x

Read Microsoft Word - Kimia 10 liber mesuesi 19 maj.doc text version

mësuesi

Prof. Dr. Eduard Andoni, Aishe Hajredini (Karaj)

Libër

Kimia

S H T Ë P I A

B O T U E S E

10

www.mediaprint.al

KLIKONI KËTU

PËRMBAJTJA

Plani mësimor................................................................................................................................6 Kreu 1 Ndërtimi i atomit..................................................................................................24 Ndërtimi i atomit .......................................................................................................................24 Atomi-përbërës i lëndës ........................................................................................................24 Ndërtimi i atomit sipas Radhërfordit ..........................................................................................25 Ndërtimi i atomit sipas Borit ......................................................................................................26 Izotopet .......................................................................................................................................27 Numrat kuantikë ..........................................................................................................................28 Shpërndarja e elektroneve në nivele, nënnivele dhe gjendjet energjetike të atomit ...................29 Orbitalet atomike ........................................................................................................................30 Ushtrime për kapitullin ..............................................................................................................31 Kreu 2 SISTEMI PERIODIK .............................................................................................37 Sistemi periodik i elementeve .....................................................................................................40 Ndryshimi i rrezes atomike në sistemin periodik ........................................................................42 Vetitë reduktuese dhe potenciali i jonizimit. Metalet ................................................................42 Elektronegativiteti. Ndryshimi i karakterit të oksideve në sistemin periodik .............................43 Kreu 3 LIDHJA KIMIKE ....................................................................................................44 Lidhja kovalente ..........................................................................................................................44 Lidhja shumëfishe ......................................................................................................................45 Karakteri jonik. Polariteti i molekulës .......................................................................................46 Lidhja bashkërenditëse ................................................................................................................47 Ushtrime për kapitullin ...............................................................................................................50 Kreu 4 KINETIKA KIMIKE ..............................................................................................53 Shpejtesia e reaksionit kimik .....................................................................................................53 Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e reaksionit kimik .............................................................55 Ndikimi i përqendrimit në shpejtësinë e reaksionit kimik ..........................................................57 Ushtrime ......................................................................................................................................58 Katalizatori dhe roli i tyre në shpejtësinë e reaksionit ................................................................59 Mekanizmi i reaksionit kimik ....................................................................................................60 Molekulariteti ..............................................................................................................................61 Kreu 5 EKUILIBRI KIMIK ..............................................................................................62 Reaksionet e paprapsueshme dhe të prapsueshme ......................................................................62 Ekuilibri Kimik ...........................................................................................................................63 Ushtrime ......................................................................................................................................64 Parimi i Lë Shatelie .....................................................................................................................67 Ushtrime ......................................................................................................................................69 Ushtrime dhe probleme për kinetikën kimike dhe ekuilibrat kimikë .........................................72 Udhëzime për zhvillimin e eksperimenteve demonstruese .......................................................74 Udhëzime për zhvillimin e punës laboratorike ...........................................................................74 Punë laboratori 10.1 ...................................................................................................................74 Kreu 6 ACIDET DHE BAZAT ...............................................................................................75 Elektrolitët. Shpërbashkimi elektrolitik .....................................................................................75 Grada e shpërbashkimit elektrolitik dhe konstantja e shpërbashkimit ............................................77 Hidroliza ......................................................................................................................................78 Ushtrime dhe probleme të zgjidhura ..........................................................................................79

Libri i mësuesit: KIMIA 10

5

Plani mësimor

......................................................

36 javë × 2 orë = 72 orë gjithsej

Njohuri të reja Ushtrime Detyrë eksperimentale Teste Projekt

47 orë 12 orë 5 orë 4 orë 4 orë

.

6

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Kreu

Kreu 1 Ndërtimi i atomit (13 orë)

Objektivat e kapitullit Ndërtimi i atomit (13 orë) Në përfundim të klasës së 10 nxënës/i,-ja: të interpretojë atomin si grimcë e përbërë (zbulimi i elektronit dhe i radioaktivitetit natyror); të diskutojë vendndodhjen e grimcave përbërëse të atomit (eksperimenti i Radhërfordit, Çedvik); të dallojë protonet, neutronet, elektronet në lidhje me masat e tyre relative dhe ngarkesën; të përkufizojë numrin atomik, elementin kimik, numrin e masës; të dallojë ku ndryshojnë ndërmjet tyre izotopet e një elementi kimik; të llogaritë masën atomike të krahasuar të një elementi, duke njohur përqindjen e përhapjes në natyrë të izotopeve përbërës të tij; të përshkruajë në mënyrë evoluive zhvillimin e modelit atomik nga Tomsoni, Radhërfordi te Bori; të përcaktojë kuptimet: orbitë e lejuar, numër kuantik themelor, nivel energjetik; të përcaktojë kuptimet: orbital atomik, numër kuantik sekondar, nënivel energjetik; të tregojë karakteristikat e orbitaleve s dhe p; të paraqitë skematikisht orbitalet s, p; të njehsojë numrin e nëniveleve energjetike në një nivel energjetik; të përcaktojë kuptimin: numër kuantik magnetik dhe numër kuantik spin;

Temat mësimore dhe objektivat përkatëse të tyre 1.1. Atomi - përbërës i lëndës Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të interpretojë përfytyrimet e Demokritit për atomin; të përkufizojë rrezet katodike; të listojë karakteristikat e elektronit. 1.2. Masat dhe përmasat e atomit Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të përkufizojë masën dhe përmasën e atomit. të formulojë ç'është masa atomike e krahasuar. të njehsojë masën atomike të krahasuar. 1.3. Ushtrime për masën atomike të krahasuar Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të njehsojë masën atomike të krahasuar kur njeh masën absolute dhe anasjellas, të njehsojë masën molekulare, kur njeh masën absolute dhe anasjellas, të njehsojë masën atomike dhe molekulare të substancave me kombinime molesh. 1.4. Ndërtimi i atomit sipas Radhërfordit Objektivat: Në fund të orë së mësimit nxënësi duhet: Të përkufizojë atomin si grimcë. Të përshkruajë modelin e Radhërfordit. Të tregojë ngarkesën e protonit, neutronit dhe elektronit.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

7

të paraqitë grafikisht gjendjet energjetike; të dallojë gjendjet energjetike bosh, gjysmë të ngopura dhe të ngopura; të njehsojë numrin e gjendjeve energjetike në një nënnivel energjetik; të njehsojë numrin maksimal të elektroneve në nivelet, nënnivelet dhe gjendjet energjetike; të shkruajë formulat elektronike dhe konfigurimet elektronike të atomeve deri në 40 elementet e para të tabelës periodike; të skicojë hartën e koncepteve për ndërtimin e atomit; të shkruajë një ese për rëndësinë shkencore që pati zbulimi i pjesëzave përbërëse të atomit.

1.5. Ndërtimi i atomit sipas Borit Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të shpjegojë ngjashmëritë dhe ndryshimet ndërmjet teorisë së Borit dhe Radhërfordit për ndërtimin e atomit; të përkufizojë ç'është numri kuantik themelor, vlerat që merr dhe çfarë tregon; të njehsojë numrin maksimal të elektroneve për një vlerë të caktuar të n. 1.6. Numri atomik. Numri i masës Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të përkufizojë numrin atomik dhe të dijë çfarë tregon ai. të përcaktojë numrin e masës si shumë e protoneve dhe neutroneve. 1.7. Izotopet Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të formulojë konceptin fizik të izotopeve; Të paraqesë simbolin e një izotopi; Të njehsojë numrin e neutroneve në një element që ka izotope. 1.8. Numrat kuantikë Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të përcaktojë çfarë tregon numri kuantik orbital dhe vlerat që merr ai. të shpjegojë çfarë tregon numri kuantik magnetik dhe vlerat që merr ai të shpjegojë çfarë tregon numri kuantik spin dhe vlerat që merr ai.

8

Libri i mësuesit: KIMIA 10

1.9. Shpërndarja e elektroneve në nivele, nën-nivele dhe gjendjet energjetike të atomit Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të argumentojë shpërndarjen e dhënë në nivele dhe nënnivele sipas parimit të qëndrueshmërisë, të shpjegojë parimin e Paulit dhe rregullën e Hundit, të shpjegojë ç'është formula elektronike dhe konfigurimi elektronik. 1.10. Punë e drejtuar- Ushtrime për shpërndarjen e elektroneve nëpër nivele, nën-nivele dhe gjendje energjetike Objektivat: Nxënësi në fund të orës së mësimit duhet: të lexojë formulën elektronike dhe të bëjë dallimin e formulës elektronike me konfigurimin elektronik. të përcaktojë gjendjet e ngopura, të pangopura dhe gjysmë të ngopura në një konfigurim elektronik. të njehsojë vlerat e numrave kuantike për një elektron të dhënë. 1.11. Orbitalet atomike Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të formulojë ç'është orbitali atomik. Të shpjegojë nga cili numër përcaktohet forma e orbitalit atomik dhe të dijë ç'farë forme ka orbitali s. Të shpjegojë formën e orbitaleve p dhe si orientohen ato në hapësirë. 1.12. Teste për kreun I Objektivat: Të kontrollohen njohuritë e marra në kreun "Ndërtimi i atomit" 1.13. Projekt Provo veten

Libri i mësuesit: KIMIA 10

9

Kreu 2 Sistemi periodik (13 orë)

Kreu 2 Sistemi periodik (13 orë) Në përfundim të klasës së 10 nxënës/i,-ja: të interpretojë ndërtimin e tabelës periodike me perioda të gjata, duke u bazuar në parimin e qëndrueshmërisë dhe të ligjit periodik; të analizojë mbi bazën e strukturës atomike, periodat dhe grupet A,B në tabelën periodike; të parashikojë vendosjen e elementeve në tabelën periodike dhe vetitë e tyre, duke përdorur konfigurimin elektronik; të argumentojë marrëdhëniet ndërmjet rrezes atomike, potencialit të jonizimit, afërisë për elektronin, dhe elektronegativitetit; të përshkruajë qëndrueshmërinë e gazeve inerte duke u mbështetur në ndërtimin e shtresës së jashtme elektronike me 8 elektrone; të formulojë kuptimet për konceptet: elektron valentor, valencë, valencë normale, valencë e ngacmuar; të nxjerrë përfundime ndërmjet ngjashmërive dhe diferencave të vetive fiziko-kimike te metalet alkaline e ato alkalino-tokësorë; të hetojë eksperimentalisht tretësira të ndryshme për praninë e kationeve të elementeve të grupeve I A dhe II A, duke përdorur testin e flakës për këto jone; të nxjerrë përfundime ndërmjet ngjashmërive dhe diferencave të vetive fiziko-kimike te jometalet e grupeve VIA dheVIIA;

2.1. Ligji periodik i elementeve Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë pse elementet kimike ngjajnë ndërmjet tyre; b. të formulojë ligjin periodik të Mendelejevit; c. të bëjë ndarjen e elementeve sipas ngjashmërive nëpërmjet shembujve kur janë dhënë disa elemente. 2.2. Sistemi periodik i elementeve Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë si është e ndërtuar sistemi periodik; b. të shpjegojë çfarë tregon numri i grupit i shoqëruar me shkronjën A; c. të shpjegojë çfarë tregon numri i grupit i shoqëruar me shkronjën B. 2.3. Ndryshimi i rrezes atomike në sistemin periodik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të formulojë ç'është rrezja atomike; b. të shpjegojë si ndryshon rrezja brenda periodës dhe grupit; c. të renditë elementet nëpërmjet shembujve sipas rritjes së rrezes. 2.4. Ndryshimi i valencës në sistemin periodik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të formulojë ç'është valenca dhe cilët janë elektronet e valencës; b. të emërtojë nëpërmjet shembujve se ç'është valenca në gjendje normale; d. të shpjegojë nëpërmjet shembujve ç'është valenca në gjendje të ngacmuar.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

10

të tregojë eksperimentalisht radhën e aktivitetit të metaleve (p.sh.: Sn, Zn, Mg, Cu(II), Fe(II)) duke planifikuar për këtë, reaksione të zhvendosjes së këtyre metaleve nga tretësirat e kripërave; të parashikojë karakteristikat e metaleve, jometaleve, duke u bazuar në vendin e tyre në tabelën periodike; të grumbullojë nga burime të ndryshme informacioni, të dhëna për vetitë e elementeve kimike të një grupi të tabelës periodike ( p.sh.: si identifikohen elementet përkatëse, janë apo jo toksike, cilat janë vetitë e tyre karakteristike, përdorimet në jetën e përditshme); të tregojë se si ndryshojnë në tabelën periodike vetia reduktuese e metaleve dhe vetia oksiduese e jometaleve duke realizuar, sipas rregullave të sigurisë, eksperimente që vetë ka planifikuar për këtë qëllim; të përshkruajë amfoterinë; të listojë, duke u mbështetur në tabelën periodike, elemente që japin okside acide, okside bazike, okside amfotere; të demonstrojë eksperimentalisht, duke zbatuar rregullat e sigurisë, sjelljen me acidet ose bazat të oksideve bazike, acide dhe amfotere; të skicojë hartën e koncepteve për tabelën periodike.

2.5. Ngjashmëria e elementeve në sistemin periodik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të listojë faktorët që ndikojnë në ngjashmërinë e elementeve; b. të shpjegojë disa triada dhe të dijë që elementi i mesit të triadës shfaq veti mesatare të elementeve skajore; c. të shpjegojë si ndryshon rrezja atomike në grupet B. 2.6. Vetitë reduktuese dhe potenciali i jonizimit. Metalet Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të përcaktojë ç'është vetia reduktuese dhe të dijë se cilat elemente e shfaqin atë; b. të shpjegojë ç'është potenciali i jonizimit dhe si ndryshon ai në sistemin periodik; c. të rendisë elementet sipas rritjes së potencialit të jonizimit. 2.7. Vetitë oksiduese dhe afria për elektronin. Jometalet Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të përcaktojë ç'është vetia oksiduese dhe cilat elemente e shfaqin atë; b. të shpjegojë ç'është afria për elektronin dhe si ndryshon ajo në perioda dhe grupe; c. të rendisë elementet nëpërmjet shembujve sipas rritjes së afrisë për elektronin. 2.8. Punë e drejtuar- Parashikimi i vetive të elementeve në bazë të vendndodhjes së tyre në sistemin periodik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të parashikojë nëpërmjet pozicionit në sistemin periodik karakterin metalik ose jometalik të një elementi;

Libri i mësuesit: KIMIA 10

11

b. të parashikojë nëpërmjet pozicionit në sistemin periodik karakterin acid ose bazik të oksidit të një elementi; c. të parashikojë nëpërmjet pozicionit në sistemin periodik gjendjen agregate të oksideve. 2.9. Elektronegativiteti. Ndryshimi i karakterit të oksideve në sistemin periodik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të përcaktojë çfarë është elektronegativiteti; b. të shpjegojë se si ndryshon ai në sistemin periodik; c. të parashikojë nëpërmjet vlerave të elektronegativitetit karakterin bazik ose acid të oksideve. 2.10. Metalet alkaline dhe alkalino-tokësore Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë pse elementët e gr.IA ngjajnë ndërmjet tyre; b. të shpjegojë pse elementët e gr.IIA ngjajnë ndërmjet tyre; c. të argumentojë vetitë kimike kryesore të metaleve alkaline dhe alkalino-tokësore. 2.11. Elementet e grupit VIA dhe VIIA Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë pse kalkogjenët ngjajnë ndërmjet tyre; b. të shpjegojë pse halogjenët ngjajnë ndërmjet tyre; c. të shpjegojë vetitë kimike kryesore të kalkogjenëve dhe halogjenëve. 2.12. Detyrë eksperimentale - Radha e aktivitetit të metaleve Objektiva: Gjatë orës së mësimit nxënësi duhet të provojë: a. Të provojë nëpërmjet eksperimentit që nga veprimi i zingut me acidet çlirohet hidrogjen;

12

Libri i mësuesit: KIMIA 10

b. Të provojë nëpërmjet eksperimentit që nga veprimi i aluminit me acidet çlirohet hidrogjen; c. Të provojë që metalet që ndodhen pas hidrogjenit në radhën e aktivitetit kur veprojnë me acidet nuk çlirojnë hidrogjen. 2.13. Teste për kreun 2 Të kontrollojë njohuritë e marra në kapitullin e "Sistemit periodik" Provo veten Lidhja kimike (13 orë) Në përfundim të klasës së 10 nxënës/i,-ja: të demonstrojë me anë të shembujve mekanizmin e lidhjes jonike; të hartojë formulën e njësisë duke u bazuar në ngarkesën e joneve përbërës; të përdorë konceptin e energjisë së rrjetit kristalor për të argumentuar formimin e kristaleve jonike; të paraqitë lidhjen kimike kovalente në molekulat me lidhje njëfishe, dyfishe, trefishe; të listojë veçoritë dalluese të lidhjes sigma dhe lidhjes pi; të përdorë të dhënat mbi elektronegativitetin për të parashikuar tipin e lidhjes, si: -kovalente-polare, - kovalente e pastër; të tregojë marrëdhënien ndërmjet lidhjeve kovalente polare dhe molekulës polare; të përshkruajë mekanizmin e formimit të lidhjes bashkërenditëse (p.sh., me donor NH3, dhe akceptor BF3); 3.1. Lidhja jonike Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të përcaktojë ç'është lidhja kimike. b. të tregojë nëpërmjet shembujve si realizohet lidhja jonike. c. të shpjegojnë strukturën elektronike të joneve dhe me cilët atome ato bëhen izoelektronike 3.2. Energjia e rrjetit kristalor Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë nëpërmjet shembullit ç'është energjia e rrjetit kristalor. b. të shpjegojë nëpërmjet energjisë së rrjetit kristalor dhe afrinë për elektronin, formimin e përbërjes së re. c. të shpjegojë ç'është formula kimike dhe të shkruajë formulat e përbërjeve jonike. 3.3. Lidhja kovalente Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të formulojë lidhjen kovalente si lidhje kimike. b. të shpjegojë nëpërmjet shembujve kur lidhja kovalente është e pastër dhe polare. c. Të shpjegojë strukturat e lidhjes polare.

13

Kreu 3

Lidhja kimike (13 orë)

Libri i mësuesit: KIMIA 10

të analizojë ngjashmëritë dhe dallimet ndërmjet lidhjes: jonike, kovalente, kovalente polare, bashkërenditëse; të shkruajë strukturat e Ljuisit për molekula të ndryshme të përcaktojë në strukturat e Ljuisit për molekula të ndryshme, atomin qendror, çiftet elektronike vetjake, çiftet elektronike lidhëse; të formulojë kuptimet për konceptet: gjatësi e lidhjes kimike, kënd valentor; të argumentojë formën gjeometrike të molekulës; të skicojë hartën e koncepteve për lidhjet kimike;

3.4. Lidhja bashkërenditëse Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të formulojë lidhjen bashkërenditëse si lidhje të veçantë kovalente. b. të bëjë dallimin e lidhjes bashkërenditëse me lidhjet e tjera me përbërje të ndryshme kimike. c. të shpjegojë rregullin e tetëshes elektronike në molekula dhe të dallojë atomet që i thyejnë këto rregulla. 3.5. Lidhjet shumëfish Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të shpjegojë formimin e lidhjes sigma si mbulim boshtor i orbitaleve atomike. b. Të shpjegojë formimin e lidhjes II si mbulim anësor e orbitaleve atomike. c. Të shpjegojë formimin e lidhjes shumëfishe me anë të shembujve në përbërje të ndryshme. 3.6. Punë e drejtuar- Ushtrime për strukturat e Ljuisit Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të shpjegojë strukturat e Ljuisit me molekula të formuara nga dy lloj atomesh. b. Të shpjegojë strukturat e Ljuisit në përbërje poliatomike. c. Të dijë rregullat për përcaktimin e strukturave të Ljuisit. 3.7. Fortësia e lidhjeve kimike Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të formulojë ç'është energjia e lidhjes. b. të shpjegojë pse energjia e lidhjes sigma është e madhe. c. të shpjegojë pse II është me e dobët se lidhja sigma dhe do një sasi energjie më të vogël për tu formuar, dhe prishur.

