قوانين الكيمياء للصف العاشر الفصل الأول وفق منهج دولة الكويت، مع تعريفات المفاهيم الأساسية، مرتبةً حسب الوحدتين ودروسهما: الإلكترونات في الذرات ودورية العناصر، والروابط الكيميائية. كُتب كل قانون بالرموز نفسها المستخدمة في المنهج، مع معنى كل رمز.
الوحدة الأولى: الإلكترونات في الذرات ودورية العناصر
الدرس 1-2: تطور النماذج الذرية
عدد الأفلاك وأقصى عدد من الإلكترونات في مستوى الطاقة الرئيسي
الصيغ:
- عدد الأفلاك = n²
- العدد الأقصى من الإلكترونات = 2n²
الرموز: n عدد الكم الرئيسي (رقم مستوى الطاقة).
الدرس 1-3: أعداد الكم
قيم أعداد الكم الأربعة
الصيغ:
- n = 1, 2, 3, … (K = 1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7)
- ℓ = 0 إلى n − 1 (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3)
- mℓ = −ℓ إلى +ℓ مرورًا بالصفر (عدد قيمه = عدد الأفلاك)
- ms = +1/2 أو −1/2
الدرس 1-4: قواعد الترتيب الإلكتروني في الذرات
قاعدة مادلنج (n + ℓ)
الصيغة: مجموع (n + ℓ) الأقل يملأ أولًا، وعند التساوي يملأ أولًا الذي له n أقل.
الرموز: n عدد الكم الرئيسي، ℓ عدد الكم الزاوي (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3).
الدرس 1-6: تقسيم العناصر
تحديد موقع العنصر في الجدول الدوري
الصيغ:
- رقم الدورة = أكبر قيمة لعدد الكم الرئيسي n في تحت المستويات (أو عدد مستويات الطاقة الرئيسية).
- إذا انتهى الترتيب بـ s: رقم المجموعة = عدد الإلكترونات في آخر تحت مستوى.
- إذا انتهى الترتيب بـ p: رقم المجموعة = عدد الإلكترونات في آخر تحت مستوى + 12.
الدرس 1-7: الميول الدورية (التدرج في الخواص)
نصف القطر الذري اللافلزي
الصيغة: نصف القطر الذري = المسافة بين نواتي الذرتين ÷ 2
الرموز: المسافة ونصف القطر بوحدة البيكومتر (pm).
معادلة طاقة التأين الأولى
الصيغة: X(g) + طاقة التأين الأولى ← X⁺(g) + e⁻
الرموز: X(g) ذرة متعادلة في الحالة الغازية، X⁺(g) كاتيون أحادي الشحنة، e⁻ الإلكترون المنزوع.
معادلة طاقة الميل الإلكتروني
الصيغة: X(g) + e⁻ → X⁻(g) + طاقة الميل الإلكتروني
الرموز: X⁻(g) أنيون أحادي الشحنة.
الوحدة الثانية: الروابط الكيميائية
الدرس 2-2: الرابطة الأيونية
كتابة صيغة المركب الأيوني (قانون حفظ الشحنة وطريقة التقاطع)
الصيغة: مجموع الشحنات الموجبة + مجموع الشحنات السالبة = صفر
الفرق في السالبية الكهربائية والخاصية الأيونية
الصيغة: الفرق في السالبية الكهربائية = سالبية اللافلز − سالبية الفلز
الدرس 2-4: الرابطة التساهمية
حساب الإلكترونات المشاركة وغير المشاركة في الجزيء
الصيغ:
- عدد الإلكترونات المشاركة = عدد أزواج الإلكترونات المشاركة × 2 (الرابطة الأحادية زوج، والثنائية زوجان، والثلاثية ثلاثة أزواج)
- عدد الأزواج = عدد الإلكترونات ÷ 2
- الإلكترونات غير المشاركة = مجموع إلكترونات التكافؤ − الإلكترونات المشاركة
أخطاء شائعة في قوانين الكيمياء للصف العاشر
- الخلط بين n² (عدد الأفلاك) و 2n² (أقصى عدد من الإلكترونات).
- كتابة 3d قبل 4s في الترتيب الإلكتروني، وهذا يخالف قاعدة مادلنج.
- نسيان استثناءي الكروم (4s¹ 3d⁵) والنحاس (4s¹ 3d¹⁰).
- تزويج الإلكترونات في أفلاك p قبل أن تشغل جميعها فرادى، وهذا يخالف قاعدة هوند.
- كتابة تحت مستوى غير موجود مثل 3f.
- عكس تدرج الخواص: نصف القطر يقل في الدورة ويزداد في المجموعة، بينما طاقة التأين والميل الإلكتروني والسالبية الكهربائية تزداد في الدورة وتقل في المجموعة.
- الظن أن الفلور أعلى ميلًا إلكترونيًا من الكلور.
- نسيان التحقق من أن مجموع الشحنات في صيغة المركب الأيوني يساوي صفرًا.
- الظن أن كل مركب يحتوي روابط قطبية مركب قطبي، مثل CCl₄ وهو غير قطبي.
وإذا كنت تحتاج إلى من يتابع معك حل المسائل خطوة بخطوة، يمكنك الوصول إلى مدرس كيمياء أو مدرسة كيمياء خصوصية في الكويت يشرح لك المنهج حسب مستواك.
أسئلة شائعة عن قوانين الكيمياء للصف العاشر الفصل الأول
كم عدد وحدات الكيمياء للصف العاشر في الفصل الأول؟
وحدتان: الإلكترونات في الذرات ودورية العناصر، والروابط الكيميائية.
ما الفرق بين قاعدة هوند ومبدأ باولي؟
قاعدة هوند تنظم توزيع الإلكترونات على أفلاك تحت المستوى الواحد فرادى أولًا ثم بالازدواج، أما مبدأ باولي فينص على أنه لا يوجد إلكترونان في الذرة لهما قيم أعداد الكم الأربعة نفسها.
كيف أعرف رقم الدورة ورقم المجموعة من الترتيب الإلكتروني؟
رقم الدورة يساوي أكبر قيمة لـ n، ورقم المجموعة يساوي عدد إلكترونات آخر تحت مستوى إذا انتهى بـ s، أو هذا العدد + 12 إذا انتهى بـ p.
متى تكون الرابطة أيونية؟
تتكون غالبًا بين فلز ولا فلز، وتظهر الخاصية الأيونية بشكل كبير عندما يكون الفرق في السالبية الكهربائية أكبر من أو يساوي 1.7 حسب مقياس باولنج.
ما الفرق بين الرابطة التساهمية والرابطة التناسقية؟
في الرابطة التساهمية تشارك كل ذرة بإلكترون أو أكثر، أما في الرابطة التناسقية فتمنح ذرة واحدة زوج الإلكترونات كاملًا لذرة أو أيون مستقبل، كما في H₃O⁺ و NH₄⁺.
