مراجعة كيمياء العاشر الفصل الدراسي الاول 2021
مراجعة كيمياء العاشر الفصل الدراسي الأول 2021 نقدمها لكم بأسلوب سهل وممتع للقارئ والمتعلم
1 – الذرة :
أصغر جزء من المادة ولا يمكن أن تتجزأ إلى أجزاء أصغر
2- كم أو كوانتم الطاقة :
هو كمية الطاقة اللازمة لنقل إلكترون من مستوى الطاقة الساكن فيه إلى مستوى الطاقة الأعلى التالي له
3 – الفلك الذري :
هو المنطقة من الفراغ حول النواة والتي يكون فيها أكبر احتمال لوجود الإلكترون
4 – السحابة الالكترونية :
هي منطقة في الفضاء المحيط بالنواة ويحتمل وجود الإلكترون فيها في جميع الاتجاهات و الأبعاد
5 – عدد الكم الرئيسي n :
هو عدد يحدد مستويات الطاقة في الذرة وطاقة كل مستوى ويحدد بعده عن النواة
6 – عدد الكم الثانوي ℓ :
هو عدد يحدد عدد تحت مستويات الطاقة في كل مستوى طاقة
7 – عدد الكم المغناطيسي mℓ :
هو عدد يحدد عدد الأفلاك في تحت مستويات الطاقة واتجاهاتها في الفراغ
8 – عدد الكم المغزلي ms :
هو عدد يحدد نوع حركة الالكترون المغزلية حول محوره
9 – الترتيبات الإلكترونية :
هي الطرق التي تترتب بها الالكترونات حول أنوية الذرات
10 – مبدأ أُوفباو أو البناء التصاعدي :
لابد للإلكترونات أن تملأ تحت مستويات الطاقة ذات الطاقة المنخفضة أولاً ثم تحت مستويات الطاقة ذات الطاقة الأعلى
11- مبدأُ باولي للاستبعاد :
في ذرة ما لا يمكن أن يوجد الكترونان لهما قيم أعداد الكم الأربع نفسها
12 – قاعدة هوند :
الإلكترونات تملأ أفلاك تحت مستوى الطاقة الواحد كل واحدة بمفردها باتجاه الغزل نفسه ثم تبدأ بالازدواج في الأفلاك تباء بالاتجاه غزل معاكس
13 – الجدول الدوري لمندليف :
جدول رتب فيه ماندليف العناصر تصاعدياً بحسب التدرج في كتلتها الذرية في أعمدة رأسية وصفوف أفقية
14 – الجدول الدوري الحديث :
جدول رتبت فيه العناصر تصاعدياً بحسب التدرج في أعدادها الذرية من الأعلى إلى الأسفل و من اليسار إلى اليمين
15 – القانون الدوري الحديث :
عند ترتيب العناصر تصاعدياً بحسب التدرج في أعدادها الذرية يحدث تدرج وتكرار دوري للخواص الفيزيائية و الكيميائية
16 – المجموعة ( العائلة ) :
“ هي العمود الرأسي من الجدول الدوري ” وتكون العناصر في المجموعة متشابهة في الخواص الكيميائية و الفيزيائية
17 – الدورة :
هي الصف الأفقي من الجدول الدوري
18 – الفلزات :
هي العناصر الواقعة على يسار الجدول الدوري ما عدا الهيدروجين وتتميز بتوصيلها العالي للكهرباء و الحرارة وبصلابتها و قابليتها للطرق و السحب
19 – اللافلزات :
هي العناصر الواقعة على يمين الجدول الدوري وهي ضعيفة التوصيل للكهرباء و الحرارة
20 – أشباه الفلزات :
هي العناصر المجاورة للخط الفاصل للفلزات واللافلزات وتستخدم كمواد شبه موصلة للكهرباء
21 – الغازات النبيلة :
هي عناصر تمتلئ فيها تحت المستويات الخارجية s , p بالإلكترونات
22 – العناصر المثالية :
هي عناصر تمتلئ فيها تحت المستويات الخارجية s , p جزئياً الإلكترونات
23 – العناصر الانتقالية :
هي عناصر فلزية حيث يحتوي كل من تحت مستوى الطاقة s وتحت مستوى الطاقة d المجاور له على الكترونات
