ملخص كيمياء 2 ثانوي مقررات أ. هادي المالكي
الفصل الاول : الإلكترونات في الذرات
الدرس الاول : الضوء و طاقة الكم
الدرس الثاني : نظرية الكم و الذرة
الدرس الثالث : توزيع الإلكتروني
الفصل الثاني : الجدول الدوري و التدرج في خواص العناصر
الدرس الاول : تطور الجدول الدوري
الدرس الثاني : تصنيف العناصر
الدرس الثالث : خواص تدرج العناصر
الفصل الثالث : المركبات الأيونية و الفلزات
الدرس الاول : تكون الأيون
الدرس الثاني : الروابط الأيونية و المركبات الأيونية
الدرس الثالث : الروابط و خواص الفلزات
الفصل الرابع : الروابط التساهمية
الدرس الاول : الرابطة التساهمية
الدرس الثاني : تسمية الجزيئات
الدرس الثالث : التراكيب الجزيئية
الدرس الرابع : اشكال الجزيئيات
الدرس الخامس : الكهرو سالبية و القطبية
الفصل الخامس : الحسابات الكيميائية
الدرس الاول : المقصود بالحسابات الكيميائية
الدرس الثاني : حسابات المعادلات الكيميائية
الدرس الثالث : المادة المحددة للتفاعل
الدرس الرابع : نسبة المردود المئوية
الفصل السادس : الهيدروكربونات
الدرس الأول : مقدمة إلى الهيدروكربونات
الدرس الثاني : الألكانات
الدرس الثالث : الالكينات و الالكاينات
الدرس الرابع : متشكلات الهيدروكربونات
الدرس الخامس : الهيدروكربونات الاروماتية
الفصل الاول : الإلكترونات في الذرات
الدرس الاول : الضوء و طاقة الكم
الفكرة الرئيسة : للضوء : وهو نوع من الشعاع الكهرومغناطيسي - طبيعة ثنائية موجية وجسمية
الإشعاع الكهرومغناطيسي: شكل من أشكال الطاقة الذي يسلك السلوك الوجي في أثناء انتقاله في الفضاء.
خصائص الوجات: الطول الوجي، التردد، سعة الوجة ، سرعة الوجة .
الطول الوجي : هو أقصر مسافة بين قمتين متتاليين
ويقاس بالمتار أو السنتمترات أو النانومترات (9m-1x10=1nm)
الدرس الثاني : نظرية الكم و الذرة
الفكرة الرئيسة: تساعدك الخصائص الوجية للإلكترونات على الربط بي طيف الانبعاث الذري و طاقة الذرة
ومستويات الطاقة.
حالة الاستقرار: هي الحالة التي تكون إلكترونات الذرة فيها في أدنى طاقة .
حالة الإثارة: تحدث عندما تكتسب إلكترونات الذرة الطاقة.
العدد الكمي : يمثل كل مدار بعدد صحيح ( n ) تسمى مستويات الطاقة وهي سبعة مستويات .
الدرس الثالث : توزيع الإلكتروني
الفكرة الرئيسة: يحدد التوزيع الإلكتروني في الذرة باستخدام ثلاث قواعد.
التوزيع اللكتروني: هو ترتيب الإلكترونات في الذرة .
قواعد التوزيع الإلكتروني:
1- مبدأ أوفباو(البناء التصاعدي) : إن كل إلكترون يشغل المستوى الأقل طاقة.
2- مبدأ باولي ( للاستبعاد) : إن عدد إلكترونات المستوى الفرعي الواحد يستحيل أن تزيد عن إلكتروني ، ويدور كل منها حول نفسه باتجاه معاكس للآخر .
3- قاعدة هوند : إن الآلكترونات تتوزع في المستويات الفرعية المتساوية الطاقة بحيث تحافظ على أن يكون لها الاتجاه نفسه من حيث الدوران، قبل أن تشغل الإلكترونات الإضافية اتجاه الدوران العاكس في الستويات نفسها
الفصل الثاني : الجدول الدوري و التدرج في خواص العناصر
الدرس الاول : تطور الجدول الدوري
الفكرة الرئيسة : لقد تطور الجدول الدوري تدريجيا مع الوقت باكتشاف العلماء طرائق أكثر فائدة في تصنيف العناصر ومقارنتها.
تطور الجدول الدوري : الجدول 2-2 يلخص مساهمات جون نيولاندز وماير ومندليف وموسلي .
