⚗

الكيمياء · الصف 10

ملخص شامل · منهج وزارة التربية الكويت

← كل الموارد

من المادة إلى الأحماض والقواعيد — كل فصل مشروح بالكامل.

دليل دراسي شامل لكيمياء الصف 10: ملاحظات فصلاً بفصل، أوراق غش، خلاصة جامعة، وبنك من الأسئلة الصعبة مع الحلول المشروحة.

الصف 10 وزارة التربية الكويت 2024/2025 7 فصول

المادة وتصنيفها

الحالات · المواد النقية مقابل المخاليط · تقنيات الفصل

1.1 ما هي المادة؟

المادة هي كل ما له كتلة ويشغل حيّزاً من الفراغ. توجد في ثلاث حالات مألوفة تختلف فيها حركة الجسيمات:

الحالة	الشكل	الحجم	حركة الجسيمات
صلب	ثابت	ثابت	تهتز في موضعها
سائل	يأخذ شكل الوعاء	ثابت	تتحرك متجاوزة بعضها
غاز	يملأ الوعاء	يملأ الوعاء	حركة سريعة حرّة

1.2 تصنيف المادة

المواد النقية لها تركيب وخصائص ثابتة.
- العناصر: لا يمكن تفكيكها (مثل Fe، O₂، Na).
- المركبات: عنصران أو أكثر متحدان كيميائياً بنسبة ثابتة (مثل H₂O، NaCl، CO₂).
المخاليط مزج فيزيائي لمادتين أو أكثر.
- متجانس: منتظم في جميع أجزائه (مثل الماء المالح، الهواء).
- غير متجانس: مناطق متمايزة (مثل رمل في ماء، زيت وخل).

1.3 تقنيات الفصل

التقنية	تفصل	المبدأ
الترشيح	صلب + سائل	حجم الجسيمات (يُحتجز الصلب غير الذائب)
التقطير	سائل + صلب ذائب، أو سائلان قابلان للامتزاج	اختلاف درجات الغليان
الكروماتوغرافيا	أصباغ / مذابات ذائبة	اختلاف الألفة للطور الثابت مقابل الطور المتحرك
الفصل المغناطيسي	مغناطيسي عن غير مغناطيسي	المغناطيسية

تلميحاستخدم الترشيح عندما تكون إحدى المادتين غير ذائبة؛ واستخدم التقطير عندما تكون كلتاهما ذائبتين لكن بدرجتي غليان مختلفتين.

⚡ ورقة غش · الفصل 1

المادة

لها كتلة وحجم

العنصر

نوع واحد من الذرات

المركب

اتحاد كيميائي بنسبة ثابتة

المخلوط

مزج فيزيائي بنسبة متغيرة

الترشيح

صلب غير ذائب + سائل

التقطير

اختلاف درجة الغليان

البنية الذرية

الجسيمات دون الذرية · العدد الذري والكتلي · النظائر · الأيونات

2.1 الجسيمات دون الذرية

لكل ذرة نواة صغيرة كثيفة تحوي بروتونات ونيوترونات، وتحيط بها إلكترونات في مستويات طاقة.

الجسيم	الشحنة	الكتلة (u)	الموقع
بروتون (p⁺)	+1	≈ 1	النواة
نيوترون (n⁰)	0	≈ 1	النواة
إلكترون (e⁻)	−1	≈ 1/1836	مستويات طاقة حول النواة

2.2 العدد الذري والعدد الكتلي

Z = عدد البروتونات
A = عدد البروتونات + النيوترونات
n = A − Z

الترميز: ᴬₓZ حيث Z رمز العنصر، و A العدد الكتلي (أعلى) و Z العدد الذري (أسفل). مثال: ²³₍₁₁₎Na = صوديوم فيه 11 بروتوناً و 12 نيوتروناً.

2.3 النظائر

النظائر ذرات للعنصر نفسه (Z نفسه) بعدد نيوترونات مختلف (A مختلف). لها خصائص كيميائية متماثلة وخصائص فيزيائية تختلف قليلاً.

مثالللكربون ثلاثة نظائر طبيعية: ¹²C (6 n)، ¹³C (7 n)، ¹⁴C (8 n) — جميعها Z = 6.