24 – العناصر الانتقالية الداخلية :
هي عناصر فلزية حيث تحتوي كل من تحت مستوى الطاقة s وتحت المستوى f المجاور له على الكترونات وتقع أٍفل الجدول الدوري
25 – الفلزات الضعيفة أو بعد الانتقالية :
هي فلزات المستوى ( p ) وتقع بين أشباه الفلزات و الفلزات الانتقالية وهي أقل صلابة ولها درجات انصهار وغليان أقل من الفلزات الانتقالية
26 – نصف القطر الذري :
نصف المسافة بين نواتي ذرتين متماثلتين في جزيء ثنائي الذرة
27 – طاقة التأين :
هو مقدار الطاقة اللازمة للتغلب على جذب شحنة النواة ونزع الالكترونات من الذرة وهي في الحالة الغازية
28 – الميل الالكتروني :
هو مقدار الطاقة المنطلقة عند إضافة الكترون إلى الذرة وهي في الحالة الغازية لتكوين أيون سالب
29 – السالبية الكهربائية :
هي ميل ذرات العنصر لجذب الالكترون عندما تكون مرتبطة كيميائياً بذرات عنصر آخر أو ( هي مقياس قدرة الذرة على جذب الكترونات الرابطة نحوها )
30 – الكترونات التكافؤ :
هي الالكترونات الموجودة في أعلى مستوى طاقة ( المستوى الخارجي ) في ذرات العنصر
31 – الترتيبات الالكترونية النقطية :
هي الأشكال التي توضح الكترونات التكافؤ في صورة نقاط
32 – قاعدة الثمانية :
الذرة تميل إلى بلوغ الترتيب الالكتروني الخاص بالغاز النبيل خلال عملية تكوين المركبات أو ( الذرة تميل إلى فقد أو اكتساب الكترونات إلى أن يصبح هناك ثمانية الكترونات في غلاف التكافؤ )
33 – الأنيون :
هو ذرة أو مجموعة من الذرات التي تحمل شحنة سالبة عندما تكسب الذرة المتعادلة الكترونات سالبة الشحنة
34 – أيونات الهاليدات :
هي أيونات تتكون عندما تكتسب ذرات الهالوجينات ( F , Cl , I , Br ) إلكترونات
35 – الرابطة الأيونية :
هي قوى التجاذب الإلكتروستاتيكية التي تربط الأيونات المختلفة في الشحنة مع بعضها البعض
36 – المركبات الأيونية :
هي المركبات المكونة من مجموعات متعادلة كهربائياً من الأيونات المرتبطة بقوى الكتروستاتيكية
37 – قاعدة الثمانية الخاصة بالرابطة التساهمية :
تحدث المساهمة بالإلكترونات إذا اكتسبت الذرات المشاركة في تكوين الرابطة التساهمية الترتيبات الالكترونية للغازات النبيلة ( أي يصبح هناك ثمانية الكترونات في غلاف التكافؤ )
38 – الرابطة التساهمية الأحادية :
هي رابطة يتقسم فيه زوج من الذرات زوج من الالكترونات
39 – الرابطة التساهمية الثلاثية :
هي رابطة يتقاسم فيها زوج من الذرات ثلاثة أزواج من الالكترونات
40 – الرابطة التساهمية التناسقية :
هي رابطة تساهمية تساهم فيها ذرة واحدة بكل من الكترونات الرابطة ( أي تتقاسم زوج الالكترونات ذرة واحدة بين ذرتين )
41 – الصيغ البنائية :
هي الصيغ الكيميائية التي توضح ترتيب الذرات في الجزيئات و الأيونات عديدة الذرات
علل لما يلي تعليلاً علمياً صحيحاً :
1 – الذرة متعادلة كهربائياً :
لأن عدد الشحنات الموجبة ( البروتونات ) = عدد الشحنات السالبة ( الإلكترونات )
2 – تسميت السحابة الإلكترونية بهذا الاسم :
بسبب حركة الإلكترونات السريعة حول النواةُ