14

Libri i mësuesit: KIMIA 10

3.8. Forma gjeometrike e molekulave Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë ç'është këndi, gjatësia e lidhjes, teoria e shtytjes së çifteve elektronike të shtresës valente. b. të shpjegojë formën lineare dhe këndore të melekulës. c. të shpjegojë formën trikëndore dhe tetraedrike. 3.9. Punë e drejtuar- Ushtrime për formën gjeometrike të molekulës Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet që nëpërmjet shembujve: a. të përcaktojë kur molekula ka këndin 180º, 120º lineare dhe këndore. b. të përcaktojë kur molekula ka këndin 109,5º. c. të përcaktojë kur molekula ka këndin 107º dhe 104,5º. 3.10. Karakteri jonik i lidhjes. Polariteti i molekulave Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë në bazë të ndryshimit të elektronegativitetit karakterin e lidhjes. b. të shpjegojë kur molekula është apolare. c. të shpjegojë kur molekula është polare. 3.11. Punë e drejtuar- Ushtrime për karakterin jonik të lidhjes Objektivat: Në fund të orës nxënësi duhet të: a. Të përcaktojë tipin e lidhjeve në molekula të ndryshme; b. Të përcaktojë polaritetin e molekulave të ndryshme; c. Të bëjë krahasimin e lidhjeve kimike ndërmjet molekulave.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

15

3.12. Projekt 3.13. Teste për kreun 3 Objektivat: Të kontrollohen njohuritë e marra nga nxënësit në kapitullin e lidhjes kimike. Provoni veten Kreu 4 Kinetika kimike (12 orë) Kinetika kimike (12 orë) Në përfundim të klasës së 10 nxënës/i,-ja: të argumentojë ndryshimin e energjisë së sistemit në një reaksion kimik (prishja e lidhjeve të vjetra dhe formimi i lidhjeve të reja); të interpretojë në grafikë ecurinë e një reaksioni përmes parametrave: energji të reaktantëve, energji aktivizimi, kompleks aktiv, energji e produkteve, reaksion ekzotermik, reaksion endotermik; të listojë faktorët kryesorë që ndikojnë në shpejtësinë e reaksioneve kimike (natyra e reaktantit, përqendrimi, temperatura, sipërfaqja e kontaktit, katalizator) nga pikëpamja e goditjeve të frytshme; të argumentojë eksperimentalisht ndikimin e faktorëve të shpejtësisë (natyra e reaktantit, përqendrimi, temperatura, sipërfaqja e kontaktit dhe katalizatori); të përshkruajë shpejtësinë e reaksionit si ndryshim të përqendrimit të substancave (konsumi i substancave nistore dhe prodhimi i produkteve) në njësinë e kohës; të kryejë njehsime në lidhje me barazimin e shpejtësisë mesatare dhe ligjin e shpejtësisë (vetëm zbatime të thjeshta); 4.1. Shpejtësia e reaksionit kimik Objektivat: Ne fund të orës nxënësi duhet a. të përcaktojnë çfarë studion kinetika kimike; b. të interpretojë formulën e shpejtësisë mesatare; c. të dinë të zgjidhin ushtrime për përcaktimin e shpejtësisë. 4.2. Punë e drejtuar- Ushtrime të zgjidhura për njehsimin e shpejtësisë Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë çështje kompleksi aktiv dhe energjie e aktivizimit b. të përcaktojë kur reaksionit është egzotermik dhe endotermik. c. të njehsojë Ea të reaksionit të drejtë dhe të zhdrejtë. 4.3. Energjia e aktivizimit Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë çështje kompleksi aktiv dhe energjie e aktivizimit b. të përcaktojë kur reaksionit është egzotermik dhe endotermik. c. të njehsojë Ea të reaksionit të drejtë dhe të zhdrejtë. 4.4. Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e reaksionit kimik. Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të listojë faktorët që ndikojnë ne shpejtësinë e reaksionit kimik

Libri i mësuesit: KIMIA 10

16

të përcaktojë kuptimin: "mekanizëm reaksioni". të dallojë një reaksion elementar nga një reaksion i përgjithshëm; të interpretojë në grafikë ndikimin e katalizatorit në ndryshimin e energjisë së aktivizimit në një reaksion kimik; të monitorojë në rrugë eksperimentale, ndikimin e katalizatorit në shpejtësinë e një reaksioni (p.sh., prodhimi i oksigjenit nga H2O2 duke përdorur MnO2 si katalizator); të studiojë në rrugë eksperimentale, shpejtësinë e reaksionit në varësi të ndryshimit të përqendrimit, në varësi të ndryshimit të temperaturës (p.sh., në reaksionin e Na2S2O3 me HCl); të skicojë hartën e koncepteve për kinetikën kimike.

b. të shpjegojë rolin e natyrës kimike dhe të grimcave të substancës c. të gjejë shpejtësinë e reaksionit me ndikimin e temperaturës. 4.5. Ndikimi i përqendrimit në shpejtësinë e reaksionit kimik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. të shpjegojë si ndikon përqendrimi i substancave në shpejtësinë e reaksionit kimik; b. të formulojë ligjin e veprimit të masave dhe shpejtësinë jep ai; c. të zgjidhë ushtrime me ligjin e veprimit të masave. 4.6. Katalizatori dhe roli i tyre në shpejtësinë e reaksionit Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësit duhet: a. të formulojë ç'është katalizatori dhe kur ai është pozitiv dhe negative; b. Të shpjegojë ç'është kataliza homogjene dhe heterogjene nëpërmjet shembujve; c. Të paraqesë skematikisht ndikimin e katalizatorit me një reaksion kimik. 4.7. Mekanizmi i reaksionit kimik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të përkufizojë ç'kupton me mekanizëm reaksioni; b. Të dallojë reaksionet elementare nga reaksionet e përgjithshme; c. Të dijë të bëjë mekanizmin e një reaksioni kimik.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

17

4.8. Molekulariteti 4.9. Detyrë eksperimentale- Ndikim i katalizatorit Objektivat: Gjatë orës së mësimit nxënësi duhet në mënyrë eksperimentale të shpjegojë: a. Ndikimin e katalizatorit ne shpejtësinë e reaksionit b. Ndikimin e natyrës së grimcuar në shpejtësinë e reaksionit 4.10. Punë e drejtuar- Ushtrime për njehsimin e shpejtësisë se çastit dhe të ndryshimit të temperaturës Objektivat: Gjatë orës së mësimit nxënësi duhet të shpjegojë nëpërmjet eksperimentit a. Shpejtësinë e reaksionit në varësi të ndryshimit të përqendrimit; b. Shpejtësinë në varësi të ndryshimit temperaturës; 4.11. Detyrë eksperimentale-Shpejtësia e reaksionit kimik Objektivat: Gjatë orës së mësimit nxënësi duhet të shpjegojë: a. Si ndikon përqendrimi i substancës në shpejtësinë e reaksionit kimik; b. Të shpjegojë se si ndikon grimcimi i substancës në shpejtësinë e reaksionit kimik. 4.12. Projekt Provo veten

18

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Kreu 5 Ekuilibri kimik (9 orë)

5.1. Reaksionet e Kthyeshme dhe të pakthyeshme Ekuilibri kimik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: (9 orë) a. Të klasifikojnë reaksionet sipas drejtimit të zhvillimit dhe Në përfundim të klasës së 10 nxënës/i,-ja: të bëjë dallimin midis tyre të dallojë një reaksion të prapsueshëm nga një reaksion i b. Të argumentojë nëpërmjet shembujve cilët janë reaksionet e paprapsueshëm; pakthyeshme. të përshkruajë ekuilibrin kimik si një ekuilibër dinamik; c. Të argumentojë nëpërmjet shembujve cilët janë reaksionet e të përcaktojë shprehjen matematike të konstantes së kthyeshme. ekuilibrit kimik në sistemet homogjene dhe heterogjene; të kryejë njehsime duke përdorur konstanten e ekuilibrit 5.2. Ekuilibri Kimik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: ose përqendrimet e substancave në ekuilibër; të tregojë marrëdhënien ndërmjet sistemeve në ekuilibër a. Të përshkruajë ekuilibrin kimik si një ekuilibër dinamik b. Të përcaktojë ligjin e veprimit të masës në ekuilibrat kimikë dhe parimit Lë Shatëlje (ndikimi i faktorëve: c. Të formulojë dhe përcaktojë shprehjen matematike të temperaturë, trysni, përqendrim); konstantes te ekuilibrat në sistemet homogjene dhe heterogjene të parashikojë në shembuj të ndryshëm pozicionin e ri të ekuilibrit kimik, kur ndryshon temperatura, përqendrimi 5.3. Punë e drejtuar- Ushtrime për konstanten e ekuilibrit dhe trysnia; Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: të diskutojë të dhëna të grumbulluara nga burime të a. Të shkruajë matematikisht konstanten e ekuilibrave homogjen ndryshme informacioni, për kontributin e parimit Lë dhe heterogjen Shatëljesë në rritjen e shpejtësinë së reaksioneve me b. Të kryejë njehsimet nëpërmjet konstantes së ekuilibrit rëndësi industriale (p.sh., në prodhimin e NH3, H2SO4); c. Të kryejë njehsime me veprime të përbashkëta të përdorë parimin Lë Shatëlje për të shpjeguar hollimin e shtresës së ozonit; 5.4. Parimi Le Shatelie të skicojë hartën e koncepteve për ekuilibrin kimik Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësit duhet: a. Të formulojë parimin Lë Shatelie për sistemet me ekuilibër. b. Të shpjegojë nëpërmjet shembujve ndikimin e temperaturës dhe përqendrimet në zhvendosjen e ekuilibrit. c. Të shpjegojë ndikimin e trysnisë në gjendjen e ekuilibrit

19

Libri i mësuesit: KIMIA 10

5.5. Punë e drejtuar- Ushtrime të zgjidhura për parimin Lë Shatëlie Objektivat: në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të interpretojë zhvendosjen e ekuilibrit kur ndryshon përqendrimi i substancave. b. Të interpretojë nëpërmjet shembujve ndikimin e temperaturës në zhvendosjen e ekuilibrit. c. Të interpretojë zhvendosjen e ekuilibrit nën ndikimin e trysnisë. 5.6. Detyrë eksperimentale: hetimi i joneve Fe2+ dhe Fe3+ Objektivat: Gjatë orës së mësimit nxënësit duhet të dijë: a. Nëpërmjet eksperimentit të hetojë jonet e hekurit divalent (Fe2+). b. Nëpërmjet eksperimentit të hetojë jonet e hekurit trivalent (Fe3+). 5.7. Parimi Lë Shatelie dhe industria kimike 5.8. Projekt 5.9. Teste për kreun 5 Të kontrollohen njohuritë e marra në kapitullin e kinetikës kimike dhe ekulibrit kimik. Provo veten Kreu 6 Acidet dhe bazat (12 orë) Acidet dhe bazat (12 orë) Në përfundim të klasës së 10 nxënës/i,-ja: të interpretojë strukturën kimike të acideve, bazave, kripërave; të përcaktojë kuptimet: kripë acide, kripë bazike, kripë normale; të shkruajë barazimet e shpërbashkimit elektrolitik të 6.1. Elektrolitet. Shpërbashkimi elektrolitik Objektivat: Në fund të orës nxënësi duhet të: a. Të shpjegojë çfarë janë elektrolitet; b. Të shpjegojë ç'është shpërbashkimi elektrolitik; c. Të bëjë shpërbashkimin elektrolitik të një elektroliti të dhënë. 6.2. Elektrolite të forta dhe të dobëta Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësit duhet: a. Të formulojnë ç'janë elektrolitet dhe pse quhen të tillë;

Libri i mësuesit: KIMIA 10

20

acideve, bazave, kripërave; të gjykojë për fortësinë e një elektroliti në bazë të vlerave të gradës së shpërbashkimit elektrolitik dhe konstantes së shpërbashkimit elektrolitik; të kryejë njehsime të thjeshta me gradën dhe konstanten e shpërbashkimit elektrolitik; të përcaktojë eksperimentalisht fortësinë e një acidi ose baze, në bazë të përcjellshmërisë së tyre elektrike; të formulojë kuptimet për produktin jonik të ujit, Ku dhe pH ; të kryejë njehsime në lidhje me pH, përqendrimin e joneve hidron, përqendrimin e joneve hidroksid; të diskutojë për faktorët që kanë ndikuar në vlerat e pH që nxënësi ka matur në rastin e një shiu në zonën ku banon dhe për rrugët e evitimit të shirave acide në mjedis; të interpretojë reaksionin e hidrolizës si reaksion të këmbimit jonik; të listojë llojet e kripërave që i nënshtrohen hidrolizës; të përcaktojë mjedisin acid, bazik, asnjanës si rezultat i një hidrolize, duke u nisur nga produktet e hidrolizës; të tregojë ç'është pika e asnjanësimit të plotë; të realizojë eksperimentalisht titullime acido-bazike, duke ndjekur rregullat e sigurisë në laboratorin e kimisë; të njehsojë masën njëvlerëse për acidet, bazat, kripërat të kryejë njehsime me përqendrimet normale dhe molare të acideve, bazave, kripërave; të përgatitë në laborator tretësira të acideve, bazave, kripërave me përqendrime të ndryshme normale, molare, duke u nisur nga tretësira përkatëse me

Libri i mësuesit: KIMIA 10

b. Të shpjegojnë ç'janë elektrolitet e fortë nëpërmjet barazimit të shpërbashkimit elektrolitik; c. Të shpjegojnë ç'janë elektrolitet e dobët nëpërmjet shpërbashkimit elektrolitik. 6.3. Acidet dhe mbetjet e tyre Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Nëpërmjet shembujve të shpërbashkimit elektrolitik të përkufizojë acidet si substance që tretësirë ujore lëshojnë jon; b. Të bëjë dallimin ndërmjet një acidi dhe oksiacidi; c. Të bëjë saktë emërtimin e acideve dhe mbetjeve të tyre. 6.4. Bazat dhe kripërat Në fund të orës nxënësi duhet të: a. Të formulojë ç'janë bazat; b. Të formulojë ç'janë kripërat; c. Të emërtojë një elektrolit të dhënë. 6.5. Grada e shpërbashkimit elektrolitik dhe konstantja e shpërbashkimit Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të interpretojnë formulën me të cilën shprehet grada e shpërbashkimit elektrolitik, si parametër që përcakton elektrolitet e fortë; b. Të interpretojnë formulën e përgjithshme me të cilën shprehet konstantja e ekuilibrit kimik si tregues që përcakton elektrolitet e dobët; c. Të dinë të njehsojnë gradën dhe konstanten e shpërbashkimit elektrolitik.

21

përqendrim të njohur në përqindje; të zgjidhë një situatë problemore në rrugë eksperimentale, duke përdorur titullimin acido-bazik (p.sh., zbulimi i përqendrimit në një tretësirë të dhënë acide) të skicojë hartën e koncepteve për acidet dhe bazat.

6.6. Shpërbashkimi i ujit. pH Objektiva: Në fund të orës nxënësi duhet të: a. Të përcaktojë mjedisin kur njeh përqendrimin e jonit H3O+; b. Të përcaktojë pH kur njeh përqendrimin; c. Të përcaktojë ngjyrën e dëftuesit në varësi të në varësi të pH. 6.7. Punë e drejtuar- Ushtrime për njehsimin e pH Objektiva: Në fund të orës nxënësi duhet të: a. Të zgjidhë ushtrime pH të thjeshtë; b. Të njehsojë gradën dhe konstanten e shpërbashkimit; c. Të përcaktojë pH e një elektroliti kur njehson përqendrimin e tij. 6.8. Reaksionet në tretësirat ujore të elektroliteve Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të shpjegojë ç'janë reaksionet e këmbimit jonik dhe të listojë në cilat raste ndodhin; b. Të shkruajë barazimin jonik të shkurtuar të një reaksioni që ndodh; c. Të shkruajë barazimin e plotë, kur jepet barazimi i shkurtuar jonik. 6.9. Hidroliza Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të shpjegojë hidrolizën si reaksion të këmbimit jonik; b. Të listojë rastet, kur ndodh hidroliza; c. Të përcaktojë pH e hidrolizës së një kripe nëpërmjet produkteve që formohen nga hidroliza. 6.10. Reaksionet e asnjanësimit Objektiva: Në fund të orës nxënësi duhet të: a. Të formulojë çfarë janë reaksionet e asnjanësimit; b. Të përcaktojë njëvlerësin e një elektroliti;

22

Libri i mësuesit: KIMIA 10

c. Të nxjerrë formulën e asnjanësimit. 6.11. Punë e drejtuar- Ushtrime për masën njëvlerëse dhe asnjanësimin Objektiva: Gjatë orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të njehsojë përqendrimin e acidit ose bazës gjatë reaksionit të asnjanësimit. b. Të përcaktojë ngjyrën e dëftuesit gjatë hidrolizës së një kripe nëpërmjet reaksionit kimik. c. të llogarisë numrin e masave njëvlerëse në një sasi të dhënë substance. 6.12. Detyrë eksperimentale. Radha e aktivitetit të metaleve Objektiva: Gjatë orës së mësimit nxënësi duhet: a. Të përcaktojë nëpërmjet eksperimentit dhe reaksionit ngjyrën e dëftuesit gjatë hidrolizës së kripës së formuar nga bazë e fortë dhe acid i dobët. b. Të përcaktojë nëpërmjet eksperimentit dhe reaksionit ngjyrën e dëftuesit gjatë hidrolizës së kripës së formuar me acid të fortë dhe bazë të dobët. c. Të përcaktojë nëpërmjet eksperimentit dhe reaksionit ngjyrën e dëftuesit gjatë hidrolizës së kripës së formuar nga bazë e dobët, acid i dobët. Provo veten Skedë për lexim- Shiu acid Projekt- Hidruret e metaleve alkaline dhe metaleve alkalinotokësore

Libri i mësuesit: KIMIA 10

23

Kreu 1 NDËRTIMI I ATOMIT

Koncepte të reja Tema: Ndërtimi i atomit

Ideja se substanca është e përbërë nga atome është tepër e lashtë: pesë shekuj para erës sonë, filozofët materialistë të Greqisë së lashtë mendonin se të gjithë trupat që na rrethojnë janë të ndërtuar nga pjesëza shumë të vogla e të pandashme të quajtura atome. Sipas tyre trupat ndryshojnë nga njëri ­ tjetri nga numri, forma dhe renditja e atomeve. Në kreun "Ndërtimi i atomit" futen shumë koncepte të reja e me rëndësi të veçantë për formimin kimik të nxënësit. Të tilla janë sidomos konceptet e reja për ndërtimin e mbështjellës elektronike të atomit që përmblidhen në mësimet "Ndërtimi i atomit sipas Borit", "Numrat kuantikë". Koncepte të tilla, si: orbita të lejuara, numër kuantik themelor, nivel energjetik, numër kuantik orbital, nënnivel energjetik, numër kuantik magnetik, gjendje energjetike dhe numër kuantik spinor hasen për herë të parë nga ana e nxënësit dhe paraqesin vështirësi të veçantë, sepse janë dhënë në mënyrë aksiomatike. Koncepte të reja përfaqësojnë edhe: masa atomike e elementit si mesatare e masave atomike të izotopeve, parim i qëndrueshmërisë, mbushja e niveleve, nënniveleve dhe gjendjeve energjetike me elektrone, konfigurime dhe formula elektronike. Edhe koncepte të tilla, si: atom, bërthamë, përmasa dhe masa të atomit e bërthamës, elektron, neutron, jon etj., që nxënësi i ka hasur te "Kimia 9", këtu rimerren në një këndvështrim të ri, në nivel më të lartë, në mënyrë më logjike e më të përgjithësuar. Kështu p.sh., ideja se atomi është i ndërtuar nga një bërthamë e vogël e masive dhe elektronet që lëvizin në orbita rrethore mjaft larg saj, jepet këtu si rrjedhojë logjike e eksperimentit të Radhërfordit të bombardimit me grimcat të fletëve të holla metalike. Njohja me elektronin dhe karakteristikat e tij vjen si rrjedhojë logjike e analizës së rrezeve katolike. Koncepti i elementit kimik bëhet edhe më i qëndrueshëm pasi është futur koncepti i nuklidit dhe i izotopit.

Tema: Atomi-përbërës i lëndës

Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të interpretojë përfytyrimet e Demokritit për atomin; Të përkufizojë rrezet katodike; Të listojë karakteristikat e elektronit. Fjalë kyçe: atom, elektron, rreze katodike. "Atomi - përbërës i lëndës", mësuesi duhet të tërheqë vëmendjen e nxënësit në faktin që substancat janë të përbëra nga pjesëza shumë të vogla që quhen atome. Këtë mësim ai mund ta nisë me një bisedë, duke pasur parasysh se nxënësit kanë disa njohuri për

24

Libri i mësuesit: KIMIA 10

atomin si nga fizika ashtu dhe nga kimia se substancat e thjeshta përbëhen nga i njëjti lloj atomesh, kurse përbërjet nga atome të dy ose më shumë llojeve. Mësuesi duhet të ngulmojë në përfundimin e rëndësishëm se atomet përfaqësojnë pjesëzat bazë që pësojnë vetëm ndryshime të vogla gjatë shndërrimeve kimike, pra janë "tullat" që marrin pjesë në ndërtimin kimik të një substance. Mësuesi mund të ndërtojë një situatë problemore duke shpjeguar vetë me hollësi eksperimentin e përftimit të rrezeve katodike dhe atë të shmangies së këtyre rrezeve nga pllakat e një kondensatori. Pyetjet "Ç'përfaqësojnë rrezet katodike?" "Ç'natyrë kanë ato?" dhe "Nga cilat pjesëza përbëhen rrezet katodike?" mësuesi i bën menjëherë pas shpjegimit të eksperimenteve dhe këmbëngul për të marrë përgjigje nga klasa.