2.4 الأيونات — عدّ الجسيمات

يتكوّن الأيون عندما تكتسب الذرة إلكترونات أو تفقدها. لا يتغيّر عدد البروتونات في التفاعلات الكيميائية.

كاتيون (موجب): فقد إلكترونات. مثل Na⁺ فيه 11 p، 12 n، 10 e.
أنيون (سالب): اكتسب إلكترونات. مثل O²⁻ فيه 8 p، 8 n، 10 e.

الشحنة = البروتونات − الإلكترونات

انتبهالعدد الكتلي A يعدّ البروتونات + النيوترونات فقط — فالإلكترونات أخف من أن تُحسب.

⚡ ورقة غش · الفصل 2

عدد البروتونات

بروتونات + نيوترونات

النيوترونات

n = A − Z

ذرة متعادلة

p⁺ = e⁻

شحنة الأيون

الشحنة = p⁺ − e⁻

النظير

Z نفسه، A مختلف

الجدول الدوري

الدورات والمجموعات · المجموعات الرئيسية · الاتجاهات الدورية

3.1 التخطيط

الدورات = صفوف أفقية (1–7). تُرقَّم بأعلى مستوى طاقة مشغول.
المجموعات = أعمدة رأسية (1–18). المجموعة نفسها = عدد إلكترونات التكافؤ نفسه = كيمياء متشابهة.

3.2 المجموعات الرئيسية

المجموعة	الاسم	إلكترونات التكافؤ e⁻	أمثلة
1	الفلزات القلوية	1	Li, Na, K
2	الفلزات القلوية الترابية	2	Be, Mg, Ca
17	الهالوجينات	7	F, Cl, Br
18	الغازات النبيلة	8 (2 للهيليوم)	Ne, Ar, Kr
3–12	الفلزات الانتقالية	متفاوت	Fe, Cu, Zn

3.3 الاتجاهات الدورية

نصف القطر الذري — يتناقص عبر الدورة (زيادة البروتونات تجذب الإلكترونات إلى الداخل)؛ ويزداد نزولاً في المجموعة (مستويات طاقة أكثر).
طاقة التأين (طاقة نزع e⁻) — تزداد عبر الدورة؛ وتتناقص نزولاً في المجموعة.
الكهروسالبية (قوة الجذب في الرابطة) — تزداد عبر الدورة؛ وتتناقص نزولاً في المجموعة. أعلى قيمة للفلور F (4.0).

مساعدة للذاكرة«نزولاً = أكبر، أرخى، أقل شراهة.» عبر الدورة (يسار → يمين) = أصغر، أشد تماسكاً، أكثر شراهة للإلكترونات.

⚡ ورقة غش · الفصل 3

الدورة

صف = مستوى طاقة

المجموعة

عمود = إلكترونات التكافؤ e⁻

نصف القطر ↓ الدورة

يتناقص →

طاقة التأين ↓ المجموعة

تتناقص ↓

أعلى كهروسالبية

الفلور (4.0)

الغازات النبيلة

المجموعة 18، خاملة

الروابط الكيميائية

أيونية · تساهمية · هياكل لويس · أيونات متعددة الذرات

4.1 لماذا ترتبط الذرات

ترتبط الذرات لتحقيق توزيع إلكتروني مستقر — عادةً 8 إلكترونات تكافؤ (قاعدة الثمانية). والهيدروجين مستقر بإلكترونين.

4.2 الروابط الأيونية

ينقل الفلز إلكترونات إلى لا فلز. تتجاذب الأيونات الناتجة متعاكسة الشحنة.

Na → Na⁺ + e⁻, Cl + e⁻ → Cl⁻, Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

4.3 الروابط التساهمية

يتشارك لا فلزان الإلكترونات. روابط أحادية (زوج واحد)، أو ثنائية (زوجان)، أو ثلاثية (3 أزواج).

H₂ — رابطة أحادية، زوج متشارك واحد.
O₂ — رابطة ثنائية، زوجان متشاركان.
N₂ — رابطة ثلاثية، 3 أزواج متشاركة.