3- قوى التنافر بين الإلكترونين اللذين يدوران في نفس الفلك ضعيفة جداً :
لنشوء مجالين مغناطيسيين متعاكسين ناتجين عن الحركة المغزلية للإلكترونين باتجاهين متعاكسين و هذا يُقلل من قوة التنافر بين الالكترونين و الناتجة عن شحنتهما
4 – تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في الخواص :
لاحتواء مستوى الطاقة الأخير في كل منها على نفس العدد من الإلكترونات
5 – لا يمكن قياس نصف قطر الذرة بطريقة مباشرة :
لأن الذرة ليس لها حُدود واضحة تُحدد حُجمها
6 – يزداد نصف القطر الذري ( الحجم الذري ) في المجموعة عند الانتقال من أعلى الى أسفل بزيادة العدد الذري :
لزيادة عدد مُستويات اُلطاقة بُزيادة عُدد الالكترونات و بُالتالي زيادة الحجم اُلذري
7 – تزداد طاقة التأين عبر الدورة بزيادة العدد الذري :
لنقص نُصف القطر الذري ,ُ مُع زُيادة شُحنة النواة وُ بُالتالي زيادة قُوة جُُذب اُلنواة الإلكترون مُما يصعب نُزعهُ
8 – تقل طاقة التأين في المجموعة بزيادة العدد الذري :
لزيادة نُصف اُلقطر اُلذري ,ُ وُ بُالتالي يُكون الإلكترون بعيدًا عُن النواة ,ُ مُما يُسهل نُزعه
9 – طاقة التأين للغاز النبيل كبيرة جداً :
لأن المستوى اُلأخير مُكتمل أُي أُن نظامه الإلكتروني مُستقر و بالتاليُ يُصعب نُزع اُلإلكترون مُن مُستوى الطاقة المستقر.
10 – يقل الميل الإلكتروني في المجموعة بزيادة العدد الذري :
لزيادة نُصف القطر الذري ( الحجم الذري )
11 – تقل السالبية الكهربائية في المجموعة بزيادة العدد الذري :
لزيادة نصف القطر الذري ( الحجم الذري )
12 – تزداد السالبية الكهربائية في الدورة بزيادة العدد الذري :
لنقص نصف القطر الذري ( الحجم اُلذري ) و بالتالي زيادة جذب النواة للإلكترونات
13 – عناصر المجموعة الواحدة متشابهة في الخواص الفيزيائية و الكيميائية :
لأن لها العدد نُفسه مُن إلكترونات التكافؤ (لأنها مُتشابهة في الترتيب الالكتروني )
13 – تميل ذرات الفلزات لفقد الالكترونات و تكوين كاتيونات :
لأن مُستوى الطاقة الخارجي فُيها يُحتوي على الكترون أُو الكترونين أُو ثُلاثة الكترونات وُ بالتالي يُكون من السهل عليها فقد هذه الالكترونات للوصول الى الترتيب الالكتروني لأقرب غاز نبيل
14 – تميل اللافلزات لاكتساب الالكترونات و تكوين الأنيونات :
لأن مُستوى الطاقة الخارجي فيها يحتوي على خمسة أُو ستة أُو سُبعة الكترونات وُُ بالتالي يُكون مُن السهل عليها اكتساب
الالكترونات لُُلوصول الى الترتيب الالكتروني لأقرب غاز نبيل
15 – المركبات الايونية متعادلة كهربائياً :
لان عدد الشحنات الموجبة ( يساوي ) عدد اُلشحنات السالبة
16 – درجات انصهار و غليان المركبات الأيونية مرتفعة :
لأن الرابطة بين أُيوناتها قوية
17 – توصل المركبات الأيونية التيار الكهربائي عندما تنصهر أو عندما تكون في المحاليل المائية و لا توصل التيار الكهربائي في الحالة الصلبة :
لأن أُيوناتها تُكون حرة الحركة في حالة المحلول المائي بينما في الحالة الصلبة تكون غير حُرة الحركة ( مُقيدة )
18- لا تملك المركبات الأيونية صيغاً :
