول غير مشبع / مشبع / فوق مشبع بحسب موقعه من الذائبية. وعند التخفيف يثبت عدد المولات: M₁V₁ = M₂V₂.
أي صيغة تركيز وأي حالة محلول؟
| الحالة | التصنيف | الصيغة أو السبب |
|---|---|---|
| مولات في لتر محلول | مولارية | M = n ÷ V(L) |
| تخفيف بإضافة ماء | المولات ثابتة | M₁V₁ = M₂V₂ |
| جم مذاب لكل ١٠٠ جم محلول | نسبة مئوية كتلية | (m مذاب ÷ m محلول) × ١٠٠ |
| لا يذوب مزيد من المذاب | مشبع | بلغ حد الذائبية عند هذه الحرارة |
| ذاب أكثر من الحد ثم بردناه بحذر | فوق مشبع | غير مستقر؛ يترسب بأي اهتزاز أو بلورة |
| غاز في ماء ساخن | ذائبية أقل | ذائبية الغازات تقل بالحرارة |
ستتعلم حساب التغيرات الحرارية المصاحبة للتفاعلات وفهم العوامل المؤثرة في سرعتها. الفكرة المحورية: ΔH = محتوى النواتج − محتوى المتفاعلات؛ السالبة تعني طاردًا للحرارة والموجبة تعني ماصًّا.
الكيمياء الحرارية تدرس الطاقة المصاحبة للتفاعلات. الإنثالبي (ΔH) = محتوى النواتج − محتوى المتفاعلات: سالبة في التفاعل الطارد للحرارة (الاحتراق) وموجبة في الماص (تحلل الكربونات). وطاقة التنشيط أقل طاقة تلزم لبدء التفاعل.
سرعة التفاعل تغير التركيز في الزمن، وتزيد بـالتركيز والحرارة ومساحة السطح والعامل المساعد وطبيعة المتفاعلات. التمييز الجوهري: العامل المساعد يخفض طاقة التنشيط لكنه لا يغيّر ΔH ولا موضع الاتزان.
طارد أم ماص؟ وأي عامل يفعل ماذا؟
| الحالة | التصنيف | الأثر |
|---|---|---|
| ΔH سالبة | طارد للحرارة | الوسط يسخن؛ الاحتراق، التعادل، تكوين الروابط |
| ΔH موجبة | ماص للحرارة | الوسط يبرد؛ تحلل CaCO₃، ذوبان NH₄NO₃، كسر الروابط |
| زيادة التركيز أو الضغط (غازات) | سرعة أكبر | تصادمات أكثر |
| رفع الحرارة | سرعة أكبر | تصادمات أكثر وأقوى (تتجاوز طاقة التنشيط) |
| تفتيت الصلب (مسحوق) | سرعة أكبر | مساحة سطح أكبر |
| إضافة عامل مساعد | سرعة أكبر | يخفض طاقة التنشيط؛ ΔH لا تتغير |
ستتعلم وصف حالة الاتزان وحساب ثابته والتنبؤ باتجاه إزاحته. الفكرة المحورية: عند الاتزان تتساوى سرعتا التفاعلين الأمامي والعكسي، وإذا اضطرب النظام أزاح نفسه في الاتجاه الذي يقلل أثر الاضطراب (لوشاتلييه).
الاتزان الكيميائي حالة في التفاعل الانعكاسي (⇌) تتساوى فيها سرعة التفاعل الأمامي مع العكسي، فتثبت التراكيز (لا تتساوى بالضرورة) مع استمرار التفاعلين: اتزان ديناميكي في نظام مغلق.
ثابت الاتزان K = حاصل ضرب تراكيز النواتج مرفوعة لمعاملاتها ÷ حاصل ضرب تراكيز المتفاعلات مرفوعة لمعاملاتها (الغازات والمحاليل فقط؛ لا تدخل المواد الصلبة والسوائل النقية). التمييز الجوهري: K لا تتغير إلا بتغير درجة الحرارة، أما التركيز والضغط والعامل المساعد فلا يغيّرونها.