4.4 التنبؤ بنوع الرابطة من فرق الكهروسالبية

ΔEN	نوع الرابطة	مثال
0 – 0.4	تساهمية غير قطبية	H–H (0)
0.4 – 1.7	تساهمية قطبية	H–Cl (0.9)
> 1.7	أيونية	NaCl (2.1)

4.5 هياكل لويس النقطية

عدّ مجموع إلكترونات التكافؤ.
ضع أقل الذرات كهروسالبية في المركز (ولا تضع H أبداً).
اربط بروابط أحادية (إلكترونان لكل منها).
أكمل ثمانيات الذرات الخارجية أولاً.
ضع الإلكترونات المتبقية على الذرة المركزية؛ وكوّن روابط متعددة إن لزم.

4.6 الأيونات متعددة الذرات

الأيون	الاسم	الشحنة
OH⁻	هيدروكسيد	−1
NO₃⁻	نترات	−1
CO₃²⁻	كربونات	−2
SO₄²⁻	كبريتات	−2
NH₄⁺	أمونيوم	+1

⚡ ورقة غش · الفصل 4

الثمانية

8 إلكترونات تكافؤ e⁻ = مستقر

أيونية

فلز + لا فلز، انتقال

تساهمية

لا فلز + لا فلز، تشارك

ΔEN > 1.7

أيونية

ΔEN < 0.4

تساهمية غير قطبية

SO₄²⁻

كبريتات (−2)

الصيغ والمعادلات الكيميائية

كتابة الصيغ · الموازنة · أنواع التفاعلات

5.1 كتابة الصيغ

استخدم أعداد التأكسد (الشحنات) لموازنة المركب الأيوني إلى صافٍ صفري. اضرب الشحنات تبادلياً واختزلها أرقاماً سفلية.

Ca²⁺ و Cl⁻ → CaCl₂; Al³⁺ و O²⁻ → Al₂O₃

5.2 موازنة المعادلات (بالفحص)

العدد نفسه من كل ذرة في الطرفين — عدّل المعاملات فقط، ولا تغيّر الأرقام السفلية أبداً.

__ Fe + __ O₂ → __ Fe₂O₃
4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃

5.3 حالات المادة

استخدم الرموز: (s) صلب، (l) سائل، (g) غاز، (aq) مائي (ذائب في الماء).

2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l)

5.4 أنواع التفاعلات

النوع	النمط	مثال
اتحاد	A + B → AB	2 Mg + O₂ → 2 MgO
تفكك	AB → A + B	2 H₂O → 2 H₂ + O₂
إحلال أحادي	A + BC → AC + B	Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂
إحلال مزدوج	AB + CD → AD + CB	AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
احتراق	هيدروكربون + O₂ → CO₂ + H₂O	CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

تلميح للموازنةوازن أولاً العناصر التي تظهر في مركب واحد فقط في كل طرف؛ واترك H و O للنهاية.

⚡ ورقة غش · الفصل 5

اتحاد

A + B → AB

تفكك

AB → A + B

إحلال أحادي

A + BC → AC + B

إحلال مزدوج

AB + CD → AD + CB

احتراق

CₓHᵧ + O₂ → CO₂ + H₂O

(aq)

مائي = في الماء

مفهوم المول

عدد أفوجادرو · الكتلة المولية · التحويلات بين المول والكتلة والجسيمات · الصيغ

6.1 المول

المول وحدة عدّ، كالرزمة — لكنها لـ 6.022 × 10²³ جسيم.

1 mol = 6.022 × 10²³ جسيم (عدد أفوجادرو، N_A)

6.2 الكتلة المولية (M)

كتلة مول واحد من المادة، تُقرأ من الجدول الدوري بوحدة g/mol.

H₂O: 2(1.008) + 16.00 ≈ 18.02 g/mol
NaCl: 22.99 + 35.45 ≈ 58.44 g/mol
CaCO₃: 40.08 + 12.01 + 3(16.00) = 100.09 g/mol

6.3 مثلث التحويل

المولات = الكتلة / M, الجسيمات = المولات × N_A

للتحويل بين الكتلة والمولات والجسيمات، مرّ دائماً بالمولات أولاً.

6.4 الصيغ التجريبية والجزيئية

الصيغة التجريبية — أبسط نسبة صحيحة للذرات (مثل CH₂ لـ C₂H₄).
الصيغة الجزيئية — العدد الفعلي للذرات في جزيء واحد.