Tema: Ndërtimi i atomit sipas Radhërfordit

Objektivat: Në fund të orë së mësimit nxënësi duhet të jetë i aftë: Të përkufizojë atomin si grimcë. Të përshkruajë modelin e Radhërfordit. Të tregojë ngarkesën e protonit, neutronit dhe elektronit. Fjalë kyçe: rreze , bërthamë, numër atomik, nuklid, nuklone. Nxënësit janë njohur me rrezet katolike (elektronet) dhe mësuesi duhet t'i kushtojë kujdes mësimit "Ndërtimi i atomit sipas Radhëfordit". Thelbi i këtij mësimi përfaqësohet nga eksperimenti i Radhërfordit për rrezatimin e fletëve të holla metalike me rreze . Fakti që shumica dërrmuese e rrezeve e përshkojnë fletën pa hasur pengesë, të shpie në përfundimin që ato kalojnë në një "hapësirë" boshe. Kjo do të thotë se pjesëzat përbërëse të atomit janë vendosur në mënyrë të tillë që lejojnë mjaft hapësira të lira midis tyre. Një model që kënaq këtë kërkesë është modeli bërthamor: në qendër të atomit në një vëllim mjaft të vogël janë vendosur protonet dhe neutronet, që formojnë bërthamën e ngarkuar pozitivisht dhe rreth saj në orbita rrethore me rreze mjaft të madhe në krahasim me përmasat e bërthamës lëvizin elektronet, të ngarkuara negativisht. Me sukses këtu mund të përdoret një paralelizëm i tillë: në qoftë se bërthamën e një atomi e vazhdojmë ta rrisin sa të arrijë madhësinë e një kokrre bizele, atëherë përmasat e vetë atomit do të ishin sa ato të një stadiumi. Është e qartë se shumica dërrmuese e rrezeve , që janë bërthama të heliumit, po të drejtohen mbi atomin, do të kalonin pa u penguar në hapësirën e madhe midis bërthamës dhe elektronit (pra në analogjinë tonë, në hapësirën e madhe midis bizeles që ndodhet në qendër të fushës dhe shkallëve të stadiumit). Me interes është këtu theksimi i faktit se kthimi prapa i një pjese shumë të vogël të rrezeve nuk shkaktohet nga përplasja mekanike, por nga bashkëveprimi elektrik: si bërthamat ashtu dhe rrezet janë të ngarkuara me shenjë të njëjtë dhe shtyjnë njëra ­ tjetrën. Koncepte të reja, por që nuk paraqesin ndonjë vështirësi të veçantë, janë: numër atomik Z, nuklid dhe nuklon. Kujdes duhet bërë për të mos ngatërruar me njëri ­ tjetrin këto dy koncepte të fundit. Po ashtu kujdes i duhet kushtuar ridhënies së përkufizimit të elementit kimik në bazë të numrit atomik Z.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

25

Tema: Ndërtimi i atomit sipas Borit

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të shpjegojë ngjashmëritë dhe ndryshimet ndërmjet teorisë së Borit dhe Radhërfordit për ndërtimin e atomit; Të përkufizojë ç'është numri kuantik themelor, vlerat që merr dhe çfarë tregon; Të njehsojë numrin maksimal të elektroneve për një vlerë të caktuar të n. Fjalë kyçe: numër kuantik, orbitë e lejuar, nivel energjetik. Një mësim tjetër i rëndësishëm është "Modeli i atomit sipas Borit. Numri kuantik themelor". Gjatë kontrollit të dijes, duhet të përsëritet modeli i atomit sipas Radhërfordit. Mësuesi thekson të metat kryesore të këtij modeli që janë dy: ai nuk shpjegon as qëndrueshmërinë e atomit dhe as llojin e mekanizmin e lindjes së spektrave të atomeve. Pjesëza e ngarkuar që lëviz me nxitim, duhet të lëshojë vazhdimisht dritë në mjedisin rrethues, duke humbur në këtë mënyrë energji. Elektroni rrotullues lëviz gjithnjë me nxitim, përderisa lëvizja e tij bëhet sipas një trajektoreje rrethore, si rrjedhojë ai duhet të rrezatojë vazhdimisht energji. Këtu del e nevojshme që mësuesi të bëj ndonjë plotësim të vogël. Mësuesi ndjek fillin e arsyetimeve dhe tregon se si pasojë e humbjes së energjisë, elektroni do të lëvizë sipas orbitave rrethore me rreze gjithnjë e më të vogël dhe do të afrohet sipas një spiraleje gjithnjë e më pranë bërthamës, derisa të bjerë në të. Si rrjedhojë, një atom i tillë nuk do të ishte i qëndrueshëm, ai do të shkatërrohej brenda një intervali kohe shumë të vogël nga çasti që do të krijohej. Por atomi vazhdon të ekzistojë, sepse mikropjesëzat nuk u binden këtyre ligjeve. Bori, për të shmangur këto të meta, propozoi një teori të re për ndërtimin e atomit, thelbi i së cilës qëndron në pohimin se elektroni nuk lëviz në orbita rrethore çfarëdo, por vetëm në disa orbita rrethore të caktuara, pra që kanë një largësi të përcaktuar nga bërthama. Këto quhen orbita të lejuara. Vetëm duke lëvizur në këto orbita elektroni, megjithëse është pjesëz e ngarkuar dhe lëviz me nxitim, nuk rrezaton dritë dhe energjia e atomit nuk ndryshon. Me të vërtetë, kur elektroni ndodhet në një orbitë të lejuar siç treguam nuk rrezaton dritë, pra nuk kemi humbje të energjisë nga atomi dhe rezerva energjetike e tij është e caktuar. Kur elektroni ndodhet në një orbitë tjetër të lejuar, bashkëveprimi i tij me bërthamën do të jetë i ndryshëm dhe rezerva energjetike e atomit do të jetë përsëri e caktuar, por e ndryshme nga e para. Meqenëse elektroni mund të ndodhet vetëm në orbitat rrethore të lejuara dhe jo në çfarëdo orbite, rezerva energjetike e atomit nuk mund të marrë vlera çfarëdo, por vetëm vlera të përcaktuara. Në këtë mënyrë nxënësi njihet me nivelet energjetike të atomit. Mësuesi thekson edhe një herë kuptimin e numrit kuantik themelor, që përcakton, krahas orbitës së lejuar në të cilën lëviz elektroni, edhe rezervën energjetike të atomit, pra nivelin energjetik të tij. Së fundi mësuesi tregon se numri maksimal i elektroneve në një nivel energjetik, përcaktohet gjithashtu nga numri kuantik themelor n dhe konkretisht është 2n2. Futja e idesë së kuantimit të energjisë dhe lidhur me të e numrit kuantik themelor, përbën një nga synimet kryesore të këtij mësimi. Për të mishëruar më mirë këtë ide është mirë që mësuesi të përdorë në këtë mësim shembuj "kuantumesh", që hasen në praktikën e përditshme. Kështu p.sh., mund të paraqitet me mjaft efikasitet para nxënësve, problemi i shitblerjes së vezëve me numër (kokrra) e jo me peshë. Në qoftë se dyqani është furnizuar me vezë me masën 0,1 kg, pra me "kuante mase" dhe si rrjedhojë mund të blihen vetëm sasitë 0,1, 0,2, 0,3, 0,4 .... kg, por kurrë 0,25 kg.

26

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Tema: Izotopet

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të formulojë konceptin fizik të izotopeve; Të paraqesë simbolin e një izotopi; Të njehsojë numrin e neutroneve në një element që ka izotope. Fjalë kyçe: izotop. Meqenëse njohuritë paraprake që ka nxënësi për paragrafin "Izotopet" janë të pakta, këshillohet forma e leksionit. Mësuesi duhet të tregojë qartë marrëdhëniet midis kuptimeve izotop, që jepet për herë të parë në këtë mësim dhe euklid, që është dhënë një mësim më parë dhe pikërisht duhet të sqarojë se tërësia e atomeve të një izotopi përfaqëson një nuklid. Rëndësi i duhet dhënë edhe përdorimit të kuptimit të izotopeve në llogaritjen e saktë të masës atomike të një elementi si mesatare e masave atomike të izotopeve përbërëse të tij. Në fund të mësimit, mësuesi duhet të kërkojë ngulitjen dhe përforcimin e koncepteve të formuara, me ushtrime të këtij lloji: "Në tabelë janë 235 1 238 35 17 2 16 3 paraqitur simbolet e këtyre bërthamave: 92 U, 1 H, 8 O, 1 H, 8 O, 1 H, 92 U, 17Cl, 37 O, 17Cl. Sa nuklideve u takojnë këto bërthama? Me sa elemente kimike kemi të bëjmë? Sa izotope të secilit element janë paraqitur?" Kështu, numri i protoneve në bërthamë është sa ngarkesa e saj Z, ndërsa numri i neutroneve është A ­ Z, ku A është numri i nukloneve (emri i përbashkët i protoneve dhe neutroneve). Nga ana tjetër, numri i nukloneve A quhet numër i masës dhe praktikisht përkon me masën e krahasuar të atomit, të rrumbullakosur në numër të plotë. Bërthama e atomit të një elementi paraqitet me simbolin e vetë elementit, duke vendosur përpara këtij simboli dy numra që paraqesin: ai i vendosur sipër përpara simbolit numrin e masës A, kurse ai i vendosur poshtë përpara, numrin e protoneve Z; pra A Z E ose konkretisht: 235 1 4 7 1 H, 2 He, 3 Li, 92 U, etj. Është e mundur që dy ose më shumë atome të kenë numër të njëjtë protonesh, por numër të ndryshëm neutronesh në bërthamë. Sigurisht këto atome i përkasin të njëjtit element kimik (përderisa kanë numër atomik të njëjtë), por kanë masa të ndryshme dhe quhen izotope të atij elementi. Duke pasur numër të njëjtë protonesh në bërthamë, izotopet e një elementi kanë numër të njëjtë elektronesh në shtresat elektronike. Ky fakt i thjeshtë ka dy rrjedhime të rëndësishme: 1. Izotopet e një elementi nuk duhet të dallohen kimikisht nga njëri ­ tjetri. 2. Izotopet e një elementi "strehohen" në të njëjtën kuti në sistemin periodik. Këtej rrjedh edhe emri izotop (vend i njëjtë). Meqenëse izotopet e ndryshme të një elementi kanë strukturë të njëjtë elektronike, ato paraqesin veti të njëjta kimike, por ato mund të kenë shpejtësi të ndryshme reagimi dhe, në rastin e reaksioneve të prapësueshme, konstante të ndryshme ekuilibri. Ky fakt mund të shfrytëzohet në parim për ndarjen e izotopeve.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

27

Pas zbulimit të deuterit 2H (izotopi i rëndë i hidrogjenit) u vu re se reaksionet e bashkimit në molekulë të izotopit të lehtë të hidrogjenit:

1

H + 1H = 1H 2 H + 2H = 2H 2

dhe e izotopit të rëndë të tij:

2

nuk kruhen me shpejtësi të njëjtë. Reaksioni i fundit zhvillohet më ngadalë. Izotopet e të njëjtit element paraqesin ndryshime në masat atomike, sado që në shumicën e rasteve këto ndryshime në masat atomike, duke i parë si ndryshime të krahasuara (relative), janë të vogla.

Tema: Numrat kuantikë

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të përcaktojë çfarë tregon numri kuantik orbital dhe vlerat që merr ai. Të shpjegojë çfarë tregon numri kuantik magnetik dhe vlerat që merr ai Të shpjegojë çfarë tregon numri kuantik spin dhe vlerat që merr ai. Fjalë kyçe: nënnivel energjetik, gjendje energjetike, numër kuantik spin. Paragrafi "Numra kuantikë" është vazhdim i mëtejshëm e i natyrshëm i paragrafit "Ndërtimi i atomit sipas Borit" dhe duhet të mbështetet në arritjet e këtij të fundit e në mënyrë të veçantë në idenë e kuantimit të energjisë që është futur aty. 1. Niveli energjetik përbëhet nga nënnivele. Ndërsa niveli energjetik përcaktohet nga numri kuantik themelor n, nënniveli përcaktohet nga numri kuantik orbital l, i cili merr vlerat: l = 0,1,1.... (n ­ 1). Nënnivelet simbolizohen me shkronjat s (ku l = 0), p (ku l = 1), d (ku l = 2) dhe f (ku l = 3). Po ashtu si numri maksimal i elektroneve në një nivel që përcaktohet nga numri kuantik themelor n, numri maksimal i elektroneve në një nënnivel përcaktohet nga numri kuantik orbital l dhe është: 2 (2l + 1) 2. Nënniveli energjetik përbëhet nga gjendjet energjetike, të cilat përcaktohen nga numri kuantik magnetik m. Ky numër merr vlerat: m = - l, ... ­ 1, o, +1, ... +l. Gjendja energjetike paraqitet me një katror dhe numri maksimal i elektroneve në të është 2. 3. Krahas lëvizjes rreth bërthamës që përshkruhet nga tre numrat kuantikë n, l dhe m, elektroni lëviz edhe rreth vetes. Kjo lëvizje përshkruhet nga numri kuantik spin s. Meqenëse lëvizja e elektronit rreth vetes për një kah të përcaktuar të lëvizjes së tij në orbitë, mund të bëhet në dy kahe (sipas kahut të lëvizjes së akrepave të sahatit dhe sipas kahut të kundërt), numri kuantik spin merr vetëm 2

28

Libri i mësuesit: KIMIA 10

vlera

1 Grafikisht dy vlerat që merr spini paraqiten me dy drejtimet e një 2 shigjete që simbolizon elektronin.

dhe quhet gjysmë e ngopur: në qoftë se ka 2 elektrone që duhet të jenë detyrimisht me spin të kundërt, ajo paraqitet dhe quhet e ngopur. Për secilën prej tyre mësuesi duhet të shpalosë para nxënësve ilustrime e konkretizime. Kështu p.sh., kur bën fjalë për nënnivelet dhe numrin kuantik orbital ai mund të shtrojë pyetjen: "Sa vlera dhe cilat konkretisht merr numri kuantik orbital kur n = 2? Dhe t'i japë vetë përgjigjen "Për n = 2, numri kuantik orbital l merr dy vlera: l = 0, që e shënojmë me s dhe l = 1, që e shënojmë me p". Pyetje të këtij lloji, mësuesi ua shtron nxënësve edhe në fund të shpjegimit dhe në bazë të përgjigjeve mund të gjykojë për shkallën e përvetësimit të njohurive.

4. Në qoftë se një gjendje energjetike ka vetëm një elektron ajo paraqitet

Tema: Shpërndarja e elektroneve në nivele, nënnivele dhe gjendjet energjetike të atomit

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të argumentojë shpërndarjen e dhënë në nivele dhe nënnivele sipas parimit të qëndrueshmërisë, Të shpjegojë parimin e Paulit dhe rregullën e Hundit, Të shpjegojë ç'është formula elektronike dhe konfigurimi elektronik. Fjalë kyçe: konfigurim elektronik, formulë elektronike. Shpjegimin e paragrafit "Shpërndarja e elektroneve në nivele, nënnivele dhe gjendjet energjetike të atomi" mësuesi mund ta fillojë duke shtruar pyetjen "Si mbushen me elektrone nivelet, nënnivelet dhe gjendjet energjetike?". Po vetë ai përgjigjet se kjo arrihet në përputhje me një parim të përgjithshëm të natyrës, atë të qëndrueshmërisë. Sipas këtij parimi formohen me përparësi ato gjendje apo konfigurime të një sistemi, të cilave u përket rezerva energjetike më e vogël. Është mirë që mësuesi ta konkretizojë këtë parim me ndonjë shembull nga praktika e përditshme. Kështu në qoftë se hedhim dy copa shkumësi mbi tavolinë, ata në shumicën dërrmuese të rasteve nuk qëndrojnë njëri mbi tjetrin, por të shtrirë e përbri njëri ­ tjetrit, sepse në këtë "konfigurim" "sistemi" i dy shkumësave ka energji më të vogël. Pas kësaj, mësuesi paraqet skemën e vendosjes ndaj njëri ­ tjetrit të niveleve, nënniveleve dhe gjendjeve energjetike dhe tregon se në përputhje me parimin e qëndrueshmërisë mbushen më parë me elektrone ato nivele, nënniveleve e gjendje energjetike që kanë më pak energji. Brenda një nënniveli së pari mbushen të gjitha gjendjet e tij me nga një elektron e pastaj fillon mbushja e tyre me elektronin e dytë. Ky pohim përbën një rregull më vete (rregulla e Hundit). Pas kësaj, mësuesi tregon konkretisht shpërndarjen e elektroneve. Së pari mbushet me elektrone niveli më i ulët, i pari që ka vetëm një nënnivel (sepse për n = 1, numri kuantik orbital merr vetëm një vlerë l = 0, pra s) dhe një gjendje energjetike (sepse për l = 0, numri kuantik magnetik merr vetëm një vlerë m = 0). Në nivelin e parë mund të

Libri i mësuesit: KIMIA 10

29

vendosen të shumtën 2 elektrone. Kjo është në përputhje me rregullën se numri maksimal i elektroneve në një nivel është 2 n2. Më pas mbushet niveli i dytë, që ka dy nënnivele (sepse për n = 2, numri kunatik orbital merr dy vlera: l = 0, pra s dhe l = 1, dhe pastaj nënniveli p, që ka tri gjendje energjetike (sepse për l = 1 numri kuantik magnetik merr tri vlera; m = -1, m = 0 dhe m = 1). Këtu mësuesi gjen edhe një herë rastin për të përdorur formulat që japin numrin maksimal të elektroneve në një nivel dhe në një nënnivel. Konkretisht për nivelin e dytë (n = 2), numri maksimal i elektroneve është 2n2 = 2 · 22 = 8; 2 nga këto elektrone ndodhen në nënnivelin e parë (s) dhe 6 në nënnivelin e dytë (p) në përputhje me formulën 2(2l + 1). Me të vërtetë, për nënnivelin e parë l = 0 dhe numri maksimal i elektroneve është 2(0 + 1) = 2; për nënnivelin e dytë l = 1 dhe numri maksimal i elektroneve është 2(2 · 1 + 1) = 6. Pas shpjegimit mësuesi mund të shtrojë problemin e shpërndarjes së një numri të caktuar elektronesh nëpër nivele, nënnivele e gjendje energjetike, duke mos kërkuar në asnjë mënyrë mbajtjen mend të skemës së vendosjes së niveleve, nënniveleve e gjendjeve energjetike. Është e pëlqyeshme që mësuesi t'u japë detyrë nxënësve që këtë skemë të paplotësuar ta përgatitin në një fletë të veçantë. Në formulat elektronike niveli tregohet me numra arabë, nënniveli me shkronjat s, p, d, f dhe numri i elektroneve në një nënnivel me një numër arab që vendoset djathtas sipër, te shkronja që paraqet nënnivelin. Pas këtij shpjegimi mësuesi kërkon nga nxënës të ndryshëm të shkruajnë konfigurimet elektronike dhe formulat elektronike të atomeve të elementeve të ndryshme. Është mirë që këto të jepen sipas rritjes së shkallës së vështirësisë, pra sipas radhës H, He, Li, Be, B, C, N, ... Në këto dy rastet e fundit, kur shkruhen konfigurimet elektronike, mësuesi duhet të theksojë edhe një herë rregullën e Hundit. Së fundi duhet nxjerrë në pah fakti se konfigurimet elektronike japin më shumë të dhëna se sa formulat elektronike: ndërsa në konfigurimet elektronike tregohet se si janë shpërndarë elektronet, në nivele, nënnivele e gjendje energjetike, në formulat elektronike tregohet vetëm shpërndarja e elektroneve në nivele dhe nënnivele.

Tema: Orbitalet atomike

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet: Të formulojë ç'është orbitali atomik; Të shpjegojë nga cili numër përcaktohet forma e orbitalit atomik dhe të dijë çfarë forme ka orbitali s; Të shpjegojë formën e orbitaleve p dhe si orientohen ato në hapësirë. Fjalë kyçe: orbital atomik Paragrafi "Orbitalet atomike" paraqet interes të veçantë, sidomos për përvetësimin e njohurive që jepen te lidhja kimike. Në këtë mësim mësuesi tërheq edhe një herë vëmendjen se ligjet fizike të mikro dhe makrobotës nuk janë krejtësisht të njëjta. Kështu, rrotullimi i planetëve rreth diellit dhe lëvizja e elektroneve rreth bërthamës, pavarësisht nga ngjashmëritë e jashtme, nuk u nënshtrohen ligjeve të njëjta. Nga kjo pikëpamje, në

30

Libri i mësuesit: KIMIA 10

qoftë se në makrobotë mund të përcaktohen e të maten pavarësisht nga njëra ­ tjetra vendndodhja e një trupi dhe shpejtësia e lëvizjes së tij, kjo nuk mund të bëhet për mikropjesëzat, p.sh., për elektronet (parimi i papërcaktueshmërisë). Kjo do të thotë se për një elektron, që ka një shpejtësi të caktuar, pra dhe një energji të caktuar, nuk mund të përcaktojmë njëkohësisht edhe vendndodhjen e tij, pra orbitën në të cilën ai lëviz. Kjo rrethanë na detyron të heqim dorë nga kuptimi i orbitës dhe ta zëvendësojmë atë me kuptimin e orbitalit. Orbitali atomik përcakton një zonë të caktuar të hapësirës, ku elektroni me një energji të caktuar, gjendjet më shpesh. Forma dhe madhësia (vëllimi) e orbitalit, pra forma e madhësia e zonës ku ndodhet më shpesh elektroni varet nga energjia e elektronit, pra nga vlerat e numrave kuantikë n dhe l. Në mënyrë të veçantë forma e orbitalit përcaktohet nga vlera e numrit kuantik orbital l. Për l = 0, pra për elektronin s, orbitali atomik përfaqësohet nga një rruzull në qendër të të cilit ndodhet bërthama dhe brenda të cilit haset më dendur elektroni. Këtu mund të futet vulgarizimi me ndihmën e "aparatit magjik", që fotografon elektronet dhe bërthamat. Që nxënësit të kenë një përfytyrim më të saktë për këtë, mësuesi mund të kërkojë edhe krahasime vulgarizuese të tjera. Kështu, një ide për orbitalin s mund të fitohet edhe nga tabloja që përftohet nga grumbullimi i bletëve te një pikë mjalti: ato janë më të përqendruara mbi qendrën e ëmbël dhe vijnë duke u rralluar duke u larguar nga ajo. Forma e orbitaleve p (ku l = 1), është ajo e fjongos, apo e dy rruzujve të shtypur, në pikën e takimit të të cilave ndodhet bërthama. Rëndësi këtu ka fakti se orbitalet p janë tri (sepse nënniveli p ka tri gjendje energjetike) dhe shtrihen sipas drejtimeve të tri boshteve karteziane. Në këtë mënyrë, orbitalet p, që shënohen sipas boshteve përkatëse px, py dhe pz, formojnë kënde 90° me njëri ­ tjetrin. Format e orbitaleve d dhe f janë më të ndërlikuara dhe dalin jashtë programit.