لأنها لُا تُتكون مُن جُزيئات
مراجعة كيمياء العاشر الفصل الدراسي الأول 2021 نقدمها لكم بأسلوب سهل وممتع للقارئ والمتعلم
1 – الذرة :
أصغر جزء من المادة ولا يمكن أن تتجزأ إلى أجزاء أصغر
2- كم أو كوانتم الطاقة :
هو كمية الطاقة اللازمة لنقل إلكترون من مستوى الطاقة الساكن فيه إلى مستوى الطاقة الأعلى التالي له
3 – الفلك الذري :
هو المنطقة من الفراغ حول النواة والتي يكون فيها أكبر احتمال لوجود الإلكترون
4 – السحابة الالكترونية :
هي منطقة في الفضاء المحيط بالنواة ويحتمل وجود الإلكترون فيها في جميع الاتجاهات و الأبعاد
5 – عدد الكم الرئيسي n :
هو عدد يحدد مستويات الطاقة في الذرة وطاقة كل مستوى ويحدد بعده عن النواة
6 – عدد الكم الثانوي ℓ :
هو عدد يحدد عدد تحت مستويات الطاقة في كل مستوى طاقة
7 – عدد الكم المغناطيسي mℓ :
هو عدد يحدد عدد الأفلاك في تحت مستويات الطاقة واتجاهاتها في الفراغ
8 – عدد الكم المغزلي ms :
هو عدد يحدد نوع حركة الالكترون المغزلية حول محوره
9 – الترتيبات الإلكترونية :
هي الطرق التي تترتب بها الالكترونات حول أنوية الذرات
10 – مبدأ أُوفباو أو البناء التصاعدي :
لابد للإلكترونات أن تملأ تحت مستويات الطاقة ذات الطاقة المنخفضة أولاً ثم تحت مستويات الطاقة ذات الطاقة الأعلى
11- مبدأُ باولي للاستبعاد :
في ذرة ما لا يمكن أن يوجد الكترونان لهما قيم أعداد الكم الأربع نفسها
12 – قاعدة هوند :
الإلكترونات تملأ أفلاك تحت مستوى الطاقة الواحد كل واحدة بمفردها باتجاه الغزل نفسه ثم تبدأ بالازدواج في الأفلاك تباء بالاتجاه غزل معاكس
13 – الجدول الدوري لمندليف :
جدول رتب فيه ماندليف العناصر تصاعدياً بحسب التدرج في كتلتها الذرية في أعمدة رأسية وصفوف أفقية
14 – الجدول الدوري الحديث :
جدول رتبت فيه العناصر تصاعدياً بحسب التدرج في أعدادها الذرية من الأعلى إلى الأسفل و من اليسار إلى اليمين
15 – القانون الدوري الحديث :
عند ترتيب العناصر تصاعدياً بحسب التدرج في أعدادها الذرية يحدث تدرج وتكرار دوري للخواص الفيزيائية و الكيميائية
16 – المجموعة ( العائلة ) :
“ هي العمود الرأسي من الجدول الدوري ” وتكون العناصر في المجموعة متشابهة في الخواص الكيميائية و الفيزيائية
17 – الدورة :
هي الصف الأفقي من الجدول الدوري
18 – الفلزات :
هي العناصر الواقعة على يسار الجدول الدوري ما عدا الهيدروجين وتتميز بتوصيلها العالي للكهرباء و الحرارة وبصلابتها و قابليتها للطرق و السحب
19 – اللافلزات :
هي العناصر الواقعة على يمين الجدول الدوري وهي ضعيفة التوصيل للكهرباء و الحرارة
20 – أشباه الفلزات :
هي العناصر المجاورة للخط الفاصل للفلزات واللافلزات وتستخدم كمواد شبه موصلة للكهرباء
21 – الغازات النبيلة :
هي عناصر تمتلئ فيها تحت المستويات الخارجية s , p بالإلكترونات
22 – العناصر المثالية :
هي عناصر تمتلئ فيها تحت المستويات الخارجية s , p جزئياً الإلكترونات
23 – العناصر الانتقالية :
هي عناصر فلزية حيث يحتوي كل من تحت مستوى الطاقة s وتحت مستوى الطاقة d المجاور له على الكترونات
