باختصار
«الباب الاول: الروابط والأشكال الفراغية للجزيئات» من منهج الكيمياء للصف الثاني الثانوي، الترم التاني. الفصل فيه 16 هدف تعلّم، أهمها: شرح سبب تكوين الروابط الكيميائية، تمييز أنواع الروابط: الأيونية والتساهمية، تحديد نوع الرابطة بناءً على السالبية الكهربية. الملخص مقسّم لـ: المصطلحات والتعريفات الكيميائية، التفاعلات والمعادلات الكيميائية، الخواص والتركيب، التطبيقات والاستخدامات، جدول مقارنة.
هتتعلم إيه في الفصل ده
-
شرح سبب تكوين الروابط الكيميائية
يصف الطالب سبب سعي الذرات لتكوين روابط كيميائية لتحقيق الاستقرار، بناءً على تركيبها الإلكتروني.
-
تمييز أنواع الروابط: الأيونية والتساهمية
يقارن الطالب بين الروابط الأيونية والتساهمية من حيث طبيعة التكوين والخصائص العامة.
-
تحديد نوع الرابطة بناءً على السالبية الكهربية
يستخدم الطالب قيم السالبية الكهربية لتحديد نوع الرابطة (أيونية، تساهمية قطبية، تساهمية غير قطبية).
-
تطبيق مفاهيم الروابط في التكنولوجيا والمجتمع
يوضح الطالب أمثلة على تطبيقات الروابط الكيميائية في التكنولوجيا والمجتمع (مثل تطبيقات أيونات الصوديوم والبوتاسيوم في جسم الإنسان).
-
شرح نظرية الثمانيات
يشرح الطالب نظرية الثمانيات وكيف تفسر تكوين الروابط.
-
تحديد عيوب نظرية الثمانيات
يحدد الطالب الحالات التي لا تنطبق عليها نظرية الثمانيات.
-
تفسير تكوين الرابطة التساهمية في H2 و HCl
يصف الطالب كيفية تكوين الرابطة التساهمية في جزيئات الهيدروجين وكلوريد الهيدروجين بناءً على نظرية الرابطة التساهمية.
-
فهم مفهوم التهجين
يشرح الطالب مفهوم التهجين وكيف يحدث.
-
شرح عملية ارتباط ذرات الكربون في الميثان
يصف الطالب عملية ارتباط ذرة الكربون بأربع ذرات هيدروجين لتكوين جزيء الميثان.
-
المقارنة بين الروابط سيجما وباي
يقارن الطالب بين الروابط سيجما وباي من حيث طريقة التكوين والقوة.
-
تحديد نوع التهجين في الإيثان والإيثين والإيثاين
يحدد الطالب نوع التهجين في جزيئات الإيثان والإيثين والإيثاين.
-
تحديد أشكال الجزيئات باستخدام نظرية تنافر أزواج الإلكترونات
يستخدم الطالب نظرية تنافر أزواج الإلكترونات لتوقع أشكال الجزيئات.
-
تحديد الذرة المانحة والمستقبلة في الرابطة التناسقية
يحدد الطالب الذرة المانحة والذرة المستقبلة في الرابطة التناسقية.
-
تعريف الرابطة الهيدروجينية
يعرف الطالب الرابطة الهيدروجينية.
-
تفسير ارتفاع درجة غليان الماء
يفسر الطالب سبب ارتفاع درجة غليان الماء بناءً على وجود الروابط الهيدروجينية.
-
استنتاج خواص الفلزات من عدد إلكترونات التكافؤ
يستنتج الطالب العلاقة بين عدد إلكترونات التكافؤ الحرة في الفلزات وخصائصها (الصلابة، درجة الانصهار).
المصطلحات والتعريفات الكيميائية
- الرابطة الأيونية: تنشأ بين ذرات عناصر ذات كهرو سلبية مختلفة جدًا (فلز ولا فلز).
- الرابطة التساهمية: تنشأ بين ذرات عناصر ذات كهرو سلبية متقاربة (لا فلز ولا فلز).
- الرابطة التناسقية: تنشأ بين ذرة مانحة (لديها زوج حر من الإلكترونات) وذرة مستقبلة (لديها أوربيتال فارغ).
- الرابطة الهيدروجينية: تنشأ بين ذرة هيدروجين مرتبطة بذرة ذات سالبية كهربية عالية (مثل O أو N أو F) وجزيء آخر يحتوي على ذرة ذات سالبية كهربية عالية.
- نظرية الثمانيات: الذرات تميل إلى الوصول إلى تركيب إلكتروني مشابه لأقرب غاز نبيل (8 إلكترونات في الغلاف الخارجي).
- التهجين: هو تداخل الأوربيتالات الذرية لتكوين أوربيتالات مهجنة جديدة متساوية في الطاقة والشكل وأكثر قدرة على تكوين الروابط.