Ushtrime për kapitullin

1. Nga se ndryshojnë ndërmjet tyre pjesëzat përbërëse të atomit? Përgjigje Pjesëzat përbërëse të atomit ndryshojnë ndërmjet tyre nga masa dhe ngarkesa elektrike. 2. Masa e 1 mol atome oksigjen është 16 · 10 3 kg, e 1 mol atome squfur është 2 · 10 kg. Gjeni masën absolute të këtyre atomeve. Përgjigje 1 mol atome ka N (numri Avogadros), atome, prandaj masa absolute e atomit të oksigjenit është:

3

m0

16 10 3 kg 6 02 1023

2 658 10

26

kg ndërsa e squfurit: ms

32 10 3 kg 6 02 1023

5 316 10

26

kg

3. Si ndodhen atomet: a) në substancat e thjeshta fluor F2, argon Ar dhe zink Zn; b) në përbërjet: brofur hidrogjeni HBr, klorur kaliumi KCl dhe dioksid squfuri SO2?

Libri i mësuesit: KIMIA 10

31

Përgjigje

a) Te fluori F2, atomet ndodhen të lidhura në molekula, tek argoni Ar ato janë të lira, kurse te zinku atomet tërhiqen me forca të ndërsjella dhe zënë vende të përcaktuara në hapësirë ku kryejnë vetëm lëvizje luhatëse. b) Te përbërjet brofur hidrogjen HBr dhe dyoksid squfuri SO2 atomet ndodhen të lidhura në molekula, ndërsa te kloruri i kaliumit ato, duke dhënë dhe marrë elektrone, shndërrohen në jone me shenja të kundërta, që tërhiqen në mënyrë të ndërsjellë, duke formuar agregat grimcash. 4. Sa atome kanë molekulat e substancave jod I2, metan CH4 dhe ozonit O3?

Përgjigje Molekula e jodit I2 ka dy atome, ajo e metanit CH4 ka 5 atome, kurse e ozonit O3 ka tri atome.

5. Cilat nga substancat e mëposhtme janë të thjeshta dhe cilat përbërje: bromi Br2, etini C2H2, fosfina PH3, sulfati i bakrit CuSO4, alumini Al?

Përgjigje Substanca të thjeshtë janë: bromi Br2 dhe alumini Al, ndërsa përbërje janë: etini C2H2, fosfina PH3 dhe sulfati i bakrit CuSO4.

Vendosja e pjesëzave në brendi të atomit

1. Ç'tregon eksperimenti i Radhërfordit?

Përgjigje Eksperimenti i Radhërfordit tregon se atomi ka një ndërtim të ngjashëm me sistemin planetar: në qendër ndodhet bërthama dhe mjaft larg saj në orbita rrethore lëvizin elektronet. Meqenëse përmasat e bërthamës dhe të elektroneve janë mjaft të vogla në krahasim me largësinë ndërmjet tyre, është e qartë përse shumica e pjesëzave vazhdojnë rrugën e tyre drejtvizore. Vetëm ndonjë prej tyre që shkon afër bërthamës ose drejt saj, shmanget ose kthehet prapa.

2. Si është ndërtuar atomi i hidrogjenit, sipas modelit të Radhërfordit?

Përgjigje Sipas modelit të Radhërfordit, atomi i hidrogjenit është ndërtuar kështu: në qendër të tij ndodhet një proton dhe rrotull tij, lëviz në një trajektore rrethore një elektron. Protoni përfaqëson bërthamën e hidrogjenit, ndërsa largësia proton ­ elektron është shumë herë më e madhe se përmasat e protonit apo ato të elektronit.

3. Ku bazohemi kur themi se masën e atomit e përbëjnë protonet dhe neutronet?

Përgjigje Në të vërtetë masën e atomit e përbëjnë protonet, neutronet dhe elektronet, por meqë masa e këtyre të fundit është shumë herë më e vogël se masa e nukloneve mund të themi se masën e atomit e përbëjnë protonet dhe neutronet.

4. A ndryshon numri i protoneve nga një atom i një elementi në një tjetër? Jepni shembuj.

32

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Përgjigje Numri i protoneve në atomin e një elementi është gjithnjë i ndryshëm nga numri i protoneve në atomin e një elementi tjetër. P.sh., atomi i hidrogjenit (Z = 1) ka një proton, ai i heliumit (Z = 2) ka dy protone, ndërsa atomi i aluminit (Z = 13) ka 13 protone.

5. Ç'tregon numri atomik Z? A shërben ai për të dalluar një element nga një tjetër?

Përgjigje Numri atomik Z tregon numrin e protoneve që ndodhen në bërthamën e atomit po ashtu ai tregon ngarkesën pozitive të saj, si dhe numrin e elektroneve që përmban atomi. Ai shërben mjaft mirë për të dalluar një element nga një tjetër.

6. Ç'quajmë element kimik?

Përgjigje Element kimik quajmë tërësinë e atomeve që e kanë të njëjtë numrin atomik Z.

7. Ç'janë nuklidet? Po nuklonet? A ka ndonjë ndryshim ndërmjet tyre?

Përgjigje Nuklid quajmë tërësinë e atomeve që e kanë të njëjtë si numrin e protoneve, ashtu edhe atë të neutroneve; kjo do të thotë se euklidi përfaqëson tërësinë e atomeve të një elementi, që e kanë të njëjtë numrin e neutroneve. Nuklon është emri i përbashkët i protoneve dhe i neutroneve. Siç shihet nga këto përkufizime euklidet dhe nuklonet përfaqësojnë kuptime krejt të ndryshme nga njëri ­ tjetri.

Izotopet

1. Çfarë quajmë izotope të një elementi? Nga se ndryshojnë ato midis tyre?

Përgjigje Atomet e një elementi që e kanë të njëjtë numrin e protoneve por të ndryshëm numrin e neutroneve quhen izotope të atij elementi. Siç vihet re nga përkufizimi, ato ndryshojnë midis tyre nga numri i ndryshëm i neutroneve që kanë në bërthamë.

2. Si mund të njehsohet numri i protoneve dhe i neutroneve, duke u nisur nga numri i masës?

Përgjigje Numri i masës A është i barabartë me shumën e numrit të protoneve (që është i barabartë me numrin atomik Z) dhe numrit të neutroneve N, pra A=Z+N Z=A­N N=A-Z Pra numri i protoneve dhe neutroneve është i barabartë me numrin e masës.

3. Jepni shembuj izotopesh dhe paraqitini ato me simbolet e tyre.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

33

Përgjigje Disa shembuj izotopesh janë:

16 17 18 a) tri izotopet e oksigjenit 8 O, 8 O, 8 O 35 37 b) dy izotopet e klorit 17Cl, 17Cl, 21 22 c) dy izotopet e neonit 10Ne, 10 Ne. 4. Si shpjegohet që masa atomike e krahasuar e një elementi nuk është numër i plotë, kurse protonet dhe neutronet praktikisht i kanë masat e tyre numra të plotë? Jepni ndonjë shembull.

Përgjigje Përgjithësisht elementet janë përzierje izotopesh dhe masa atomike e krahasuar e një elementi është mesatare e masave atomike të krahasuara të izotopeve që përbëjnë përzierjen. Meqenëse masat e protoneve dhe neutroneve praktikisht janë numra të plotë, të tilla do të jenë edhe masat atomike të krahasuara të izotopeve të veçanta, megjithëkëtë mesatarja e tyre, që përfaqëson masën atomike të krahasuar të elementit, mund të mos jetë numër i plotë. Kjo varet nga përqindja e izotopeve që përbëjnë elementin. Kështu p.sh., masa atomike e krahasuar e elementit klor nuk është numër i plotë, megjithëse izotopet përbërëse kanë masa atomike të krahasuara numra të plotë:

A r Cl

35

75 25 37 100 100

35,5.

5. Në cilin parim mbështetet shpërndarja e elektroneve nëpër nivele, nënnivele dhe gjendje energjetike? Ç'thotë ai?

Përgjigje Shpërndarja e elektroneve nëpër nivele, nënnivele dhe gjendje energjetike mbështetet në parimin e qëndrueshmërisë. Ky parim thotë se më parë mbushen me elektrone nivelet dhe nënnivelet që kanë energji më të vogël dhe vetëm pasi janë plotësuar ato vazhdon mbushja e niveleve dhe nënniveleve me energji më të madhe.

6. Si bëhet shpërndarja e elektroneve në nivelin e tretë energjetik? Tregojeni këtë me anë të gjendjeve energjetike.

Përgjigje Niveli i tretë energjetik përbëhet nga tri nënnivele: 3s, 3 p dhe 3 d. Në fillim mbushet me 1 e më pas me 2 elektrone nënniveli 3s; pastaj mbushet me 1 deri në 6 elektrone nënniveli 3p; para se të mbushet nënniveli 3d, plotësohet me 2 elektrone nënniveli 4s e më pas mbushet me 1 deri në 10 elektrone nënniveli 3d. Ta tregojmë këtë radhë të plotësimit të nënniveleve dhe gjendjeve energjetike me kuti.

7. Duke parë vendosjen e niveleve, nënniveleve dhe gjendjeve energjetike të atomit, thoni se cili nënnivel i një niveli ka energji më të ulët dhe cili më të lartë.

34

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Përgjigje Nënniveli s i çdo niveli është nënniveli me energji më të ulët, kurse nënniveli me energji më të lartë përfaqësohet nga nëniveli me numër kuantik orbital më të madh; kështu për nivelin e dytë, nënniveli me energji më të lartë është nënniveli 2p, për nivelin e tretë është nënniveli 3d, për nivelin e katërt është nënniveli 4 f etj.

8. Në atomin e cilit element takohet konfigurimi elektronik i kationit Li+? Po ai i joneve Na+, Mg2+ dhe Al3+?

Përgjigje Konfigurimi elektronik i kationit Li+ është Ky konfigurim i përket edhe atomit të heliumit He(Z = 2). Konfigurimi elektronik i kationit Na+ është 1s22s2p6. Ky konfigurim i përket edhe atomit të neonit Ne (Z=10).

9. Shkruani formulat elektronike të atomeve të këtyre elementeve: Be, K, Ca, dhe të kationeve të tyre.

Përgjigje a. Formula elektronike e beriliumit Be (Z = 4) është 1s22s2, kurse ajo e kationit Be2+ është: 1s2 b. Formula elektronike e kaliumit K(Z = 19) është: 1s22s2p63s2p64s1., kurse ajo e kationit K+ është: 1s22s2p63s2p6. c. Formula elektronike e kalciumit Ca(Z = 20) është 1s22s2p63s2p64s2., kurse ajo e kationit Ca2+ është: 1s22s2p63s2p6.

10. Shkruani formulat elektronike të atomeve të elementeve Cl, O2 dhe të anioneve të tyre.

Përgjigje Formula elektronike e klorit (Z = 17) është 1s22s2p63s2p5, ndërsa ajo e anionit klorur Cl- është 1s22s1p63s2p6. Formula elektronike e oksigjenit (Z = p6) është 1s22s2p4, ndërsa ajo e anionit O2- është 1s22s2p6.

11. Në atomin e cilit element takohet konfigurimi elektronik i anionit Cl-? Po ai i anionit O2-?

Përgjigje Konfigurimi elektronik i anionit Cl-: 1s22s2p6312p6 takohet në atomin e gazit të plogët argon (Z = 18). Konfigurimi elektronik i anionit O2- : 1s22s2p6 takohet me atomin e gazit të plogët neon (Z= 10).

Libri i mësuesit: KIMIA 10

35

Orbitalet atomike

1. Si shpjegohet që nuk mund të përcaktohet njëkohësisht si vendndodhja ashtu edhe shpejtësia e elektronit që bën pjesë në një atom?

Përgjigje Lëvizja e elektroneve rreth bërthamës ngjan, në pamje të parë, me lëvizjen e planetëve rreth diellit, por ndërsa planetëve mund t'u caktohet njëkohësisht si shpejtësia, ashtu edhe vendndodhja e tyre, kjo është e pamundur për elektronet. Kjo shpjegohet me atë që ligjet të cilave u nënshtrohen grimcat me përmasa e masa shumë të vogla nuk janë të njëjta me ato të cilave u binden trupat me përmasa dhe masa të zakonshme ose të mëdha.

2. Cila është forma e orbitaleve s dhe p, dhe ku ndodhet bërthama e atomit në këto orbitale?

Përgjigje Forma e orbitalit s është një rruzull, në qendër të të cilit ndodhet bërthama e atomit. Forma e orbitalit p është ajo e fjongos ose e numrit 8 dhe përfshin zonën e hapësirës që ndodhet brenda dy rruzujve të shtypur, të cilët prekin njëri ­ tjetrin. Bërthama e atomit ndodhet në pikën e prekjes së dy rruzujve të shtypur.

3. Ç'kuptoni me re elektronike? Si quhet ajo ndryshe?

Përgjigje Tërësia e pikave rreth bërthamës ku haset më dendur elektroni përbën renë elektronike. Ajo quhet ndryshe edhe orbital.

36

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Kreu 2 SISTEMI PERIODIK

Koncepte të reja

1. Në këtë kre vërehet se me rritje të numrit rendor, vetitë e elementeve si dhe madhësitë që i përcaktojmë ato: rreze e atomit, energji e jonizimit, energji e afrisë për elektronin dhe elektronegativiteti ndryshojnë në mënyrë periodike. Duhet treguar kujdes për kuptimin e saktë të periodicitetit si një ide e re, që takohet për herë të parë. 2. Nxënësi është njohur me strukturën e atomit dhe ka mësuar të paraqesë formulat elektronike të atomeve. Në këtë kre duhet të dalë në pah koncepti ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve. Sistemi periodik shpreh ndërlikimin e strukturave të mbështjelljeve elektronike (me rritjen e Z) dhe njëkohësisht përsëritjen periodike të konfigurimeve elektronike të shtresave të jashtme. Nëpërmjet studimit të këtij kreu duhet të përforcohet ideja se sistemimet dhe klasifikimet luajnë rol të rëndësishëm për të nxjerrë nga faktet dhe njohuritë e grumbulluara ligjshmëritë, të cilat nga ana e tyre kanë vlera të mëdha për parashikime. Nga ana metodike është e rëndësishme që nxënësi të njohë bazën e vërtetë të klasifikimit të elementeve. Për t'i njohur nxënësit me periodicitetin e vetive të elementeve është e domosdoshme të mbështetemi në disa njohuri të nxënësve, që japin mundësi të përshkruhen në masën e nevojshme metalet alkaline, alkalino-tokësorë, kalkogjenet dhe halogjenet. Si pikënisje do të shërbejnë gazet e plogëta: He, Ne, Ar si gaze të përbëra nga molekula monoatomike. Është me interes të njihen elemente që kanë veti të theksuara metalike, si dhe veti të theksuara jometalike. Vetitë metalike ose jometalike janë të lidhura me konfigurimin elektronik të shtresës së jashtme të atomeve të elementeve. Ato kanë të bëjnë me lehtësinë me të cilën atomet e elementeve mund të sigurojnë konfigurimin elektronik të qëndrueshëm të gazeve të plogëta. Duke u mbështetur në këtë, mund të përcaktojmë se strukturën elektronike të gazit të plotë mund ta fitojnë lehtësisht: a. elementet që kanë 1 elektron të vetëm në nënnivelin s të nivelit të jashtëm. b. Elementet që kanë 7 elektrone në nënnivelet s dhe p të nivelit të jashtëm. Kjo ngjet sepse në rastin 9a), me largimin e një elektroni fitohet një strukturë jonike (1+) e qëndrueshme, meqë konfigurimin e jashtëm e ka të njëjtë me atë të gazit të plogët, ndërsa në rastin (b) kapja e një elektroni shpie në formimin e një strukture jonike (1 ), po ashtu të qëndrueshme, sepse ka konfigurimin e jashtëm të njëjtë me atë të gazit të plogët. Sigurimi i konfigurimit të gazit të plogët me lëshimin e elektronit të vetëm të jashtëm u kumton elementeve veti metalike të theksuara. Kjo do të thotë që këto elemente

Libri i mësuesit: KIMIA 10

37

oksidohen vrullshëm, veprojnë me ujin dhe formojnë bazë të fortë e të tretshme, duke çliruar edhe hidrogjen. Veprojnë vrullshëm me jometalet dhe formojnë kripëra. Çdo metal alkalin ka numër atomik 1 njësi më të madhe se sa ajo e gazit të plogët paraardhës. Metali alkalin më i njohur nga nxënësit është Na, me formulë elektronike; 1s22s2p63s1 që lëshon lehtësisht elektronin e nivelit të jashtëm dhe shndërrohet në jonin Na+ me formulë elektronike. 1s22s2p6. Për të konkretizuar sa u tha më lart paraqiten barazimet e reaksioneve që tregojnë veprimin e natriumit me oksigjenin, ujin, klorin. 2Na + O2 = Na2O2 (peroksid natriumi) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (hidroksidi i natriumit, bazë e fortë dhe e tretshme). 2Na + Cl2 = 2NaCl (kloruri i natriumit, kripë e acidit klorhidrik). Në të gjitha reaksionet e përmendura atomi i Na pëson të njëjtin ndryshim: lëshon elektronin e vetëm të nivelit të jashtëm dhe shndërrohet në jonin Na+, të qëndrueshëm për shkak të konfigurimit të jashtëm. Sigurimi i konfigurimit të jashtëm të gazit të plogët me kapjen e një elektroni u kumton elementeve veti jometalike të theksuara. Kjo nënkupton veprimin e vrullshëm të tyre me hidrogjenin, që çon në përftimin e hidracideve, veprimin e vrullshëm me metalet për formimin e kripërave etj. Këto elemente njihen së bashku me emrin: halogjene (tabela 4.3).

Tabela 4.3 Halogjene Fluor F Klor Cl Brom Br Jod I Astatin At Numri atomik 9 17 35 53 85 Halogjenet Diferenca e numrit të elektroneve të atomeve të dy halogjeneve të njëpasnjëshme 17 ­ 9 = 8 35 ­ 17 = 18 53 ­ 35 = 18 85 ­ 53 = 32 Konfigurimi i jashtëm s2p5 » » »

Më i njohuri për nxënësit është klori me formulë elektronike: 1s22s2p63s2p5 që kap lehtë një elektron dhe formon jonin klorur Cl-, me konfigurim të jashtëm 3s2p6 (shtresa e jashtme e Ar). Barazimet që vënë në dukje veprimin e klorit me metalet dhe hidrogjenin mund të shënohen: H2 + Cl2 = 2HCl (klorur hidrogjeni, tretësira ujore e të cilit është acidi klorhidrik, acid i fortë). 2Na + Cl2 = 2NaCl klorur natriumi Me ndihmën e tabelave nxënësit njihen me konfigurimin e jashtëm: a) të gazeve të plogëta (s ose sp) b) të metaleve alkaline (s) c) të halogjeneve (sp) Gjatë këtij studimi ata njihen edhe me disa karakteristika kryesore të këtyre familjeve:

38

Libri i mësuesit: KIMIA 10

a) me qëndrueshmërinë e veçantë të gazeve të plogëta që i përkushtohet konfigurimit të jashtëm të tyre, b) me karakterin metalik të theksuar të metaleve alkaline, që i përkushtohet lehtësisë me të cilën lëshojnë elektronin e jashtëm dhe sigurojnë konfigurimin e gazit të plogët. c) Me karakterin jometalik të theksuar të halogjeneve që i përkushtohet lehtësisë me të cilën ato kapin një elektron në shtresën e jashtme për të siguruar konfigurimin e gazit të plogët. Elementet e ngjashme takohen pas 8, 8, 18, 18, 32 elementesh (shih sistemin periodik). Në bazë të tyre bëhet e qartë se vetitë e elementeve me rritjen e Z ndryshojnë në mënyrë periodike, ose përsëriten në mënyrë periodike, që do të thotë se pas një numri të caktuar elementesh (8, 18, 32) takohen elemente të ngjashme. Pikërisht këtë lloj të ndryshuari të vetive e quajmë të ndryshuar periodik. Njohja e ndryshimit periodik të vetive të elementeve (të renditura sipas Z në rritje), bazuar në përshkrimin e shkurtër të familjeve: gaze të plogëta, metale alkaline dhe halogjene, lejon të qartësohet shkaku i mbështetjes së klasifikimit në strukturën e mbështjellës elektronike të atomit dhe të kuptohet, në mësimet e ardhshme, mënyra e ndryshimit të vetive nga metalike në jometalike, kur kalohet në periodë nga e majta në të djathtë. Fakti që pas shtimit të 8, 18, 32, elektroneve takohen elemente të ngjashme, me strukturë elektronike të nivelit të jashtëm të njëjtë, lejon të mendohet se për të bërë klasifikimin e elementeve duhet të mbështetemi në karakteristika të mbështjellës elektronike të atomeve, ku në radhë të parë dallohet numri i niveleve. Në bazë të numrit të niveleve elektronike që kanë atomet e elementeve bëhet klasifikimi i tyre në radhë me numër të njëjtë nivelesh. Që të mund të dallojmë lehtësisht sa nivele ka secili element me numër rendor Z të dhënë (renditja e elementeve është bërë sipas Z në rritje). Për të pasur të qartë mënyrën e mbushjes së niveleve e nënniveleve me elektrone, shikoni skemën e më poshtme:

1 s 2 s p 3 s 4 s 5 s 6 s 7 s

p

p

p

p

p

d

d f

d f

d f

d f

Në këtë skemë (që mund të përgatitet lehtësisht nga mësuesi) shkronja n, me vlera: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 tregon numrin kuantik themelor ose numrin e niveleve. Shkronjat s, p, d, f, tregojnë nënnivelet që përmban secili nivel. Elementet që plotësojnë me elektrone nënnivelin 4d (z = 39 48) kanë 5 nivele energjetike, pavarësisht se nënniveli 4d i takon nivelit të katërt (shigjeta tregon se është mbushur nënniveli 5s para se të mbushet 4d) etj.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

39

Elementet që plotësojnë me elektrone 4d, kanë numër rendor të barabartë (shih Ia) me 38 + 1 38 + 10, (ku 38 = 2 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2) d.m.th., 39 48. Në qoftë se në 4 d vendosen 5 elektrone, numri rendor i elementit do të ishte 38 + 5 = 43. (Më poshtë bëhet e qartë pse Z për elementet që formojnë 4f nuk është 57 70, por 58 71.) Në bazë të skemës 1a mund të tërhiqet vëmendja se:

1. Me një nivel janë vetëm 2 elemente me strukturë elektronike:

1s1 H

1s2 , që përfaqësojnë elementet e poshtëshënuara He 10). Simbolet e tyre janë shënuar poshtë He + 2s2 2p2, C He + 2s 2p Ne

2 6

2. Me dy nivele janë 8 elemente (Z= 3 formulave elektronike të tyre.

He + 2s1, Li He2s 2p O

2 4

He + 2s2, Be

He + 2s2 2p1, B

2 5

He2s22p3, N

He + 2s 2p F

Ky është shkaku për të cilin elementet që plotësojnë me elektrone 4f kanë numrat rendor 58 71 dhe jo 57 70. Mbi bazën e numrit të niveleve, elementet mund të ndahen në 7 radhë. Radhët e përbëra nga elemente që kanë të njëjtin numër nivelesh quhen perioda. Secila periodë fillon me një metal alkalin, që ka konfigurimin e nivelit të jashtëm s1 dhe (me rritjen e Z) përfundon me një gaz të plogët me konfigurim të nivelit të jashtëm s2p6 (përjashtuar perioda e parë). Numri i periodës është i barabartë me numrin e niveleve që kanë elementet që formojnë periodën. Kështu elementet e periodës së parë ka 1 nivel, të periodës së dytë 2 nivele etj. Meqenëse numri maksimal i niveleve është shtatë edhe numri i periodave është 7).