مثال محلولمركب نسبته 40% C، 6.7% H، 53.3% O بالكتلة. افترض 100 g → 40 g C، 6.7 g H، 53.3 g O. المولات: 40/12 = 3.33، 6.7/1 = 6.7، 53.3/16 = 3.33. النسبة C:H:O = 1 : 2 : 1. الصيغة التجريبية = CH₂O. إذا كانت الكتلة المولية ≈ 180، فالمضاعف = 180/30 = 6 → الصيغة الجزيئية = C₆H₁₂O₆ (الجلوكوز).

⚡ ورقة غش · الفصل 6

أفوجادرو

6.022 × 10²³ /mol

المولات

n = m / M

الجسيمات

n × N_A

التجريبية

أبسط نسبة

الجزيئية

n × (التجريبية)

M لـ H₂O

18.02 g/mol

الأحماض والقواعيد (مقدمة)

الخصائص · تعريف أرينيوس · مقياس الأس الهيدروجيني · الكواشف

7.1 الخصائص

الأحماض	القواعد
طعم حامض	طعم مر
pH < 7	pH > 7
تحوّل عباد الشمس الأزرق إلى أحمر	تحوّل عباد الشمس الأحمر إلى أزرق
تتفاعل مع الفلزات فتعطي H₂	ملمس زلق (صابوني)
توصل الكهرباء	توصل الكهرباء

7.2 تعريف أرينيوس

الحمض — يُنتج أيونات H⁺ (aq) في الماء. مثل HCl → H⁺ + Cl⁻.
القاعدة — تُنتج أيونات OH⁻ (aq) في الماء. مثل NaOH → Na⁺ + OH⁻.

7.3 مقياس الأس الهيدروجيني

pH = −log[H⁺], المدى 0 – 14

pH < 7 حمضي، pH = 7 متعادل، pH > 7 قاعدي.
كل وحدة pH = تغيّر بمقدار 10× في [H⁺].

7.4 الكواشف

الكاشف	لون الحمض	لون القاعدة
عباد الشمس	أحمر	أزرق
فينولفثالين	عديم اللون	وردي
ميثيل برتقالي	أحمر	أصفر
أزرق البروموثيمول	أصفر	أزرق

تلميحالتعادل: حمض + قاعدة → ملح + ماء. HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

⚡ ورقة غش · الفصل 7

الحمض

يعطي H⁺ في الماء

القاعدة

تعطي OH⁻ في الماء

−log[H⁺]

pH < 7

حمضي

pH > 7

قاعدي

التعادل

حمض + قاعدة → ملح + H₂O

★

الخلاصة الجامعة

كل ما تحتاجه في صفحة واحدة

تبدأ كيمياء الصف 10 بـ المادة: صلب، سائل، غاز؛ مواد نقية (عناصر ومركبات) مقابل مخاليط (متجانسة وغير متجانسة). تُفصل المخاليط بتقنيات فيزيائية مثل الترشيح (صلب غير ذائب + سائل)، والتقطير (اختلاف درجات الغليان)، والكروماتوغرافيا (اختلاف الألفة).

البنية الذرية: لكل ذرة نواة من بروتونات (+1، كتلة ≈1) ونيوترونات (0، كتلة ≈1) تحيط بها إلكترونات (−1، خفيفة جداً). العدد الذري Z يساوي عدد البروتونات؛ والعدد الكتلي A = p + n. تشترك النظائر في Z وتختلف في A. تتكوّن الأيونات باكتساب إلكترونات أو فقدها؛ الشحنة = p − e.

يرتب الجدول الدوري العناصر حسب Z في دورات (صفوف) ومجموعات (أعمدة). المجموعات الرئيسة: الفلزات القلوية (1)، القلوية الترابية (2)، الهالوجينات (17)، الغازات النبيلة (18)، والفلزات الانتقالية (3–12). عبر الدورة يتناقص نصف القطر الذري بينما تزداد طاقة التأين والكهروسالبية؛ ونزولاً في المجموعة تسود الاتجاهات المعاكسة.

الروابط: الروابط الأيونية تنقل إلكترونات (فلز + لا فلز، ΔEN > 1.7)؛ والروابط التساهمية تتشارك إلكترونات (لا فلزات). تُظهر هياكل لويس إلكترونات التكافؤ وتلتزم بقاعدة الثمانية. تعمل الأيونات متعددة الذرات (NO₃⁻، SO₄²⁻، NH₄⁺، …) وحدات مشحونة واحدة.