24 – العناصر الانتقالية الداخلية :
هي عناصر فلزية حيث تحتوي كل من تحت مستوى الطاقة s وتحت المستوى f المجاور له على الكترونات وتقع أٍفل الجدول الدوري
25 – الفلزات الضعيفة أو بعد الانتقالية :
هي فلزات المستوى ( p ) وتقع بين أشباه الفلزات و الفلزات الانتقالية وهي أقل صلابة ولها درجات انصهار وغليان أقل من الفلزات الانتقالية
26 – نصف القطر الذري :
نصف المسافة بين نواتي ذرتين متماثلتين في جزيء ثنائي الذرة
27 – طاقة التأين :
هو مقدار الطاقة اللازمة للتغلب على جذب شحنة النواة ونزع الالكترونات من الذرة وهي في الحالة الغازية
28 – الميل الالكتروني :
هو مقدار الطاقة المنطلقة عند إضافة الكترون إلى الذرة وهي في الحالة الغازية لتكوين أيون سالب
29 – السالبية الكهربائية :
هي ميل ذرات العنصر لجذب الالكترون عندما تكون مرتبطة كيميائياً بذرات عنصر آخر أو ( هي مقياس قدرة الذرة على جذب الكترونات الرابطة نحوها )
30 – الكترونات التكافؤ :
هي الالكترونات الموجودة في أعلى مستوى طاقة ( المستوى الخارجي ) في ذرات العنصر
31 – الترتيبات الالكترونية النقطية :
هي الأشكال التي توضح الكترونات التكافؤ في صورة نقاط
32 – قاعدة الثمانية :
الذرة تميل إلى بلوغ الترتيب الالكتروني الخاص بالغاز النبيل خلال عملية تكوين المركبات أو ( الذرة تميل إلى فقد أو اكتساب الكترونات إلى أن يصبح هناك ثمانية الكترونات في غلاف التكافؤ )
33 – الأنيون :
هو ذرة أو مجموعة من الذرات التي تحمل شحنة سالبة عندما تكسب الذرة المتعادلة الكترونات سالبة الشحنة
34 – أيونات الهاليدات :
هي أيونات تتكون عندما تكتسب ذرات الهالوجينات ( F , Cl , I , Br ) إلكترونات
35 – الرابطة الأيونية :
هي قوى التجاذب الإلكتروستاتيكية التي تربط الأيونات المختلفة في الشحنة مع بعضها البعض
36 – المركبات الأيونية :
هي المركبات المكونة من مجموعات متعادلة كهربائياً من الأيونات المرتبطة بقوى الكتروستاتيكية
37 – قاعدة الثمانية الخاصة بالرابطة التساهمية :
تحدث المساهمة بالإلكترونات إذا اكتسبت الذرات المشاركة في تكوين الرابطة التساهمية الترتيبات الالكترونية للغازات النبيلة ( أي يصبح هناك ثمانية الكترونات في غلاف التكافؤ )
38 – الرابطة التساهمية الأحادية :
هي رابطة يتقسم فيه زوج من الذرات زوج من الالكترونات
39 – الرابطة التساهمية الثلاثية :
هي رابطة يتقاسم فيها زوج من الذرات ثلاثة أزواج من الالكترونات
40 – الرابطة التساهمية التناسقية :
هي رابطة تساهمية تساهم فيها ذرة واحدة بكل من الكترونات الرابطة ( أي تتقاسم زوج الالكترونات ذرة واحدة بين ذرتين )
41 – الصيغ البنائية :
هي الصيغ الكيميائية التي توضح ترتيب الذرات في الجزيئات و الأيونات عديدة الذرات
علل لما يلي تعليلاً علمياً صحيحاً :
1 – الذرة متعادلة كهربائياً :
لأن عدد الشحنات الموجبة ( البروتونات ) = عدد الشحنات السالبة ( الإلكترونات )
2 – تسميت السحابة الإلكترونية بهذا الاسم :
بسبب حركة الإلكترونات السريعة حول النواةُ