- الروابط سيجما (σ) وباي (π):
- σ: رابطة قوية تنشأ من تداخل رأسي بين الأوربيتالات الذرية.
- π: رابطة ضعيفة تنشأ من تداخل جانبي بين الأوربيتالات الذرية.
- نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ (VSEPR): أزواج الإلكترونات حول الذرة المركزية تترتب بحيث يكون التنافر بينها أقل ما يمكن، مما يحدد شكل الجزيء.
التفاعلات والمعادلات الكيميائية
الرابطة الأيونية
2Na + Cl₂ → 2NaCl
نوع التفاعل: اتحاد
الشروط: درجة حرارة وضغط عاديان
الملاحظة: تكوين رابطة أيونية بين الصوديوم والكلور
الرابطة التساهمية
H₂ + Cl₂ → 2HCl
نوع التفاعل: اتحاد
الشروط: ضوء أو حرارة
الملاحظة: تكوين رابطة تساهمية بين الهيدروجين والكلور
قانون الثمانيات
لا معادلة رياضية
حيث: لا يوجد رموز
مثال عددي: لا يوجد مثال عددي
الخواص والتركيب
- تتكون الروابط الأيونية القوية عند ارتباط أي فلز من المجموعتين (1) و (2) مع أي لا فلز من المجموعتين (6) و (7).
- معظم المركبات الأيونية مواد صلبة قابلة للذوبان في المذيبات القطبية كالماء، مكونة محاليل مائية، ولا تذوب في المذيبات العضوية (اللاقطبية) كالبنزين.
- توصل التيار الكهربي عندما تكون في صورة مصهور أو محلول مائي لسهولة حركة الأيونات الحرة. ولا توصل التيار الكهربي عندما تكون في الصورة الصلبة لصعوبة حركة الأيونات داخل الشبكة البلورية بسبب قوى التجاذب الكبيرة بين الأيونات المختلفة الشحنة.
- ارتفاع درجتي انصهارها وغليانها للتغلب على قوى التجاذب بين الكاتيونات والأنيونات في الشبكة البلورية.
- معظم تفاعلاتها تتم بشكل لحظي.
التطبيقات والاستخدامات
- تطبيقات العلوم والتكنولوجيا في المجتمع، مثل استخدام الأيونات في تخطيط كهربية القلب (ECG).
- العلاقة بين الأيونات وسلامة القلب، حيث تنشأ التيارات الأيونية خلال أغشية القلب نتيجة حركة أيونات الصوديوم Na⁺ والبوتاسيوم K⁺ والكالسيوم Ca²⁺.
جدول مقارنة
| المركب | الفرق في السالبية الكهربية | النسبة المئوية للصفة الأيونية |
|---|---|---|
| HCl | 1.0 | 25% |
| HBr | ||
| AlCl₃ |
مسائل محلولة
-
احسب الفرق في السالبية الكهربية بين الصوديوم والكلور في مركب كلوريد الصوديوم NaCl.
الإجابة: الفرق في السالبية الكهربية = 2.1 - 0.93 = 1.17
-
اشرح لماذا تذوب المركبات الأيونية في الماء.
الإجابة: لأن الماء مذيب قطبي يمكنه تفكيك الشبكة البلورية للمركبات الأيونية.
تنبيهات الامتحان
- لا تنسى أن الرابطة الأيونية تتكون بين فلز ولا فلز.
- لا تنسى أن الرابطة التساهمية تتكون بين لا فلز ولا فلز.
- لا تنسى أن نظرية الثمانيات تحدد تركيب الإلكترونات في الذرة.
- لا تنسى أن التهجين يؤدي إلى تكوين أوربيتالات مهجنة جديدة.
قائمة المراجعة
- ما هي الرابطة الأيونية؟
- ما هي الرابطة التساهمية؟
- ما هي نظرية الثمانيات؟
- ما هو التهجين؟
- ما هي الروابط سيجما (σ) وباي (π)؟
- ما هي نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ (VSEPR)?
- كيف تتكون الروابط الأيونية؟
- كيف تتكون الروابط التساهمية؟
- ما هي خواص المركبات الأيونية؟
- ما هي تطبيقات العلوم والتكنولوجيا في المجتمع؟
- كيف تؤثر الأيونات على سلامة القلب؟
- كيف تحسب الفرق في السالبية الكهربية بين العناصر؟
جميع المعادلات دفعة واحدة
- 2Na + Cl₂ → 2NaCl
- H₂ + Cl₂ → 2HCl
- لا معادلة رياضية لنظرية الثمانيات
بالتوفيق في امتحاناتك!
ملف المراجعة، 7 صفحة
الملخص ده مكتوب بالذكاء الاصطناعي من نص الفصل في الكتاب المدرسي، وآخر تحديث ليه كان 29 مارس 2026. لقيت فيه غلطة؟ ابعتهالنا على واتساب ونصلّحها. إزاي بنكتب الملخصات.