ينسب الجدول الدوري الحديث إلى مندليف ، وذلك لتركه مواقع شاغرة في الجدول لعناصر لم تكتشف بعد.
الدرس الثاني : تصنيف العناصر
الفكرة الرئيسة : رتبت العناصر في الجدول الدوري ضمن مجموعات ودورات حسب أعدادها الذرية.
ترتيب العناصر وفق التوزيع الإلكتروني :
رقم الجموعة : يحدد من عدد إلكترونات التكافؤ في الجال الخير من التوزيع الإلكتروني .
رقم الدورة : يحدد من أعلى رقم مستوى في التوزيع الإلكتروني .
المجال الأخير ( مجال التكافؤ ) : يمثل بآخر مستوى s ومابعده في التوزيع الإلكتروني لذرة العنصر.
الدرس الثالث : خواص تدرج العناصر
الفكرة الرئيسة : يعتمد تدرج خواص العناصر في الجدول الدوري على حجوم الذرات و قابليتها لفقدان إلكترونات أو اكتسابها .
نصف قطر الذرة :
نص قطر ذرة الفلز : هو نصف المسافة بين نواتي ذرتي متجاورتين في التركيب البلوري .
نصف قطر ذرة اللافلز : هو نصف السافة بي نوى ذرتي متطابقتي ومتحدتي كيميائيا
الفصل الثالث : المركبات الأيونية و الفلزات
الدرس الاول : تكون الأيون
الفكرة الرئيسة: تتكون اليونات عندما تفقد الذرات إلكترونات التكافؤ أو تكتسبها لتصل الى التوزيع الإلكتروني الثماني الأكثر استقرارا.
الرابطة الكيميائية: عبارة عن قوة تجاذب بين ذرتين أو أكثر من خلال فقد الذرة للإلكترونات أو إكتسابها أو الساهمة بالاشتراك مع ذرة أو ذرات أخرى
الدرس الثاني : الروابط الأيونية و المركبات الأيونية
الفكرة الرئيسية: تتجاذب اليونات ذات الشحنات المختلفة لتكون مركبات أيونية متعادلة كهربائيا.
الرابطة الأيونية: هي القوة الكهروستاتيكية التي تجذب الأيونات ذات الشحنات المختلفة في المركبات الأيونية.
المركبات الأيونية: تسمى المركبات التي تحتوي على روابط أیونیة
المركبات الأيونية الثنائية: هي مركبات تتكون من عنصرين مختلفين مثل كلوريد الصوديوم
الدرس الثالث : الروابط و خواص الفلزات
الفكرة الرئيسة : تكون الفلزات شبكات بلورية يمكن تمثيلها أو نمذجتها بأيونات موجبة يحيط بها بحر من إلكترونات التكافؤ الحرة الحركة.
نموذج بحر الإلكترونات: تتداخل مستويات الطاقة الخارجية بعضها في بعض .
الإلكترونات الحرة : لترتبط الإلكترونات الوجودة في مستويات الطاقة الخارجية في الذرات الفلزية بأي ذرة محددة، وتعرف بالإلكترونات الحرة الحركة .
الفصل الرابع : الروابط التساهمية
الدرس الاول : الرابطة التساهمية
الفكرة الرئيسة : تستقر ذرات بعض العناصر عندما تتشارك في إلكترونات تكافؤها لتكوين رابطة تساهمية.
الدرس الثاني : تسمية الجزيئات
الفكرة الرئيسة : تستعمل قواعد محددة في تسمية المركبات الجزيئية الثنائية الذرات ، والحماض الإكسجينية.
الدرس الثالث : التراكيب الجزيئية
الفكرة الرئيسة : تبين الصيغ البنائية الواقع النسبية للذرات في الجزيء وطرائق ارتباطها معا داخل الجزيء.
الدرس الرابع : اشكال الجزيئيات
الفكرة الرئيسة : يستعمل نموذج التنافر بين أزواج إلكترونات التكافؤ VSEPR لتحديد شكل الجزيء .
الدرس الخامس : الكهرو سالبية و القطبية
الفكرة الرئيسة : يعتمد نوع الرابطة الكيميائية على مقدار جذب كل ذرة للإلكترونات في الرابطة.
الكهروسـالبية : تشـير إلى القدرة النسـبية للذرة لجذب إلكترونات الرابطة الكيميائية