تُوازن الصيغ والمعادلات بالفحص — العدد نفسه من الذرات في الطرفين. خمسة أنواع للتفاعل: اتحاد، تفكك، إحلال أحادي، إحلال مزدوج، واحتراق. المول = 6.022 × 10²³ جسيم؛ والكتلة المولية M (g/mol) تتيح التحويل بين الكتلة والمولات والجسيمات. تعطي الصيغة التجريبية أبسط نسبة؛ والصيغة الجزيئية هي الجزيء الفعلي.

الأحماض تعطي H⁺ في الماء، طعمها حامض، pH < 7؛ والقواعد تعطي OH⁻، ملمسها زلق، pH > 7. مقياس pH (0–14) لوغاريتمي: pH = −log[H⁺]. تدل كواشف مثل عباد الشمس والفينولفثالين على الحمض أو القاعدة. ينتج التعادل ملحاً وماء.

أسئلة صعبة

أسئلة صعبة مع الحلول الكاملة

أيون فيه 24 بروتوناً، و 28 نيوتروناً، و 21 إلكتروناً. حدّد شحنته واكتب الترميز.

الحل: الشحنة = البروتونات − الإلكترونات = 24 − 21 = +3. العدد الكتلي A = 24 + 28 = 52. العدد الذري Z = 24 → الكروم (Cr). الترميز: ⁵²₂₄Cr³⁺.

زن: C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O.

الحل: 1 C₄H₁₀ فيه 4 C و 10 H، فيعطي 4 CO₂ و 5 H₂O. هذا يجعل 4·2 + 5·1 = 13 O في الطرف الأيمن، إذن 13/2 O₂. اضرب الجميع في 2: 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O.

عيّنة كتلتها 36 g من الماء تحوي كم جزيئاً؟ (M(H₂O) = 18 g/mol)

الحل: المولات = 36 / 18 = 2 mol. الجزيئات = 2 × 6.022 × 10²³ = 1.2044 × 10²⁴. الإجابة: 1.2044 × 10²⁴ جزيئاً.

أكسيد نيتروجين نسبته 30.4% N و 69.6% O بالكتلة. كتلته المولية 92 g/mol. أوجد الصيغة الجزيئية.

الحل: افترض 100 g: 30.4 g N / 14 = 2.17 mol؛ 69.6 g O / 16 = 4.35 mol. النسبة N:O = 2.17 : 4.35 ≈ 1 : 2. التجريبية = NO₂ (M = 46). المضاعف = 92 / 46 = 2. الصيغة الجزيئية: N₂O₄.

تنبّأ بنوع الرابطة في كل زوج: (a) K–Cl، (b) C–H، (c) O–O. استخدم قيم EN: K = 0.8، Cl = 3.0، C = 2.5، H = 2.1، O = 3.5.

الحل: (a) ΔEN = 3.0 − 0.8 = 2.2 → أيونية. (b) ΔEN = 2.5 − 2.1 = 0.4 → تساهمية غير قطبية (حدّية). (c) ΔEN = 0 → تساهمية غير قطبية.

قيمة pH لمحلول تساوي 3. أوجد [H⁺] وبيّن إن كان المحلول حمضياً أم قاعدياً.

الحل: pH = −log[H⁺] = 3 → [H⁺] = 10⁻³ = 0.001 M. وبما أن pH < 7، فالمحلول حمضي.

أيّهما أكبر نصف قطر — Mg أم Na، ولماذا؟ وأيّهما أعلى طاقة تأين — Na أم Cl؟

الحل: لـ Na نصف قطر أكبر من Mg لأن كليهما في الدورة 3، لكن لـ Mg بروتوناً إضافياً يجذب الإلكترونات بقوة أكبر. لـ Cl طاقة تأين أعلى من Na: تزداد طاقة التأين عبر الدورة (Cl بعيد إلى اليمين).

اكتب هيكل لويس لـ CO₂ وصف الترابط.

الحل: مجموع إلكترونات التكافؤ e⁻ = 4 + 2(6) = 16. C في المركز. كوّن رابطتين ثنائيتين C=O لتعطي كل ذرة ثمانية: O=C=O. لـ CO₂ رابطتان تساهميتان ثنائيتان وهو خطي.