Tema: Sistemi periodik i elementeve

Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të shpjegojë si është e ndërtuar sistemi periodik; Të shpjegojë çfarë tregon numri i grupit i shoqëruar me shkronjën A; Të shpjegojë çfarë tregon numri i grupit i shoqëruar me shkronjën B.

Fjalë kyçe: periodë, grup, element s, f, p.

Mësimi "Sistemit periodik i elementeve" duhet të nxjerrë në pah se klasifikimi mbështetet në radhë të parë në renditjen e elementeve sipas numrit atomik në rritje dhe së dyti klasifikimi i elementeve në perioda bëhet mbi bazën e karakteristikës së rëndësishme të strukturës elektronike: numrit të niveleve energjetike që kanë elementet.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

40

Ky mësim në asnjë mënyrë nuk duhet të reduktohet në përcaktimin e numrit të periodave dhe të elementeve për çdo periodë. Po të veprohet kështu nxënësi mëson disa numra pa njohur kuptimin e vërtetë të tyre. Është e domosdoshme që të bëhet mirë lidhja që ekziston ndërmjet numrit të periodave, numrit të elementeve që i përbëjnë ato dhe strukturës së mbështjellës elektronike. Sistemi periodik ka një strukturë të caktuar ku nuk vërehet vendosja e thjeshtë e periodave njëra mbi tjetrën. Një vendosje dosido e periodave nuk e arrin qëllimin që kërkon të plotësojë një klasifikim i përkryer, prandaj në radhë të dytë, për t'i dhënë klasifikimit një strukturë logjike dhe për ta bërë atë të përshtatshme për t'u përdorur lehtësisht, janë mbështetur në një karakteristikë tjetër të strukturës së mbështjellës elektronike: në numrin e elektroneve të nivelit të jashtëm (nënnivel s dhe p , për elementet s dhe p,) por edhe në numrin e elektroneve që vendosen në nënnivelin d të nivelit fqinj me të jashtmin (ose i dytë nga jashtë, për elementet d ose edhe të atyre që vendosen në nënnivelin f të nivelit të tretë duke filluar nga jashtë (për elementet f). Për këtë bëhet një sistemim i elementeve si më poshtë: elementet e të gjitha periodave që kanë numër të njëjtë të elektroneve në nivelin e jashtëm (nënnivel s dhe p), ose edhe numër të njëjtë elektronesh në 2 ­ 3 nivelet e jashtme (nënniveli s i nivelit të jashtëm, nënnivel d i nivelit të dytë nga jashtë dhe nënniveli f i nivelit të tretë nga jashtë) vendosen njëri nën tjetrin. Për të treguar si arrihet kjo në tekst (flitet për një "çarje" të sistemit, ndërmjet grupeve II A dhe III A (shoqëruar me një skemë, që mesa duket ka pasur vështirësi për t'u kuptuar). Të gjitha periodat kanë nga 2 elemente s. Elementet s në nënnivelin s të nivelit të jashtëm kanë 1 ose 2 elektrone dhe në nivelin fqinjë me të jashtmin kanë 3 elektrone s (1s2), kur është fjala për elementet e periodës së dytë ose tetë elektrone ns2p6, kur është fjala për elemente të periodave të tjera (përjashtuar elementet e periodës së parë, që kanë vetëm një nënnivel). Po kështu periodat (përjashtuar perioda e parë) kanë nga gjashtë elemente p. Elementet p vendosin në nënnivelin p të nivelit të jashtëm 1 6 elektrone. Elementet s dhe p të të gjitha periodave, me strukturë elektronike të njëjtë të nivelit të jashtëm, duke u vendosur njëri nën tjetrin, formojnë tetë grupet kryesore të sistemit periodik, të shënuara me numër romak, shoqëruar me shkronjën A. Të vihen në dukje 4 blloqet e sistemit periodik të dalluar në bazë të strukturës së mbështjellës elektronike, si dhe mënyra e ndryshimit të vetive në grupe dhe perioda. Në tekst nuk është përmendur mënyra e ndryshimit të vetive në grupet B (me përjashtim III B), prandaj në mënyrë të shkurtër përmendim: Në periodën e gjashtë dhe të shtatë, pas konfigurimit 6s25d1 (grupi III B) dhe 7s26d1 (grupi III B) fillojnë përkatësisht mbushja e 4 f dhe 5f me 1 ­ 14 elektrone. Pas mbushjes së 4 f fillon të mbushet 5d. Rritja e numrit të nivelit të jashtëm kur kalojmë nga elementet e periodës së katërt në ato të periodës së pestë, shkakton një rritje të vogël të rrezes, sepse numri rendor rritet me 18 njësi, kurse kur kalohet nga elementet e periodës së pestë në ato të periodës së gjashtë rrezja mbetet pothuaj e pandryshuar, për shkak të formimit të nënnivelit 4f me 14 elektrone, gjë që sjell rritje ne tërheqjes me bërthamën dhe zvogëlimin e mëtejshëm të rrezes. Numri rendor i çdo elementi i periodës së pestë, që bën pjesë në të njëjtën grup me atë të periodës së gjashtë është 32 njësi më i vogël, gjë që shkakton që vetitë metalike të rriten në drejtim të kundërt.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

41

Nxënësi që është njohur me strukturën e atomit; ka mësuar se vetitë fizike e kimike të elementit përcaktohen nga mënyra e vendosjes së elektroneve rreth bërthamës. Disa nga këto veti fizike e kimike janë: rrezja e atomit; potenciali i jonizimit, energjia e afrisë për elektronin, elektronegativiteti. Në vazhdim sqarohet kuptimi i këtyre madhësive, si dhe tregohet se si mund të maten apo të llogariten ato, në mënyrë që të mos krijohet ideja se janë madhësi abstrakte.

Tema: Ndryshimi i rrezes atomike në sistemin periodik

Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të formulojë ç'është rrezja atomike; Të shpjegojë si ndryshon rrezja brenda periodës dhe grupit; Të renditë elementet nëpërmjet shembujve sipas rritjes së rrezes.

Fjalë kuçe: rrezja atomike.

Rrezja e atomit. Kuptimi i kësaj madhësie është i qartë nga ana intuitive. Rrezja është largësia e elektroneve të shtresës së jashtme nga bërthama. Përkufizimi i kësaj madhësie rrjedh nga mënyra e matjes së saj: a) Në qoftë se atomi i përket një substance të thjeshtë metalike, rrezja përkufizohet si gjysma e largësisë midis bërthamave të atomeve në rrjetën kristalore. b) Në qoftë se atomi i përket një substance të thjeshtë jometalike, rrezja përkufizohet si gjysma e largësisë midis bërthamave të atomeve të lidhura me një lidhje të thjeshtë në një përbërje kovalente. Matja e rrezeve atomike bëhet me difraksion të rrezeve X, përkatësisht nga metali apo përbërja kovalente. Përcaktimi i rrezeve të atomeve të ndryshme ka treguar se kjo madhësi ndryshon në mënyrë periodike me rritjen e Z, siç vihet në dukje në tekst.

Tema: Vetitë reduktuese dhe potenciali i jonizimit. Metalet

Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

të përcaktojë ç'është vetia reduktuese dhe të dijë se cilat elemente e shfaqin atë; të shpjegojë ç'është potenciali i jonizimit dhe si ndryshon ai në sistemin periodik; të rendisë elementet sipas rritjes së potencialit të jonizimit.

Fjalë kyçe: veti reduktuese, potencial jonizimi.

Energjia e jonizimit përkufizohet si energji minimale që i duhet dhënë një atomi ose joni, në mënyrë që prej tij të largohet elektroni i lidhur më dobët.

42

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Njihen mjaft mënyra për t'i dhënë atomit apo jonit një vlerë të caktuar energjie, që të shkaktojë jonizimin e tij. Për një element mund të flitet për aq energji jonizimi sa edhe elektrone ka atomi i tij. (Energjia e i-të e jonizimit Ii është energjia që nevojitet për të shkëputur elektronin e lidhur më dobët nga joni me (i ­ 1) ngarkesa pozitive e atij elementi). 1. Energjitë e jonizimit për të njëjtin element vijnë duke u rritur d.m.th. I2(x) > I1(x). Kjo është e kuptueshme në qoftë se kujtojmë se pas largimit të elektronit të parë rritet tërheqja e elektroneve të mbetura me bërthamën dhe largimin e një elektroni të dytë kërkon një energji më të madhe. 2. Për konfigurime të njëjta, I zvogëlohet me rritjen e Z. Kështu për elementet Li dhe Na do të kemi I1 (Na) < I2 (Li). 3. Gazet e plogëta kanë vlera të larta të I. Kjo qëndrueshmëri e madhe mund të shpjegohet me mbushjen e plotë të nënniveleve. Kjo vë në dukje se potenciali i jonizimit lidhet me njëfarë mënyrë me mbushjen e niveleve energjetike të atomit. 4. Gjatë një periode në përgjithësi, me rritjen e numrit rendor vihet re një rritje e potencialit të jonizimit por dallohen edhe minimume lokale të vlerës së I. Vlera e potencialit të jonizimit zvogëlohet menjëherë me shtimin e elektronit të parë në nënnivelin e ri. Nga tabela rezulton se I1 (Al) < I1 (Mg) > I1 (Na). Energjia e afrisë për elektronin. Kjo madhësi përkufizohet si "energji që çlirohet kur një atom lidh një elektron". Energjia e afrisë për elektronin nuk matet në mënyrë të drejtpërdrejtë, por edhe caktimi i saj nëpërmjet matjeve të tjera është i vështirë, sepse kërkon llogaritje të gjata. Vlerat e kësaj madhësie janë caktuar për një numër të kufizuar elementesh, pikërisht për elementet që formojnë përbërje jonike.

Tema: Elektronegativiteti. Ndryshimi i karakterit të oksideve në sistemin periodik

Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

të përcaktojë çfarë është elektronegativiteti; të shpjegojë se si ndryshon ai në sistemin periodik; të parashikojë nëpërmjet vlerave të elektronegativitetit karakterin bazik ose acid të oksideve.

Fjalë kyçe: elektronegativiteti

Elektronegativiteti. Me elektronegativitet kuptohet vetia që ka çdo atom për të tërhequr drejt vetes elektronet që gjatë krijimit të një lidhjeje janë të përbashkëta drejt vetes elektronet që gjatë krijimit të një lidhjeje janë të përbashkëta në një atom tjetër. Kjo veti është e lidhur me faktin që çdo atom synon të sigurojë përreth një konfigurim elektronik të qëndrueshëm. Si potenciali i jonizimit (I) ashtu edhe energjia e afrisë për elektronin (E) nuk mund të jenë të pavarura nga njëra ­ tjetra, derisa përdoren për të

Libri i mësuesit: KIMIA 10

43

karakterizuar afrinë e atomeve. Kjo duhet kuptuar në mënyrën e mëposhtme; kur një atom e lëshon me vështirësi elektronin (vlera e lartë I), edhe kur merr lehtësisht një elektron (vlerë e lartë e afrisë për elektronin) kujtojmë se elementi në fjalë ka afri të madhe për elektronin. Prandaj të dyja këto madhësi, ka mundësi të shprehen me një madhësi të vetme. Kjo madhësi është elektronegativiteti që e përkufizuam e që shënohet EN. Si masë e tij merret shuma aritmetike. EN = I + A

Kreu 3 LIDHJA KIMIKE

Koncepte të reja

Shumica dërrmuese e ideve: mbulimi i orbitaleve atomike, formimi i orbitalit molekular si mbulim i orbitaleve atomike, lidhja , mbulimi boshtor i orbitaleve atomike p, energjia e lidhjes kimike, lidhja , mbulimi anësor i orbitaleve atomike p, lidhjet shumëfishe, polarizimi i lidhjes kimike si rezultat i zhvendosjes së orbitalit molekular, lidhja bashkërenditëse, forma gjeometrike e polariteti i molekulës, valencë në gjendje normale dhe valencë në gjendje të ngacmuar, valencë, elektrone valentore e ndonjë tjetër, të cilat nxënësi i njeh, rijepen në këtë kre me një nivel më të lartë dhe në një mënyrë më të natyrshme, më logjike e më bindëse.

Tema: Lidhja kovalente Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të formulojë lidhjen kovalente si lidhje kimike. Të shpjegojë nëpërmjet shembujve kur lidhja kovalente është e pastër dhe polare. Të shpjegojë strukturat e lidhjes polare.

Fjalë kyçe: lidhje kovalente, kovalente polare, kovalente e pastër.

Në mësimin "Lidhja kovalente", mësuesi duhet të shtjellojë para nxënësve idenë se gazet e plogëta duke pasur 8 elektrone në shtresën elektronike të jashtme karakterizohen nga një mungesë pothuajse e plotë e afrisë kimike. Mungesa e afrisë kimike, pra synimi për të mos bashkëvepruar me elemente të tjera, d.m.th, synimi i atomeve të gazeve të plogëta për të mos e ndryshuar konfigurimin elektronik të tyre, mund të shpjegohet në bazë të parimit të qëndrueshmërisë. Sipas këtij parimi konfigurimi i shtresës së jashtme me 8 elektrone është konfigurimi me energji më të vogël të mundshme, pra dhe më i përshtatshmi nga pikëpamja energjetike. Prandaj edhe atomet e elementeve të tjera, që nuk kanë një konfigurim të tillë elektronik të shtresës së jashtme, synojnë ta arrijnë atë duke u bashkuar me atome të tjera. Një nga mënyrat për të siguruar shtresa elektronike si të gazeve të plogëta është krijimi i çifteve

44

Libri i mësuesit: KIMIA 10

elektronike të përbashkëta nga atomet që do të bashkohen me njëri ­ tjetrin. Këtë mekanizëm për krijimin e tetëshit elektronik nxënësi nuk e ka të panjohur: ridhënia e këtij mekanizimi në fillim të kreut "Lidhja kimike" jo vetëm që përgatit kushtet e përshtatshme për kuptimin e saktë të formimit të orbitalit molekular si shkrirje e orbitaleve atomike, por krijon te nxënësit një përfytyrim më të qartë të shkaqeve që shpien në formimin e çiftit elektronik të përbashkët. Në këto kushte, kur nxënësit nuk i mungojnë njohuritë për brendinë e temës, është e këshillueshme që ajo të zhvillohet në formën e bisedës. Shkak për fillimin e bisedës mund të bëhet demonstrimi nëpërmjet një eksperimenti të thjeshtë, i afrisë kimike të ndryshme të molekulave dhe të atomeve të lira të hidrogjenit. Për këtë, në një provëz të mbushur përgjysmë me tretësirë ujore të permanganatit të kaliumit shtohet tretësirë ujore e acidit sulfurik dhe, pas përzierjes, përmbajtja e provëzës ndahet në mënyrë të barabartë në dy provëza. Në njërën prej provëzave fillon të gurgullohet hidrogjen (i gatitur nga aparati i Kippit ose nga një provëz me gyp zhvillimi), kurse në tjetrën, në të njëjtën kohë, hidhet një copë zink. Zinku bashkëvepron me acidin sulfurik dhe çliron hidrogjen, i cili ashtu siç përftohet në gjendje atomike, bashkëvepron me permanganatin e kaliumit. Barazimet e reaksioneve që ndodhin përkatësisht në provëzën e parë e në provëzën e dytë janë: 2KMno4 + 5H2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 2KMno4 + 10H + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Nxënësit vërejnë se tretësira e permanganatit të kaliumit ç'ngjyroset shumë më shpejt në provëzën e dytë ku ka hidrogjen atomik. Menjëherë pas kryerjes së eksperimentit mësuesi shtron një situatë problemore: ky ndryshim gjen shpjegim në strukturat e ndryshme elektronike të shtresës së jashtme të atomit të hidrogjenit të lidhur në molekulë dhe në gjendje të veçuar. Pasi ka krijuar bindjen për qëndrueshmërinë e shtresës elektronike të jashtme të plotësuar me 8 elektrone, mësuesi gjatë bisedës, duhet t'i kushtojë rëndësi të veçantë faktit që çiftet elektronike të përbashkëta që bëjnë të mundur formimin e tetëshit elektronik krijohen nga elektrone me spine të kundërta. Mësuesi ndërton vetë në tabelë (e më pas paraqet edhe në tabela të parapërgatitura) skemat e krijimit të çiftit elektronik të përbashkët dhe formimit të shtresës elektronike të jashtme të plotësuar në rastet e molekulave të hidrogjenit. Në fund të orës kërkon nga nxënësit që me ndihmën e tij të ndërtojnë skemat përkatëse për molekulat e klorurit të hidrogjenit HCl dhe amoniakut NH3.

Tema: Lidhja shumëfishe

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

të shpjegojë formimin e lidhjes sigma si mbulim boshtor i orbitaleve atomike; Të shpjegojë formimin e lidhjes si mbulim anësor e orbitaleve atomike; Të shpjegojë formimin e lidhjes shumëfishe me anë të shembujve në përbërje të ndryshme.

Fjalë kyçe: mbulim boshtor, lidhje sigma, mbulim anësor, lidhje shumëfishe, lidhje .

Mësimi "Lidhjet shumëfishe" është vazhdim i natyrshëm e logjik i paragrafit "Formimi i orbitaleve molekulare" në të cilin nxënësi është njohur, veç të tjerash, edhe me faktin se

Libri i mësuesit: KIMIA 10

45

dendësia e resë elektronike të orbitalit atomik p varet jo vetëm nga largësia prej bërthamës por edhe nga drejtimi dhe se kjo dendësi zvogëlohet duke u larguar nga boshti i orbitalit. Për të siguruar vazhdimësinë e këtyre dy paragrafëve dhe për të arritur një parapërgatitje për mësimin e ri brenda orës së mësimit, është mirë që gjatë kontrollit të dijes mësuesi të kërkojë nga nxënësi i fundit i pyetur, që të flasë pikërisht për këto cilësi të orbitalit p dhe për ndërprerjen boshtore të këtyre orbitaleve. Me të mbaruar kontrollin, mësuesi e nis shpjegimin (i cili është mirë të bëhet në formë leksioni), duke folur përsëri në mënyrë të përmbledhur për cilësitë e orbitalit p dhe mbulimin boshtor të këtyre orbitaleve. Më pas ai tregon se në rastin kur secili prej dy atomeve që lidhen me njëri ­ tjetrin, ka më shumë se një orbital atomik p të aftë për lidhje (pra me një elektron të paçiftëzuar), atëherë vetëm dy orbitave p (një për secilin atom) mund të mbulohen në mënyrë boshtore. Të tjerat, meqenëse formojnë kënde 90º me të parat, nuk mund të mbulohen ndryshe veçse në mënyrë anësore. Lidhja kimike që formohet si rezultat i mbulimit anësor të orbitaleve p quhet lidhje . Mësuesi duhet të këmbëngulë këtu në faktin që shkalla e mbulimit kur ndërprerja e orbitaleve bëhet në mënyrë anësore (lidhje ) është më e vogël se sa ajo kur ndërprerja është boshtore (lidhje ), prandaj lidhja është më e dobët se sa lidhja . Shkallën e ndryshme të mbulimit kur ky i fundit bëhet në mënyrat boshtore dhe anësore mësuesi e tregon jo vetëm në skemat e ndërprerjes së orbitaleve në tabelë, por e demonstron edhe me modelet e parapërgatitura me tel. Pastaj mësuesi përshkruan dhe analizon me hollësi formimin e tri lidhjeve (një dhe dy ) te molekula e azotit. Është e këshillueshme që mbulimi i njëkohshëm i orbitaleve atomike p të dy atomeve azot të demonstrohet me një model në tel.