اتجاه الإزاحة وأثرها على K:
| التغيير | اتجاه الإزاحة | هل تتغير K؟ |
|---|---|---|
| زيادة تركيز متفاعل | نحو النواتج (يمين) | لا |
| سحب ناتج | نحو النواتج (يمين) | لا |
| زيادة الضغط (تقليل الحجم) | نحو المولات الغازية الأقل | لا |
| رفع الحرارة في تفاعل طارد | نحو المتفاعلات (يسار) | نعم، تقل |
| رفع الحرارة في تفاعل ماص | نحو النواتج (يمين) | نعم، تزداد |
| إضافة عامل مساعد | لا إزاحة (يسرّع الوصول فقط) | لا |
ستتعلم تحديد أعداد التأكسد وتمييز ما تأكسد وما اختُزل وفهم عمل الخلايا الكهروكيميائية. الفكرة المحورية: الأكسدة فقدٌ للإلكترونات والاختزال اكتسابٌ لها، وتحدث الأكسدة دائمًا عند الأنود.
الأكسدة فقدُ إلكترونات (يزداد عدد التأكسد)، والاختزال اكتسابُها (يقل عدد التأكسد)، ويحدثان معًا دائمًا. العامل المؤكسد هو الذي يُختزل (يكتسب)، والعامل المختزل هو الذي يتأكسد (يفقد).
الخلية الجلفانية تولّد كهرباء من تفاعل تلقائي: الأكسدة عند الأنود (السالب) والاختزال عند الكاثود (الموجب)، والإلكترونات تسري في السلك من الأنود إلى الكاثود، والقنطرة الملحية تحفظ التعادل. الخلية الإلكتروليتية عكسها: تستهلك كهرباء لإجبار تفاعل غير تلقائي.
ميّز بين أطراف الأكسدة والاختزال:
| الزوج | الأول | الثاني |
|---|---|---|
| أكسدة / اختزال | فقد إلكترونات، عدد التأكسد يزداد | اكتساب إلكترونات، عدد التأكسد يقل |
| عامل مؤكسد / مختزل | يُختزل هو (يكتسب) | يتأكسد هو (يفقد) |
| أنود / كاثود | أكسدة (دائمًا) | اختزال (دائمًا) |
| جلفانية / إلكتروليتية | تلقائية، تنتج كهرباء، الأنود سالب | غير تلقائية، تستهلك كهرباء، الأنود موجب |
| E° موجب / سالب | تفاعل تلقائي | غير تلقائي (يلزم مصدر كهربائي) |
| Zn / Cu في الخلية | أنود (−٠٫٧٦، يتآكل) | كاثود (+٠٫٣٤، يترسب) |
ستتعلم تصنيف المركبات العضوية وتسميتها وتمييز مجموعاتها الوظيفية. الفكرة المحورية: الصيغة العامة تكشف العائلة: الألكانات CnH2n+2 (أحادية)، والألكينات CnH2n (ثنائية)، والألكاينات CnH2n−2 (ثلاثية).
الكيمياء العضوية تدرس مركبات الكربون، إذ يكوّن الكربون أربع روابط تساهمية وسلاسل وحلقات. الهيدروكربونات: ألكانات (مشبعة، روابط أحادية، CₙH₂ₙ₊₂)، ألكينات (رابطة ثنائية، CₙH₂ₙ)، ألكاينات (رابطة ثلاثية، CₙH₂ₙ₋₂)، وأروماتية (حلقة البنزين C₆H₆).
التمييز الجوهري: المجموعة الوظيفية تحدد العائلة والخواص والاسم: –OH كحول، –CHO ألدهيد، C=O كيتون، –COOH حمض كربوكسيلي، –COO– إستر، –O– إيثر، –NH₂ أمين. والمركبات الحيوية بوليمرات من وحدات بنائية.
من الصيغة أو المجموعة إلى العائلة:
| الصيغة / المجموعة | العائلة | مثال |
|---|---|---|
| CₙH₂ₙ₊₂، روابط أحادية | ألكان (مشبع) | CH₄ ميثان، C₃H₈ بروبان |
| CₙH₂ₙ، رابطة ثنائية | ألكين | C₂H₄ إيثين |
| CₙH₂ₙ₋₂، رابطة ثلاثية | ألكاين | C₂H₂ إيثاين (أسيتيلين) |
| R–OH | كحول | C₂H₅OH إيثانول |
| R–COOH | حمض كربوكسيلي | CH₃COOH حمض الخليك |
| R–CHO / R–CO–R' | ألدهيد / كيتون | الفورمالدهيد / الأسيتون |