3- قوى التنافر بين الإلكترونين اللذين يدوران في نفس الفلك ضعيفة جداً :
لنشوء مجالين مغناطيسيين متعاكسين ناتجين عن الحركة المغزلية للإلكترونين باتجاهين متعاكسين و هذا يُقلل من قوة التنافر بين الالكترونين و الناتجة عن شحنتهما
4 – تتشابه عناصر المجموعة الواحدة في الخواص :
لاحتواء مستوى الطاقة الأخير في كل منها على نفس العدد من الإلكترونات
5 – لا يمكن قياس نصف قطر الذرة بطريقة مباشرة :
لأن الذرة ليس لها حُدود واضحة تُحدد حُجمها
6 – يزداد نصف القطر الذري ( الحجم الذري ) في المجموعة عند الانتقال من أعلى الى أسفل بزيادة العدد الذري :
لزيادة عدد مُستويات اُلطاقة بُزيادة عُدد الالكترونات و بُالتالي زيادة الحجم اُلذري
7 – تزداد طاقة التأين عبر الدورة بزيادة العدد الذري :
لنقص نُصف القطر الذري ,ُ مُع زُيادة شُحنة النواة وُ بُالتالي زيادة قُوة جُُذب اُلنواة الإلكترون مُما يصعب نُزعهُ
8 – تقل طاقة التأين في المجموعة بزيادة العدد الذري :
لزيادة نُصف اُلقطر اُلذري ,ُ وُ بُالتالي يُكون الإلكترون بعيدًا عُن النواة ,ُ مُما يُسهل نُزعه
9 – طاقة التأين للغاز النبيل كبيرة جداً :
لأن المستوى اُلأخير مُكتمل أُي أُن نظامه الإلكتروني مُستقر و بالتاليُ يُصعب نُزع اُلإلكترون مُن مُستوى الطاقة المستقر.
10 – يقل الميل الإلكتروني في المجموعة بزيادة العدد الذري :
لزيادة نُصف القطر الذري ( الحجم الذري )
11 – تقل السالبية الكهربائية في المجموعة بزيادة العدد الذري :
لزيادة نصف القطر الذري ( الحجم الذري )
12 – تزداد السالبية الكهربائية في الدورة بزيادة العدد الذري :
لنقص نصف القطر الذري ( الحجم اُلذري ) و بالتالي زيادة جذب النواة للإلكترونات
13 – عناصر المجموعة الواحدة متشابهة في الخواص الفيزيائية و الكيميائية :
لأن لها العدد نُفسه مُن إلكترونات التكافؤ (لأنها مُتشابهة في الترتيب الالكتروني )
13 – تميل ذرات الفلزات لفقد الالكترونات و تكوين كاتيونات :
لأن مُستوى الطاقة الخارجي فُيها يُحتوي على الكترون أُو الكترونين أُو ثُلاثة الكترونات وُ بالتالي يُكون من السهل عليها فقد هذه الالكترونات للوصول الى الترتيب الالكتروني لأقرب غاز نبيل
14 – تميل اللافلزات لاكتساب الالكترونات و تكوين الأنيونات :
لأن مُستوى الطاقة الخارجي فيها يحتوي على خمسة أُو ستة أُو سُبعة الكترونات وُُ بالتالي يُكون مُن السهل عليها اكتساب
الالكترونات لُُلوصول الى الترتيب الالكتروني لأقرب غاز نبيل
15 – المركبات الايونية متعادلة كهربائياً :
لان عدد الشحنات الموجبة ( يساوي ) عدد اُلشحنات السالبة
16 – درجات انصهار و غليان المركبات الأيونية مرتفعة :
لأن الرابطة بين أُيوناتها قوية
17 – توصل المركبات الأيونية التيار الكهربائي عندما تنصهر أو عندما تكون في المحاليل المائية و لا توصل التيار الكهربائي في الحالة الصلبة :
لأن أُيوناتها تُكون حرة الحركة في حالة المحلول المائي بينما في الحالة الصلبة تكون غير حُرة الحركة ( مُقيدة )
18- لا تملك المركبات الأيونية صيغاً :
لأنها لُا تُتكون مُن جُزيئات