Tema: Karakteri jonik. Polariteti i molekulës Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

të shpjegojë në bazë të ndryshimit të elektronegativitetit karakterin e lidhjes. të shpjegojë kur molekula është apolare. të shpjegojë kur molekula është polare.

Fjalë kyçe: polaritet i molekulës.

Mësimi "Karakteri jonik. Polariteti i molekulës" këshillohet që të shpjegohet duke kombinuar formën e leksionit me atë të bisedës. Nga kjo pikëpamje ky mësim mund të ndahet në dy pjesë që lidhen ngushtë me njëra ­ tjetrën: në pjesën e parë ku mësuesi synon të bëjë të qartë se vendosja e orbitalit molekular në lidhje me skeletin atomik të molekulës varet nga elektronegativiteti i elementeve dhe në pjesën e dytë ku ai ngulmon në përvetësimin e idesë se lidhjet kimike (lidhja kovalente e pastër, lidhja kovalente polare dhe lidhja jonike) kanë të njëjtën natyrë dhe ndryshojnë në mes të tyre vetëm nga shkalla e polarizimit të resë elektronike. Këto dy pjesë metodikisht duhen trajtuar paksa ndryshe nga njëra ­ tjetra. Megjithëse nga shkolla 9- vjeçare nxënësi ka njohuri për lidhjen jonike dhe lidhjen kovalente polare, është e këshillueshme që shpjegimi i pjesës së parë të mësimit të bëhet në formë leksioni, për shkak se polarizimin e lidhjes kimike mësuesi duhet ta lidhë me kuptimin e elektronegativitetit.

46

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Tema: Lidhja bashkërenditëse

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

të formulojë lidhjen bashkërenditëse si lidhje të veçantë kovalente; të bëjë dallimin e lidhjes bashkërenditëse me lidhjet e tjera me përbërje të ndryshme kimike; të shpjegojë rregullin e tetëshes elektronike në molekula dhe të dallojë atomet që i thyejnë këto rregulla.

Fjalë kyçe: lidhja bashkërenditëse ose dhënëse dhe marrëse

Gjatë kontrollit të dijes, para shpjegimit të paragrafit "Lidhja bashkërenditëse " është mirë që t'i kërkohet një nxënësi të përshkruajë formimin e çifteve elektronike të përbashkëta te molekula e amoniakut NH3. në këtë mënyrë parapërgatiten kushtet për shpjegimin e mësimit të ri. Në qoftë se mësuesi e gjen me vend (kjo varet nga niveli i klasës) mund të kërkojë nga nxënësit edhe përshkrimin e formimit të lidhjeve kimike për fluorurin e borit BF3, por është këshillueshme që këtë ai ta bëjë vetë. Pikërisht me shpjegimin e formimit të çifteve elektronike të përbashkëta te fluoruri i borit mund të fillojë shpjegimi. Edhe në qoftë se mësuesi e ka gjykuar të arsyeshme që këtë ta bëjë duke pyetur një nxënës gjatë kontrollit të dijes, është e domosdoshme që ai të ripërshkruajë edhe një herë vetë konfigurimin elektronik të borit, formimin e tri çifteve elektronike të përbashkëta që ai krijon me tri atome fluori dhe të tërheqë vëmendjen e nxënësve tek orbitali i lirë (kutiza energjetike bosh), që mbetet pas kësaj tek atomi i borit. Te "Valenca. Valencë në gjendje normale dhe të ngacmuar" bëhet një përgjithësim i disa njohurive për lidhjen kimike, të cilat janë dhënë në mësimet paraardhëse. Pra ky paragraf vjen si një kurorëzim i mësimeve të mëparshme. Në këtë rast shpjegimi këshillohet të zhvillohet në formë të një bisede dinamike dhe efikase, pasi njohuritë e domosdoshme për të arritur në kuptimin e valencës janë dhënë paraprakisht dhe gjatë tij synohet të nxirren vetëm përfundimet. Sigurisht pjesa e bisedës që lidhet me nxjerrjen e përfundimeve duhet kryer nga mësuesi. Momentet kyçe mbi të cilat do të ndërtohet biseda janë: a) Elektronet valentore. Valenca si numër i elektroneve të paçiftëzuara të nivelit të jashtëm. b) Konfigurimi elektronik në gjendje normale i hidrogjenit klorit dhe karbonit. Valencë në gjendje normale. c) Konfigurim elektronik në gjendje të ngacmuar i klorit dhe karbonit. Valencë në gjendje të ngacmuar. d) Valenca tek azoti dhe squfuri. Gjatë bisedës mund t'u drejtohen nxënësve pyetje të tilla (përkatësisht për secilin moment kyç):

1. Cilat elektrone marrin pjesë zakonisht në krijimin e lidhjes kimike? 2. Paraqitni konfigurimin elektronik të hidrogjenit, klorit dhe karbonit në gjendje normale. Sa është numri i elektroneve të paçiftëzuara në secilin rast?

Libri i mësuesit: KIMIA 10

47

3. Sa është numri i elektroneve të paçiftëzuara te atomi i borit në gjendje të ngacmuar? Shkruani konfigurimin elektronik për këtë gjendje. Po në rastin e karbonit sa është ky numër? 4. A mund ta rritë azoti numrin e elektroneve të paçiftëzuara gjatë ngacmimit? Pse?

Pasi merr përgjigjet nga nxënësit (në ndonjë rast edhe duke i dhënë ato vetë), mësuesi nxjerr përgjithësimet e përfundimet e mëposhtme:

1. Elektronet që marrin pjesë në lidhjen kimike dhe që zakonisht janë elektronet e paçiftëzuara (ose që mund të kalojnë në këtë gjendje gjatë ngacmimit) të nivelit të jashtëm quhen elektrone valentore. Numri i elektroneve të paçiftëzuara të nivelit të jashtëm përcakton numrin e valencës së elementit. 2. numri i elektroneve të paçiftëzuara në gjendje normale të hidrogjeni, bori dhe karboni është përkatësisht 1, 1 dhe 2. këto janë dhe numrat e valencës në gjendje normale të këtyre elementeve. 3. Duhet dalluar numër valence në gjendje normale dhe në gjendje të ngacmuar. Numri i valencës në gjendje të ngacmuar i borit dhe karbonit është përkatësisht 3 dhe 4. 4. Në nivelin e jashtëm azoti nuk ka gjendje energjetike bosh, prandaj edhe nuk mund të rritë numrin e elektroneve të paçiftëzuara me anë të ngacmimit. Gjatë bashkëveprimit kimik, elektronet duke u ngacmuar mund të kalojnë nga një gjendje energjetike në një tjetër, por gjithmonë brenda të njëjtit nivel energjetik. b) Disa probleme shkencore

Ideja e shkrimit të çifteve elektronike të përbashkëta dhe ajo e lidhjes kovalente që lind si rezultat i këtij procesi, të propozuara në vitin 1916 nga Ljuis, futen problemin e zbulimit të natyrës së lidhjes kimike në rrugë të drejtë, por nuk mundën ta zbulojnë këtë natyrë. Megjithëkëtë, këto ide treguan në mënyrë të tërthortë se qëndrueshmëria e molekulës nuk sigurohet vetëm nga bashkëveprimi elektrostatik i pjesëve të molekulës të ngarkuara me elektricitet me shenjë të ndryshme, siç mendohej më parë, ndonëse në disa raste ky bashkëveprim ishte mjaft i rëndësishëm. Zhvillimi i mëvonshëm i fizikës çoi hap pas hapi, në zgjidhjen e plotë të këtij problemi. Natyra e lidhjes kimike del në pah dhe nga analiza e rastit të përftimit të molekulës së hidrogjenit nga atomet e veçuara të tij: H H H2 Ç'jep trajtimi klasik në këtë rast? Secili atom i hidrogjenit përbëhet nga një proton i ngarkuar pozitivisht, që përfaqëson bërthamën dhe nga një elektron i ngarkuar negativisht që lëviz në fushën elektrike të protonit. Gjatë afrimit të dy atomeve hidrogjen për të formuar molekulën e hidrogjenit, krahas dy bashkëveprimeve tërheqëse në mes bërthamës dhe elektronit 1 dhe bërthamës b dhe elektronit 2 lindin edhe katër bashkëveprime të tjera të karakterit elektrostatik. Këto bashkëveprime janë: 1. tërheqja midis bërthamës a dhe elektronit 2 2. tërheqja midis bërthamës b dhe elektronit 1 3. shtytja në mes bërthamës a dhe b 4. shtytja në mes elektroneve 1 dhe 2

48

Libri i mësuesit: KIMIA 10

H

+

H

H2

Rezultatet e arritura për rastin e molekulës së hidrogjenit mund të përgjithësohen edhe në rastin e formimit të molekulave të tjera. Në mënyrë të veçantë, pohimi se një atom mund të lidhet me kovalencë me një tjetër në qoftë se ai ka të paktën një elektron të paçiftëzuar, është me interes të madh praktik. Nga kjo pikëpamje kovalenca, d.m.th., numri i lidhjeve kovalente të thjeshta që ai mund të formojë, është në parim i barabartë me numrin e elektroneve të paçiftëzuara që ai zotëron. Duhen theksuar në këtë rast dy veçanti, të cilat mësuesi duhet t'i mbajë mirë parasysh: 1. Këtu bëhet fjalë për kovalencën dhe jo për valencën në tërësi. Në këtë të fundit duhet të merren parasysh edhe elektrovalenca dhe valenca të tjera, që krijohen, p.sh., me anë të mekanizmit donor ­ akceptor (lidhja bashkërenditëse). 2. Duhet dalluar kovalenca për gjendjen normale (e pangacmuar) nga kovalenca për gjendjet e ngacmuara të atomeve. Vlen të theksohet se ngacmimi është një proces endotermik dhe energjia që duhet për të jepet nga energjia që çlirohet gjatë formimit të lidhjes, pra nga energjia që çlirohet gjatë reaksionit kimik. Ndërkaq energjia e reaksioneve kimike është e tillë që bën të mundur vetëm ngacmime të elektroneve nga një gjendje energjetike në tjetrën brenda një niveli energjetik. Nga kjo pikëpamje, në përbërjet H2S, SO2, H2SO3, SO3 dhe H2SO4, kovalenca e squfurit është 2, sepse në këto përbërje squfur merr pjesë në gjendje normale, pra me konfigurimin elektronik të shtresës së jashtme ku duket qartë se në nënnivelin 3 p ka vetëm dy elektrone të paçiftëzuara. Me të vërtetë formulat strukturore të përbërjeve të mësipërme (për thjeshtësi nuk janë respektuar këndet valentore) janë: Në të katër përbërjet e fundit, gjatë formimit të lidhjeve kimike, squfuri ka përdorur edhe çiftet elektronike të tij, duke luajtur rolin e donorit. Krahas dy lidhjeve të thjeshta kovalente, ai krijon edhe një, një, dy dhe dy lidhje bashkërenditëse me atomet e oksigjenit përkatësisht në përbërjen e dytë, të tretë, të katërt e të pestë. Shpesh herë thuhet se në të gjitha këto përbërje valenca e squfurit është dy; sigurisht kovalenca e squfurit është dy, kurse për të gjykuar për valencën duhen analizuar të gjitha lidhjet. Nga kjo pikëpamje përbërjet e mësipërme SO2 (ose H2SO3 ) dhe SO3 (ose H2SO4) ndryshojnë mjaft njëra nga tjetra. Ky ndryshim duket qartë veçanërisht në qoftë se formulat strukturore përkatëse paraqiten edhe me anë të ngarkesave formale.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

49

Ushtrime për kapitullin

1. Si shpjegohet mungesa e afrisë kimike te gazet e plogëta?

Përgjigje Gazet e plogëta kanë shtresa elektronike të jashtme të plotësuara me 2 elektrone (heliumi) ose 8 elektrone (gazet e tjera të plogëta). Këtyre konfigurimeve elektronike u përket minimumi i energjisë, prandaj gazet e plogëta synojnë t'i ruajnë të pandryshuara këto konfigurime; si rrjedhim ato karakterizohen nga mungesa e afrisë kimike.

2. Ç'është lidhja kovalente?

Përgjigje Lidhja kovalente është lidhja kimike që ka vend midis dy atomeve, të cilat i mban të lidhura në molekulë dhe që arrihet nga formimi i çifteve elektronike të përbashkëta.

3. Çfarë lidhje kimike ka në molekulat që përbëhen nga atome me elektronegativitet të njëjtë? Po në molekulat që përbëhen nga atome me elektronegativitet të ndryshëm? Jepni shpjegime.

Përgjigje Në molekulat që përbëhen nga atome me elektronegativitet të njëjtë ka lidhje kovalente të pastër. Në këtë rast orbitali molekular vendoset në mënyrë simetrike në lidhje me bërthamat e atomeve dhe në këto molekula nuk ka ngarkesa elektrike të diferencuara. Në molekulat që përbëhen nga atome me elektronegativitet të ndryshëm ka lidhje kovalente polare (kur diferenca e elektronegativitetit nuk është shumë e madhe) ose lidhje jonike (kur diferenca e elektronegativitetit të atomeve që lidhen është shumë e madhe. Në rastin e lidhjes kovalente polare, orbitali molekular i afrohet më shumë atomit të elementit me elektronegativ; në këtë mënyrë në molekulë ndodh një diferencim ngarkesash elektrike dhe ajo sillet si dipol. Në rastin e lidhjes jonike orbitali molekular (pra dhe çifti elektronik i përbashkët) është zhvendosur aq shumë nga ana e atomit të elementit më elektronegativ sa që mudn të themi se çifti elektronik i takon vetëm këtij elementi, i cili kthehet në anion. Atomi më pak elektronegativ gjatë procesit të një polarizimi të tillë kthehet në kation.

4. Ç'kuptojmë me polarizim të lidhjes kimike, me gjatësi dipoli?

Përgjigje Me polarizim të lidhjes kimike kuptojmë dukurinë e zhvendosjes së orbitalit molekular drejt elementit më elektronegativ. Si rezultat i polarizimit krijohet diferencimi i ngarkesave elektrike në molekulë. Largësia midis dy qendrave elektrike të molekulës quhet gjatësi e dipolit.

5. Nga se varet shkalla e polarizimit të lidhjes kimike?

Përgjigje Shkalla e polarizimit të lidhjes kimike varet nga diferenca e elektronegativitetit të elementeve, atomet e të cilave marrin pjesë në lidhjen kimike. Sa më e madhe të jetë kjo diferencë, aq më e madhe është shkalla e polarizimit dhe aq më e madhe gjatësia e dipolit.

6. Shkruani formulat e disa molekulave polare që formon hidrogjeni me elementet të tjera.

50

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Përgjigje Disa molekula polare që formon hidrogjeni me elementet të tjera janë: fluoruri i hidrogjenit HF, kloruri i hidrogjenit HCl, brofuri i hidrogjenit HBr, uji H2O, sulfuri i hidrogjenit H2S, amoniaku NH3 etj.

7. Në cilin rast formohet lidhja jonike dhe si kryhet ajo?

Përgjigje Lidhja jonike formohet atëherë, kur elementet që bashkëveprojnë ndryshojnë shumë për nga elektronegativiteti. Në këtë rast orbitali molekular që formohet zhvendoset pothuajse plotësisht drejt elementit shumë elektronegativ, aq sa mund të themi që çifti elektronik i përbashkët zotërohet prej tij. Atomi i këtij elementi kthehet në këtë mënyrë në jon të ngarkuar negativisht (anion), kurse atomi i elementit elektropozitiv kthehet në jon të ngarkuar pozitivisht (kation). Anioni dhe kationi tërheqin njëri ­ tjetrin me forca elektrostatike.

8. Pse gjatë formimit të amoniakut nuk mund të formohen jone pozitive dhe negative?

Përgjigje Gjatë formimit të amoniakut nuk mund të formohen jone pozitive dhe negative, sepse diferenca e elektronegativitetit midis azotit dhe hidrogjenit nuk është aq e madhe sa që orbitali molekular i formuar të zhvendoset pothuajse plotësisht nga ana e elementari me elektronegativ (azotit). Lidhja e formuar në këtë rast nuk është lidhje jonike, por vetëm lidhje kovalente polare.

9. Duke u mbështetur në elektronegativitetin e atomeve, shpjegoni formimin e përbërjes CaO. Çfarë lloj lidhjesh ka ndërmjet kalciumit dhe oksigjenit?

Përgjigje Diferenca e vlerave të elektronegativitetit të kalciumit dhe oksigjenit është e madhe (1,0 për kalciumin dhe 3,5 për oksigjenin, nga tabela 92.1 "Vlerat e elektronegativitetit"), prandaj dy çiftet elektronike të përbashkëta që formohen zotërohen praktikisht nga atomi i elementit më elektronegativ (oksigjeni) që kthehet në anion O2-. Atomi i kalciumit si rezultat i këtij procesi kthehet në kation Ca2+. Kationi Ca2+ dhe anioni O2- tërhiqen me forca elektrostatike dhe lidhja midis kalciumit dhe oksigjenit është lidhje jonike.

Lidhja Bashkërenditëse (donore ­ akseptore) 1. Në se ndryshon lidhja bashkërenditëse nga llojet e tjera të lidhjes kimike?

Përgjigje Ndryshimi midis lidhjes bashkërenditëse dhe llojeve të tjera të lidhjes kimike qëndron në faktin se ndërsa në lidhjet e tjera kimike çifti elektronik i lidhjes formohet nga të dy pjesëtarët që marrin pjesë në lidhje (duke dhënë secili nga një elektron), në lidhjen bashkërenditëse ky çift jepet vetëm gna njëri prej pjesëmarrësve (donori, dhënësi); pjesëmarrësi tjetër (akseptori, marrësi) merr pjesë në lidhje me anë të një orbitali atomik të lirë (bosh).

Libri i mësuesit: KIMIA 10

51

2. Shpjegoni se çfarë lidhje arrihet ndërmjet molekulës së fluorurit të borit BF3dhe fluorurit të hidrogjenit HF në përbërjen HBF4.

Përgjigje Molekula e fluorurit të borit ka një orbital të lirë tek atomi i borit, kurse molekula e fluorurit të hidrogjenit ka tri çifte elektronike të paangazhuara në lidhje kimike tek atomi i fluorit. Lidhja që krijohet midis këtyre molekulave është bashkërenditëse: fluoruri i borit luan rolin e akseptorit (marrësit), kurse fluoruri i hidrogjenit atë të donorit (dhënësit), duke dhënë për formimin e lidhjes një prej tri çifteve elektronike të fluorit:

Valenca. Valencë në gjendje normale dhe të ngacmuar

Fjalë kyçe: valencë në gjendje normale, valencë në gjendje të ngacmuar

1. Ç'është valenca? Me se është e barabartë numri i valencave të atomit të një elementi? Jepni shpjegime.

Përgjigje Valenca që karakterizon aftësinë e atomeve të një elementi për t'u lidhur me një numër të caktuar atomesh të tjera (të po atij elementi ose të elementeve të tjera), përcaktohet zakonisht nga numri i elektroneve të paçiftëzuara të nivelit të jashtëm. Kjo gjen shpjegim në faktin se atomet e elementeve të ndryshme bashkëveprojnë zakonisht me anë të elektroneve të nivelit të jashtëm. Numri i valencës së atomit të një elementi është i barabartë me numrin e elektroneve që ky atome në dispozicion të lidhjes kimike për të formuar çifte elektronike. Duhen dalluar numri i valencës në gjendje normale dhe numri i valencës në gjendje të ngacmuar. Kështu karboni ka numrin e valencës 2, për gjendjen normale dhe 4 për atë të ngacmuar.

2. Ç'quajmë elektrone valentore? Duke u bazuar në formulën elektronike të atomit të azotit thoni cilat janë elektrone valentore.

Përgjigje Elektrone valentore të një atomi, quhen ato elektrone të tij që marrin pjesë në lidhje kimike. Të tilla janë elektronet e paçiftëzuara që ndodhen në mbështjellën elektronike të një atomi. Kështu azoti me formulë elektronike 1s22s2p3 ka tri elektrone të paçiftëzuara në nënnivelin 3p, të cilat janë elektrone valentore.

3. Në atomet e cilave elemente mund të shfaqen numra të ndryshëm valence? Përgjigjen argumentojeni.

Përgjigje Numra të ndryshëm valence mund të shfaqen tek ato elemente, atomet e të cilave në gjendje normale kanë në nivelin e jashtëm si çifte elektronike ashtu edhe orbitave të lira. Këto elemente, gjatë ngacmimit e rritin numrin e elektroneve të paçiftëzuara, prandaj krahas numrit të valencës në gjendje normale, kanë edhe numër të valencës në gjendje të ngacmuar. Kështu, karboni me formulë elektronike në gjendje normale 1s22s2p2, ka dy elektrone të paçiftëzuara në 2p, pra shfaq numrin e valencës 2; në gjendje të ngacmuar 1s22s1p3 karboni ka katër elektrone të paçiftëzuara (një në 2s dhe tri në 2p), pra shfaq edhe numrin e valencës 4.

52

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Kreu 4 KINETIKA KIMIKE

Përmbajtja e shkurtër e kreut

1. Kuptimi i shpejtësisë së një reaksioni kimik dhe njësia masë e saj. 2. Ndryshimi i shpejtësisë së reaksionit kimik si pasojë e:

a) ndryshimit të përqendrimit të substancave bashkëvepruese; b) ndryshimit të temperaturës së mjedisit ku zhvillohet reaksioni; c) pranisë së katalizatorëve në mjedisin ku zhvillohet reaksioni.

3. Njohja me kuptimin ekuilibër kimik, me kushtet e vendosjes dhe të zhvendosjes së tij. 4. Rëndësia praktike e ligjeve të kinetikës kimike dhe të ekuilibrave kimikë dhe zbatimi i tyre në industrinë tonë kimike. Koncepte të reja

Gjatë trajtimit të mësimeve për shpejtësinë e reaksionit kimik, për ekuilibrat kimikë dhe mbi zhvendosjen e tyre, nxënësit ndeshen me këto ide të reja: a) Kuptimi i shpejtësisë së reaksionit dhe i njësisë masë të saj. Ligji i veprimit të masave. b) Kuptimi i katalizës në reaksionet kimike dhe katalizatorëve. Kataliza homogjene e heterogjene. c) Kuptimi i reaksioneve të paprapësueshme dhe të prapësueshme dhe rëndësia e tyre në ekuilibrat kimikë. d) Kuptimi i ekuilibrit kimik dhe i konstantes së ekuilibrit. e) Kuptimi i zhvendosjes së ekuilibrit kimik.

Probleme metodike e shkencore

Tema: Shpejtësia e reaksionit kimik

Objektiva: Ne fund të orës nxënësi duhet:

të përcaktojnë çfarë studion kinetika kimike; të interpretojë formulën e shpejtësisë mesatare; të dinë të zgjidhin ushtrime për përcaktimin e shpejtësisë.

Fjalë kyçe: kinetikë kimike.

Një nga parametrat themelorë të proceseve kimike në industri është shpejtësia e zhvillimit të një reaksioni kimik. Në shumë raste procesi i shndërrimit të substancave

Libri i mësuesit: KIMIA 10

53

në produkte të reaksionit mund të jetë shumë i thjeshtë, por që për kushtet në të cilat ndodh, mund të jetë i pazbatueshëm në praktikë. Kështu p.sh., oksidimi i dyoksidit të squfurit në trioksid squfuri, që ndodh sipas barazimit: 2SO2 + O2 2SO3 Qoftë në kushte të zakonshme, qoftë në temperaturë të lartë nuk është i volitshëm, meqenëse sasia e SO3 që përftohet është e papërfillshme. Për pasojë reaksioni i mësipërm nuk mund të zbatohet në industri. Për ta bërë atë të shfrytëzueshëm është e domosdoshme që të gjenden kushtet që duhen plotësuar, në mënyrë që substancat fillestare të bashkëveprojnë me një shpejtësi të pranueshme. Studimi i këtyre kushteve përbën atë degë të kimisë që quhet kinetikë kimike. Gjatë zhvillimit të kinetikës kimike dhe të ekuilibrave kimikë mësuesi duhet të synojë që nxënësit të përvetësojnë mirë nocionet: shpejtësi e një reaksioni, reaksione të paprapësueshme, ekuilibër kimik, konstante e ekuilibrit kimik, ligjet e veprimit të masave dhe parimin Lë Shatëlje. Ata duhet të jenë në gjendje t'i zbatojnë ligjet e mësuara në raste konkrete reaksionesh kimike. Si kontroll i përvetësimit dhe i zbatimit të këtyre nocioneve shërben zgjidhja e ushtrimeve të ndryshme të kreut ose të ushtrimeve të përgatitura nga vetë mësuesi. Njohuritë për ekuilibrat kimikë dhe mbi zhvendosjen e tyre duhet të shtrihet brenda materialit të dhënë në tekst; kurse njohuri më të thelluara nxënësi do të marrë në "Kiminë 3". "Shpejtësinë e reaksioneve kimike" mësuesi mund të fillojë duke cituar disa shembuj reaksionesh, që në kushte të caktuara zhvillohen me shpejtësi të ndryshme. Nga kjo rrjedh se çdo reaksion kimik ka një ecuri të caktuar, d.m.th., zhvillohet me një shpejtësi që, për kushte të caktuara, është karakteristike për të. Në këtë mënyrë arrihet në idenë themelore se reaksionet kimike zhvillohen me shpejtësi të ndryshme. Fill pas kësaj theksohet se ka reaksione shpejtësia e të cilave nuk mund të matet, ka edhe reaksione që kanë shpejtësi praktikisht të matshme. Për kinetikën kimike kanë rëndësi pikërisht këto reaksionet e dyta. Pasi të jetë sqaruar kjo ide themelore, mësuesi ndalet në kuptimin sasior të shpejtësisë së reaksionit si ndryshim të përqendrimit të substancave bashkëvepruese në njësinë e kohës Kështu p.sh., në rast se në një çast të dhënë substanca bashkëvepruese e ka mol mol përqendrimin Co dhe pas njëfarë kohe t (sekonda) përqendrimi i saj bëhet C1 , sipas l l përkufizimit të shpejtësisë, rrjedh se reaksioni është zhvilluar me një shpejtësi fillestare:

v C0 - C1 t 2 t1 C mol , t l s

Sikur shihet njësia masë e shpejtësisë së një reaksioni është:

mol . l s

Shpejtësia që përmendëm dhe përfaqësuam me formulën e mësipërme është shpejtësia mesatare e një reaksioni. Me kalimin e kohës (nga sekonda në sekondë) kjo shpejtësi shkon duke ndryshuar. Prandaj më saktë është të flitet për shpejtësi të çastit ose shpejtësi limite të reaksionit.

54

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Studimet e bëra mbi shpejtësinë e reaksionit kimik kanë treguar se ai nuk zhvillohet me shpejtësi gjithmonë të njëjtë në një interval kohe t. Prandaj edhe lakorja e shpejtësisë së një reaksioni nuk është vijë e drejtë, por e lakuar. Shpejtësia e çastit është limiti i ndryshimit të përqendrimit C në lidhje me intervalin e kohës t gjatë të cilit ndodh ky ndryshim, kur intervali i kohës tenton drejt zeros:

v

lim

t

0

C t

dc , ose derivati i përqendrimit në lidhje kohën. dt

Pasi të jetë sqaruar kuptimi i përqendrimit të substancës, kuptimi i shpejtësisë së reaksionit dhe njësia masë e shpejtësisë, mësuesi zhvillon eksperimentet demonstruese me klorat kaliumi dhe me MnO2 për të treguar se shpejtësia e reaksionit ndryshon me kushtet e zhvillimit të tij. Fill pas eksperimenteve, mësuesi bën sondazhe për të parë përvetësimin e kuptimeve të shpejtësisë së reaksionit dhe të njësisë masë të saj, si edhe për kuptimin e përqendrimit të substancës. Për këtë u drejton pyetje frontale nxënësve. Kur të sigurohet se nocionet e marra janë përvetësuar, mësuesi trajton faktorët e ndryshëm që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik. Të tilla janë: natyra e substancave bashkëvepruese, përqendrimet e tyre, katalizatorët, temperatura, shkalla e grimcimit të substancës (në rastin e substancave të ngurta) trysnia (në rastin e gazeve), lloji i mjedisit (veçanërisht në rastin e reaksioneve në tretësirë), forma e reaktorit (në reaksionet varg), intensiteti i dritës së dukshme ose ultravjollcë (në reaksionet fotokimike), intensiteti i rrezeve gama (në reaksionet radiokimike) etj. Nga të gjithë këta faktorë, më të rëndësishëm janë pesë faktorët e parë, te të cilët mësuesi do të përqendrohet gjatë mësimit. Që të dalë i qartë faktori "natyra e substancave bashkëvepruese" është mirë që mësuesi të ketë porositur paraprakisht që nxënësit të rikujtojnë njohuritë e marra te lidhja.

Tema: Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e reaksionit kimik

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të listojë faktorët që ndikojnë ne shpejtësinë e reaksionit kimik Të shpjegojë rolin e natyrës kimike dhe të grimcave të substancës Të gjejë shpejtësinë e reaksionit me ndikimin e temperaturës. Dy reaksionet e mëposhtme e ilustrojnë mirë ndikimin e natyrës së substancave bashkëvepruese: 2NO + O2 = 2NO2 2CO + O2 = 2CO2 Ndërsa reaksioni i parë zhvillohet lehtë qysh në temperaturë të zakonshme, përkundrazi reaksioni i dytë nuk ndodh; prandaj edhe prania në ajër e CO paraqit rreziqe për gjallesat, meqenëse zëvendëson oksigjenin në hemoglobinën e gjakut, duke e bërë të pamundur frymëmarrjen. Shkaku që NO bashkëvepron më lehtë dhe më shpejt me oksigjenin, ndërsa CO nuk bashkëvepron me të në kushte të zakonshme temperature,

Libri i mësuesit: KIMIA 10

55

duhet kërkuar në qëndrueshmërinë e lidhjeve N ­ O dhe C ­ O. Është vërtetuar eksperimentalisht se energjia e lidhjes N ­ O është 627,8 kJ/mol, kurse energjia e lidhjes C ­ O është 1070, 6 kJ/mol. D.m.th, rreth dy herë më e madhe. Si pasojë, për të prishur lidhjet në molekulën CO duhet harxhuar një energji dy herë më e madhe se në rastin e NO. Prandaj NO e ka më lehtë të hyjë në reaksion se CO.

Ndikimi i shkallës së grimcimit të substancës bashkëvepruese. Nga përvoja dihet se qymyri pluhur digjet më shpejt dhe më mirë se copat e mëdha. Djegia më e shpejtë e pluhurit të qymyrit shpjegohet me faktin se kontakti i oksigjenit me grimcat e pluhurit shpjegohet me faktin se kontakti i oksigjenit me grimcat e pluhurit është më i madh sesa me copat. Dihet se gjatë reaksionit të substancave të ngurta dhe gazeve apo lëngjeve bashkëveprimet ndodhin në sipërfaqen e kontaktit të substancës së ngurtë. Kuptohet se sa më e madhe të jetë sipërfaqja e kontaktit e substancës së ngurtë me gazin apo lëngun aq më shpejt do të ndodhë reaksioni. Sipërfaqja e kontaktit rritet me anë të grimcimit të substancës së ngurtë. Prandaj në proceset industriale, ku njëra nga substancat bashkëvepruese është e ngurtë, kjo grimcohet në përmasa optimale në mullinj industrialë para se të kalojë në reaktor.

Ndikimi i shkallës së grimcimit të substancës bashkëvepruese mbi shpejtësinë e reaksionit del qartë për nxënësit në fund të eksperimentit demonstrues, që do të bëjë mësuesi me acidin klorhidrik dhe karbonatin e kalciumit. Në fund të eksperimentit mësuesi pyet nxënësit ku ndodhi më shpejt reaksioni dhe u shpjegon arsyen. Njëkohësisht për ta lidhur me praktikën e përditshme, mësuesi mund të sjellë shembuj reaksionesh që zbatohen p.sh., në furrat industriale të gëlqeres, në furrnaltat etj., ku substancat e ngurta grimcohen para se të hidhen në furrë. Ndikimi i temperaturës së mjedisit në shpejtësinë e reaksionit Më lart mësuam se rritja e përqendrimit të substancave bashkëvepruese që çon në rritjen e numrit të ndeshjeve ndërmjet molekulave është një faktor i domosdoshëm për rritjen e shpejtësisë së reaksionit, por jo i mjaftueshëm. Ne mund ta rritim shumë përqendrimin e substancave bashkëvepruese dhe si pasojë edhe numrin e ndeshjeve, megjithatë mund të mos vërehet ndonjë rritje e dukshme e shpejtësisë. Kështu p.sh., hidrogjeni dhe oksigjeni që ndodhen në një reaktor në raportin me vëllime 2:1, në temperaturë të zakonshme nuk duket se hyjnë në reaksion, megjithëse molekulat e tyre ndeshen, si pasojë e lëvizjes kaotike që ato kryejnë. Sado që ta rritim përqendrimin e këtyre substancave duke shtuar sasi të reja të dy gazeve, megjithëse shtojmë kështu numrin e ndeshjeve ndërmjet molekulave, përsëri reaksioni nuk shpejtohet, përderisa nuk konstatohet formimi i ujit. Në rast se temperaturën e reaktorit e rritim duke e ngrohur nga jashtë, vërejmë se shpejtësia e reaksionit rritet aq shumë sa ndodh një plasje. Pra, faktor tjetër i rëndësishëm që ndikon mbi shpejtësinë e reaksionit është temperatura. Është gjetur me rrugë eksperimentale se çdo ngritje (ose ulje) e temperaturës prej 10º C e rrit (ose ul) shpejtësinë e reaksionit kimik 2-4 herë. Të shqyrtojmë tani se ç'ndodh në sistem, kur këtij ia rritim temperaturën. Dihet se rritja e temperaturës çon patjetër në rritjen e energjisë së molekulave, në rritjen e shpejtësisë së lëvizjes së tyre dhe si pasojë në rritjen e numrit të ndeshjeve. Dimë se rritja e numrit të ndeshjeve mund të çojë në rritjen e shpejtësisë së reaksionit. Mirëpo, rritja e shpejtësisë së reaksionit të një sistemi reagues, si pasojë e rritjes së temperaturës së tij, nuk mund të shpjegohet thjesht me rritjen e numrit të ndeshjeve të përgjithshme të pjesëzave në

56

Libri i mësuesit: KIMIA 10

sistem. Studimet e bëra kanë vërtetuar se nuk ka ndonjë raport ndërmjet rritjes së numrit të ndeshjeve dhe rritjes së shpejtësisë së reaksionit si pasojë e rritjes së temperaturës. Jo të gjitha ndeshjet ndërmjet molekulave çojnë në reaksion kimik,vetëm një pjesë fare e vogël e tyre. Pjesa më e madhe e ndeshjeve janë sterile. Molekulat mund të ndeshen midis tyre dhe të bashkëveprojnë. Atëherë çfarë i karakterizon molekulat që të mos bashkëveprojnë midis tyre? Për të argumentuar këtë gjë u dha nocioni i ndeshjeve "të frytshme". Me ndeshje të frytshme ose aktive kuptojmë ato ndeshje që shoqërohen me shndërrim kimik të pjesëzave. Numri i ndeshjeve të frytshme është në përpjesëtim me numrin e përgjithshëm të ndeshjeve ndërmjet pjesëzave. Numri i tyre rritet shumë më shpejt se ai i ndeshjeve të përgjithshme me rritjen e temperaturës. Reaksioni ndodh vetëm atëherë, kur molekulat që ndeshen kanë energji të mjaftueshme për të hyrë në aktin elementar të reaksionit. Ky akt nuk zgjat më shumë se 10-12s. Që molekulat të kenë kohë për të bashkëvepruar duhet të kenë ndodhur "prishjet" e lidhjeve ndërmjet atomeve. Për këtë nevojitet një tepricë energjie molekulare. Molekulat që e kanë këtë tepricë energjie quhet "molekula aktive". Aktivizimi i molekulave mund të arrihet me anë të ngrohjes së substancave bashkëvepruese. Ngrohja shpejton jo vetëm lëvizjen tejbartëse të molekulave, por dhe lëvizjen luhatëse të atomeve dhe grupatomeve në brendi të molekulës. Kjo çon në dobësimin lidhjeve brenda molekulës. Si pasojë molekulat bashkëveprojnë vetëm atëherë, kur të kenë kapërcyer një "prag" të caktuar të energjisë. Duke u mbështetur në sa u tha më lart, ndryshimet në energjinë e një sistemi A + B që shndërrohet në C e paraqesim me lakoren e mëposhtme. Molekula C formohet si pasojë e një rishpërndarjeje të atomeve dhe të lidhjeve kimike. Në fillim, molekulat e aktivizuara A e B ndeshen për të formuar kompleksin aktiv AB, në gjirin e të cilit ka ndodhur rishpërndarja e atomeve. Energjia që u duhet molekulave në mënyrë që ato të fitojnë energjinë e kompleksit aktiv që quhet energji e aktivizimit Ea

Ndikimi i përqendrimit të substancave bashkëvepruese

Tema: Ndikimi i përqendrimit në shpejtësinë e reaksionit kimik

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

të shpjegojë si ndikon përqendrimi i substancave në shpejtësinë e reaksionit kimik; të formulojë ligjin e veprimit të masave dhe shpejtësinë jep ai; të zgjidhë ushtrime me ligjin e veprimit të masave. Çdo reaksion kimik është rrjedhojë e ndeshjes së grimcave bashkëvepruese, d.m.th., të molekulave, atomeve ose joneve të dy ose më shumë substancave gjatë lëvizjes termike. Ky është kusht i domosdoshëm për zhvillimin e një reaksioni kimik, por jo i mjaftueshëm. Kështu p.sh., që molekulat e një substance A të hyjnë në reaksion me molekulat e një substance B është e domosdoshme që gjatë lëvizjes së tyre molekulat të ndeshen në të njëjtin çast dhe në të njëjtin vend të hapësirës për të formuar molekula të substancës AB. Kuptohet se reaksioni do të kryhet aq më shpejt sa më të dendura të jenë ndeshjet ndërmjet molekulave A dhe B në njësinë e vëllimit (të tretësirës ose të gazeve).

Libri i mësuesit: KIMIA 10

57

Numri i ndeshjeve dhe për pasojë shpejtësia e reaksionit kimik do të jetë në përpjesëtim të drejtë me përqendrimet e substancave bashkëvepruese, d.m.th., me numrin e moleve të tyre në njësinë e vëllimit. Sa më shumë molekula të ketë në njësinë e vëllimit të reaktorit, aq më të dendura do të bëhen ndeshjet dhe aq më shpejt do të bashkëveprojnë ato. Ndikimin e përqendrimit të substancave bashkëvepruese mbi shpejtësinë e një reaksioni kimik mund t'ua vëmë në dukje nxënësve me anë të eksperimentit demonstrues, të cituar në tekstin mësimor. Në fund të eksperimentit mësuesi, duke përdorur pyetje të goditura nxjerr nga nxënësit përfundimin se reaksioni u zhvillua më shpejt aty ku përqendrimi i substancave është më i madh. Rritja e numrit të pjesëzave (molekula, atome, jone) në njësinë e vëllimit mund të arrihet me mënyra të ndryshme: a) duke shtuar sasinë e substancave në reaktor, b) duke rritur trysninë në sistem (për reaksionet ndërmjet gazeve), c) duke rritur shkallën e grimcimit të substancave (në rastin e trupave të ngurtë) etj.

Ushtrime

1. Në një enë me vëllim 1 l kanë bashkëvepruar 1 mol molekula H2 me 1 mol molekula I2:

H2 + I2 = 2HI

Përgjigje

Shkruajmë barazimin e reaksionit: H2 + I2 = 2HI. Shkruajmë shprehjen e shpejtësisë së këtij reaksioni:

v = kCH2 CI2

Kur marrin pjesë 1 mol H2 dhe 1 mol I2, d.m.th, C H2 = C I2 = I. Shprehja e shpejtësisë së reaksionit merr formën:

v=k kur në reaksion marrin pjesë 2 mol H2 dhe 2 mol I2, shpejtësia e reaksionit do të jetë: v = k · 2 · 2 = 4 k. Duke krahasuar këtë shpejtësi me rastin e parë, vërejmë se ajo rritet 4 herë.

2.

Si ndikon temperatura në shpejtësinë e një reaksioni kimik? Si shpjegohet ky ndikim?

Përgjigje

Me matje eksperimentale është gjetur se çdo ngritje temperatura prej 10ºC e rrit mesatarisht tri herë shpejtësinë e një reaksioni. Një ulje prej 10ºC e zvogëlon tri herë shpejtësinë e

58

Libri i mësuesit: KIMIA 10

reaksionit. Çdo ngritje temperature ka si pasojë rritjen e energjisë së brendshme të molekulave bashkëvepruese, gjë që çon në rritjen e numrit të ndeshjeve të frytshme.

3.

Ç'quajmë katalizatorë?

Përgjigje

Katalizatorë quhen substancat të cilat me praninë e tyre në reaksion ndryshojnë shpejtësinë e zhvillimit të tij.

4.

Ç'është kataliza?

Përgjigje

Me katalizë kuptojmë dukurinë e ndryshimit të shpejtësisë së një reaksioni në prani të një katalizatori.

5. Ç'kuptojmë me plakje dhe helmim të katalizatorit?

Përgjigje

Me plakje të një katalizatori kuptojmë uljen graduale të veprimtarisë katalitike të tij, që shoqërohet me rënien e shpejtësisë së reaksionit. Helmim i katalizatorit është rënia e theksuar e veprimtarisë katalitike të katalizatorit nën veprimin e disa gazeve, qofshin ato edhe në sasi të papërfillshme.

Tema: Katalizatori dhe roli i tyre në shpejtësinë e reaksionit

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësit duhet:

të formulojë ç'është katalizatori dhe kur ai është pozitiv dhe negative; Të shpjegojë ç'është kataliza homogjene dhe heterogjene nëpërmjet shembujve; Të paraqesë skematikisht ndikimin e katalizatorit me një reaksion kimik. Fjalë kyçe: katalizator, katalizë, katalizë homogjene, heterogjene. Katalizatorët janë substanca, të cilat me praninë e tyre e modifikojnë shpejtësinë e reaksionit kimik. Dukuria kimike e shkaktuar nga katalizatorët quhet katalizë. Prania e katalizatorëve në reaksionin kimik nuk bëhet shkak që të ndodhë reaksioni, por vetëm ndryshon shpejtësinë e një reaksioni që është i mundshëm nga pikëpamja termodinamike. Pra katalizatorët nuk mund të jenë nistorë të një reaksioni kimik. Kjo ide duhet t'u bëhet shumë e qartë nxënësve, që të mos bien në koncepte idealiste. Kështu p.sh., u shpjegohet nxënësve se eksperimenti i shpërbërjes së peroksidit të hidrogjenit ndodh në mënyrë të ngadalshme në mungesë të dioksidit të manganit. Prania e këtij të fundit në reaksion shkakton që shpërbërja e peroksidit të hidrogjenit të ndodhë më shpejt. Pastaj mësuesi i sqaron nxënësit nocionet e katalizatorëve pozitivë e negativë, si edhe katalizatorë homogjenë e heterogjenë, duke dhënë shembuj të ndryshëm në secilin rast. Shembujt mund të zgjidhen nga lënda e kimisë ose nga industria kimike e vendit tonë. Së fundi flitet për faktin që katalizatorët nuk janë të përhershëm, ata plaken ose helmohen dhe prandaj industria kimike detyrohet t'i rigjenerojë (përtërijë) vazhdimisht. Shfrytëzimi në industrinë kimike i katalizatorëve ka bërë të mundshëm që shumë reaksione të pazbatueshme në praktikë, të bëhen të mundshme apo industriale;

Libri i mësuesit: KIMIA 10

59

Tema: Mekanizmi i reaksionit kimik

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të përkufizojë ç'kupton me mekanizëm reaksioni; Të dallojë reaksionet elementare nga reaksionet e përgjithshme; Të dijë të bëjë mekanizmin e një reaksioni kimik. Mirëpo, rritja e përqendrimit të substancave bashkëvepruese nuk duhet konsideruar si faktori kategorik, që çon domosdo në rritje të shpejtësisë së reaksionit. Kështu p.sh., nga reaksioni i shprehur me barazimin; 2H2 + O2 = 2H2O duket qartë se që të formohet një molekulë ujë është e domosdoshme që të ndeshen njëkohësisht dy molekula hidrogjen me një molekulë oksigjen: kjo gjë është vështirë të arrihet në reaksione të këtij lloji. Në fakt, shumë nga reaksionet kimike ku marrin pjesë më shumë se një molekulë, zhvillohen në stade të njëpasnjëshme. Kështu, reaksioni i mësipërm ndërmjet hidrogjenit dhe oksigjenit kalon nëpër këto stade: O2 = O · + O · H2 + O · = · OH + · H H2 + ·OH = H2O + · H H O · = · OH + · H H · + O2 = · OH + O · etj. Prandaj, për studimin e shpejtësisë së një reaksioni kimik rëndësi të madhe ka edhe njohja e mekanizmit të reaksionit. Në reaksionet që zhvillohen me stade, shpejtësinë e përcakton ai stad që zhvillohet më ngadalë. Në këtë fazë të njohurive, mësuesi përqendrohet në sqarimin e ligjit të veprimit të masave dhe në shprehjen matematike të tij. Njëkohësisht ai thekson se shprehja matematike e ligjit na lejon të zgjidhim ushtrime dhe problema të ndryshme të kinetikës kimike dhe të ekuilibrave kimikë. Duke u nisur nga ligji që thotë se shpejtësia e një reaksioni kimik është në përpjesëtim të drejtë me produktin e përqendrimeve të substancave bashkëvepruese, për reaksionin e substancës A me substancën B, që shprehet me barazimin: A+B shkruajmë se AB

v

kC A · CB ose v = k [A] [B]

ku k është koeficient i përpjesëtimit, CA, CB ose [A] [B] janë përqendrimet morale (mol/l) të substancave A e B. Në rast se në reaksion marrin pjesë dy ose më shumë molekula të një substance njëkohësisht, d.m.th reaksioni është i tipit: 2A + B formula e shpejtësisë së reaksionit ka formën:

60

Libri i mësuesit: KIMIA 10

C

v = kC2A· CB ose v = k [A]2 [B], d.m.th., koeficientet që ndodhen para formulave të substancave bashkëvepruese shkruhen si tregues fuqie të përqendrimeve në formulën e shpejtësisë së reaksionit. Sot ligji i veprimit të masave quhet ligj i shpejtësisë së reaksionit.

Tema: Molekulariteti Fjalë kyçe: molekularitet

Nga pikëpamja kinetike reaksionet kimike klasifikohen në: a) reaksione njëmolekulare. b) reaksione dymolekulare, c) reaksione trimolekulare etj. Kështu p.sh., shpërbërja e hidrogjenit H2 = H + H është një reaksion njëmolekular sepse në aktin elementar të tij merr pjesë vetëm një molekulë. Reaksioni H2 + I2 = 2Hl është dymolekular; reaksioni 2NO + Cl2 = 2NOCl është tremolekular etj. Krahas nocionit të molekularitetit të një reaksioni në kinetikën kimike takohemi edhe me nocionin tjetër, të rendit të një reaksioni. Rendi i reaksionit përcaktohet nga treguesit e fuqisë së përqendrimeve të substancave bashkëvepruese në shprehjen e shpejtësisë së reaksionit të përftuar eksperimentalisht. P.sh., reaksioni H2 = H + H është i rendit të parë, sepse në shprehjen e shpejtësisë së tij: v kC H 2 , treguesi i fuqisë të përqendrimit është 1; reaksioni: H + H = H2 është i rendit të dytë, sepse v = KcH · CH = kC2H; kështu edhe reaksioni H2 + I2 = 2Hl është i rendit të dytë sepse v = kCH · CI, sepse treguesi i fuqisë është gjithsej 2 (1 përkundrejt H2 dhe 1 përkundrejt I2 pra: 1 + 1 = 2). Molekulariteti i një reaksioni nuk mund të shprehë edhe rendin e tij. Kështu p.sh., reaksioni; 2Hl + H2O2 = I2 + 2H2O duket sikur është një reaksion i rendit të tretë, sepse po të zbatojmë formalisht ligjin e veprimit të masave kemi: v kC 2 C H 2O 2 . HI Në fakt ky reaksion është i rendit të dytë, sepse matjet eksperimentale tregojnë se shpejtësia e tij përcaktohet nga barazimi: V = kCHI · CH2O2 kjo na shtyn të mendojmë se ai kryhet në dy stade: Hl + H2O2 = HlO + H2O HIO + HI = I2 + H2O Reaksioni elementar dymolekular që paraqet stadi i dytë zhvillohet shumë shpejt, kurse ai që paraqet stadi i parë zhvillohet ngadalë dhe përcakton shpejtësinë e reaksionit të përgjithshëm.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

61

Për njohuritë e nxënësve mjafton që ata të dinë të nxjerrin formulën e shpejtësisë së një reaksioni të dhënë duke u bazuar në barazimin përkatës, pa u thelluar në rendin dhe molekularitetin e një reaksioni. Atyre mjafton t'u thuhet se çështja e shprehjes së formulës së shpejtësisë së një reaksioni është mjaft më e ndërlikuar dhe se për këtë do to mësohen hollësi në vitet e ardhshme.

Kreu 5 EKUILIBRI KIMIK

Tema: Reaksionet e paprapsueshme dhe të prapsueshme

Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të klasifikojnë reaksionet sipas drejtimit të zhvillimit dhe të bëjë dallimin midis tyre Të argumentojë nëpërmjet shembujve cilët janë reaksionet e paparapsueshme Të argumentojë nëpërmjet shembujve cilët janë reaksionet e prapsueshme.

Fjalë kyçe: ekuilibër, reaksion i paprapësueshme, i prapësueshëm.

Ekuilibri kimik është një mësim i rëndësishëm, qoftë për zbatimet që kanë gjetur në industrinë kimike, qoftë edhe për të kuptuar ekuilibrat jonikë që do të zhvillohen më vonë. Zhvillimi i këtij mësimi me nxënësit kërkon njohjen paraprake të reaksioneve të prapësueshme dhe të paprapësueshme, sepse ekuilibrat kimikë janë të lidhur ngushtë me reaksionet e tipit të parë.

Për t'ua bërë të qartë nxënësve kuptimin e këtyre dy lloje reaksioneve, mësuesi zgjedh shembuj konkretë. Kështu p.sh., shpërbërja me nxehtësi e nitratit të amonit, që ndodh në një temperaturë të caktuar sipas barazimit: NH4NO3 = N2O + 2H2 O është një reaksion i paprapësueshëm, d.m.th. zhvillohet vetëm në një drejtim, në atë të formimit të N2O dhe H2O. Të gjitha përpjekjet e bëra për të përfituar NH4NO3 nga bashkëveprimi i N2O dhe H2O kanë dështuar plotësisht. Ky është një shembull i qartë i një reaksioni tipik të paprapësueshëm. Këto lloje reaksionesh nuk paraqesin ndonjë interes në studimin e ekuilibrave kimikë. Në rast se i ngrohim në intervalin e temperaturave 600-10000C hidrogjeni dhe oksigjeni formojë ujë sipas barazimit: 2H2 + O2 = 2H2O Nga ana tjetër në rast se ujin e nxehim në intervalin e temperaturave 4000-50000C ai shpërbëhet në hidrogjen dhe oksigjen sipas barazimit: 2H2O = 2H2 + O2 Meqenëse të dyja këto reaksione janë të mundshme, është e qartë se në temperatura të caktuara duhet të jenë të mundshme të dyja reaksionet njëkohësisht, d.m.th., formimi

62

Libri i mësuesit: KIMIA 10

dhe shpërbërja e ujit. Studimet kanë treguar se një gjë e tillë ndodh në intervalin e temperaturave 2000-40000C. Kështu edhe reaksioni i hekurit të skuqur në avujt e ujit, që ndodh sipas barazimit: 3Fe + 4 H2O = Fe3O4 + 4H2 është i prapësueshëm. Në temperaturën, në të cilën ndodh ky reaksion ndodh edhe dukuria e anasjellë, d.m.th., hidrogjeni që formohet gjatë reaksionit redukton oksidin e hekurit Fe3O4 në hekur dhe avull uji.

Quhen reaksione të prapësueshme të gjitha ato që zhvillohen në dy kahe të kundërta.

Tema: Ekuilibri Kimik

Objektivat: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të përshkruajë ekuilibrin kimik si një ekuilibër dinamik Të përcaktojë ligjin e veprimit të masës në ekuilibrat kimikë Të formulojë dhe përcaktojë shprehjen matematike të konstantes te ekuilibrat në sistemet homogjene dhe heterogjene

Fjalë kyçe: konstante, ekuilibër, sistem homogjen, heterogjen.

Pasi të jetë sqaruar nocioni i reaksionit të prapësueshëm, mësuesi duke u nisur nga shembulli i tekstit ose nga ndonjë shembull tjetër i një reaksioni të prapësueshëm, diskuton ndryshimet e shpejtësive të reaksioneve të drejta e të zhdrejta në varësi të ndryshimit të përqendrimeve të substancave nistore dhe të produkteve të formuara. Arrijmë kështu në çastin e rëndësishëm, kur këto dy shpejtësi barazohen. Ky çast shënon vendosjen e gjendjes së ekuilibrit në sistemin që shqyrtohet. Ndërkaq theksohet se ekuilibri i arritur nuk është statik, por dinamik, d.m.th., në çastin që është arritur ekuilibri reaksionet e drejta e të zhdrejta vazhdojnë të zhvillohen me shpejtësi të njëjtë: si pasojë atë çka formon reaksioni i drejtë e shpërbën reaksioni i zhdrejtë në njësinë e kohës. Pra, në ekuilibrat kimikë kemi të bëjmë me një gjendje ndryshueshmërie, lëvizje kimike të vazhdueshme. Në këto kushte përqendrimet e gjendjes së ekuilibrit të substancave nistore dhe të produkteve të reaksionit nuk ndryshojnë, në rast se mbeten të pandryshuara kushtet në të cilat është arritur ekuilibri. Kur të jenë sqaruar këto hallka të rëndësishme të ekuilibrit kimik, mësuesi nxjerr shprehjen matematike të tij. Kështu p.sh., duke u nisur nga një reaksion i prapësueshëm, i paraqitur në formën e përgjithshme:

1

A +B

2

C+D

dhe duke theksuar se në kushtet e ekuilibrit shpejtësia e reaksionit të drejtë: V1 = k1CA CB Konstantja e ekuilibrit kimik ka vlerë numerike konstante, të pavarur nga përqendrimi i substancave. Ajo merr vlera të ndryshme për temperatura të ndryshme.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

63

Kur të jenë sqaruar të gjitha hallkat e rëndësishme që kanë lidhje me ekuilibrin kimik, mësuesi u jep nxënësve ushtrime dhe problema për të zgjidhur për reaksione kimike të prapësueshme dhe të paprapësueshme për nxjerrjen e shprehjes matematike të konstantes së ekuilibrit, si edhe për gjetjen konstantes së ekuilibrit kur dihen përqendrimet e gjendjes së ekuilibrit ose për të gjetur përqendrimet fillestare të substancave nistore, kur dihet konstantja e ekuilibrit. Këshillohet që problemet me konstanten e ekuilibrit të jepen pasi mësuesi të ketë dhënë zgjidhjen e rasteve tipike. Shembull: Për reaksionin e prapësueshëm: H2 + I2 shprehja e konstantes së ekuilibrit është: K C2 HI CH2 Cl2 2 HI

Le të njehsojmë për këtë sistem në ekuilibër përqendrimet e ekuilibrit të substancave bashkëvepruese, kur dimë vlerën numerike të K.

Ushtrime kapitulli

1. Në reaksionin e shprehur me barazimin

CO2 + H2 CO + H2O gjendja e ekuilibrit në një temperaturë të dhënë është arritur për këto përqendrime të substancave bashkëvepruese: mol CCO 0,2 , CH2O 0,2 mol/l ; CCO2 0,1 mol / l , CH2 0,05mol/l l 2. Gjeni konstanten e ekuilibrit të këtij reaksioni.

Përgjigje

Shkruajmë shprehjen matematike të konstantes së ekuilibrit të atij reaksioni:

K CCO CH2 O CCO2 CH

2

.

Zëvendësojmë përqendrimet në konstanten e ekuilibrit me të dhënat përkatëse të ushtrimit:

K

0,2 0,2 0,1 0,05

8

3. Në sistemet në ekuilibër të paraqitura me barazimet e mëposhtme:

H2 + I2 H2 + S

2Hl H2S (avull)

(1) (2)

Ç'mund të ndodhë në qoftë se trysninë në sistem e ndryshojmë? (Substancat pjesëmarrëse në reaksion janë në gjendje të gaztë).

64

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Përgjigje

Trysnia ndikon në zhvendosjen e atyre ekuilibrave, në të cilët numri i moleve në dy anët e barazimit të reaksionit përkatës është i ndryshëm. Në rastin e parë vërejmë se në reaksion hyjnë 1 mol H2 dhe 1 mol I2 dhe po aq mole formohen. Si pasojë ndryshimi i trysnisë nuk e ndryshon gjendjen e këtij ekuilibri. Në rastin e dytë hyjnë në reaksion 1 mol H2 dhe 1 mol S, d.m.th, gjithsej 2 mole, dhe formohen gjithsej 1 mol. Sikurse shihet reaksioni shoqërohet me një ndryshim të numrit të moleve, prandaj çdo ndryshim trysnie shkakton rrjedhimisht edhe ndryshimin e gjendjes së ekuilibrit.

4. A do të ndryshojë dhe si do të ndryshojë gjendja e ekuilibrave të shprehur me barazimet:

a) Pb 2

SO 24

C + 2H2

PbSO 4

b) 2H2 + O2 c) CH4

Përgjigje

2H2O

në këtë rast se shtohen përkatësisht: në rastin e Na2SO4 dhe në rastet b e c H2?

a) Ekuilibri do të zhvendoset në kahun e reaksionit të drejtë, d.m.th, të formimit të 2 një sasie të re fundërrese PbSO4, meqenëse rritet përqendrimi i joneve SO4 e Pb2+ dhe rritet shpejtësia e këtij reaksioni. b) Në mënyrë të ngjashme ndodh edhe në këtë rast. c) Duke shtuar H2 në rastin e fundit rritim përqendrimin e njërit nga produktet e reaksionit. Kjo çon në rritjen e numrit të ndeshjeve të H2 me C, d.m.th., në rritjen e shpejtësisë së reaksionit të zhdrejtë, prandaj ekuilibri do të zhvendoset në kahun e formimit të CH4. 5. Konstantja e ekuilibrit të reaksionit të shprehur me barazimin:

H2 + I2

2Hl

është 1 në temperaturën 350ºC. Përqendrimet fillestare të substancave nistore janë:

C H2

Përgjigje

0,5 mol / l

dhe

C l2

0,4 mol / l

Të gjenden përqendrimet e këtyre katër substancave në gjendjen e ekuilibrit. Shkruajmë shprehjen e konstantes së ekuilibrit për reaksionin e sipërm.

K

2 CHl CH 2 Cl2

E zëmë se në reaksion kanë marrë pjesë x mol hidrogjen. Meqenëse, sipas barazimit të sipërm, 1 mol H2 vepron me 1 mol I2 kanë vepruar me x mol I2 dhe janë formuar 2x mol Hl. Si pasojë, kanë mbetur pa bashkëvepruar: (0,5 ­ x) mol/l hidrogjen dhe (0,4 ­ x) mol/l jod.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

65

Këto përqendrime janë ato të gjendjes së ekuilibrit. Duke i zëvendësuar këto përqendrime në konstanten e ekuilibrit kemi:

1

2x 0,5 x 0,4 x

2

Duke zgjidhur këtë ekuacion gjejmë: x = 0,148 mol/l. Pra, në reaksion kanë marrë pjesë 0,148 mol / l hidrogjen dhe po aq jod dhe kanë mbetur pa bashkëvepruar (0,5 ­ 0, 148) mol / l hidrogjen dhe (0,4 ­ 0,148) mol/l jod.

6. Në një enë njëlitërshe janë përzier 6 mol azot me 18 mol hidrogjen. Pas arritjes së gjendjes së ekuilibrit kanë mbetur pa bashkëvepruar 10% e sasisë fillestare të azotit. Të njehsohet konstantja e ekuilibrit, që shprehet me barazimin:

N2 + 3H2

Përgjigje

2NH3

Shkruajmë shprehjen e konstantes së ekuilibrit:

K

C2 NH C N C3 N

3 2

2

Njehsojmë përqendrimet e gjendjes së ekuilibrit: 10% e sasisë fillestare të azotit është: 0,1 · 6 mol/ l = 0,6 mol/ l. Si pasojë në reaksion ka marrë pjesë: (6 ­ 0,6) mol/l = 5,4 mol/l azot dhe kanë mbetur pa bashkëvepruar 0,6 mol/l N2. Në barazimin e reaksionit vërejmë se 1 mol N2 bashkëvepron me 3 mol H2; rrjedh se me 5,4 mol/l kanë bashkëvepruar: 5,4 · 3 mol/l H2 = 16,2 mol/l H2. Si pasojë kanë mbetur pa bashkëvepruar: (18 ­ 16,2) mol/l H2 = 1,8 mol/l H2. Sipas barazimit, me 1 mol N2 formohen 2 mol NH3, me 5,4 mol do të formohen: 2 · 5,4 mol/l NH3 = 10,8 mol/l NH3. Tani që dimë përqendrimet e gjendjes së ekuilibrit

CN

2

0,6 mol/l

CH2

1,8 mol/l ;

2

C NH3 10,8mol/l

i zëvendësojmë këto në shprehjen e konstantes së ekuilibrit dhe gjejmë:

C2 3 NH K C N 2 C3 2 H

10,8 0,6 1,83

33,33

7. Bromuri i hidrogjenit shpërbëhet me ngrohje në brom dhe hidrogjen. Për një temperaturë të dhënë konstantja e ekuilibrit të shprehur me barazimin:

2HBr është

66

H2+Br2

1 . Të njehsohet sa përlind e HBr shpërbëhet në kushtet e dhëna. 36

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Përgjigje

E zëmë se përqendrimi fillestar i HBr është 1 mol/l dhe se deri në arritjen e ekuilibrit janë shpërbërë x mol/l HBr. Sipas barazimit të sipërm rrjedh se nga 2 mol HBr formohen 1 mol H2 dhe 1 mol Br2, nga x mol HBr do të formohen

x x mol H2 dhe mol Br2. 2 2

Meqenëse në reaksion kanë marrë pjesë x mol HBr, pa bashkëvepruar kanë mbetur (1 ­ x) mol HBr. Si pasojë përqendrimet e gjendjes së ekuilibrit janë:

C HBr

x mol/l

CH

2

x mol/l 2

CBr

2

x mol/l 2

Shkruajmë shprehjen matematike të konstantes së ekuilibrit:

K CH

2

CBr

2 HBr

2

C

dhe zëvendësojmë përqendrimet përkatëse:

K Njehsojmë x në këtë ekuacion:

x x 2 2 2 1 x

2

1 36

x 2 duke mënjanuar fuqitë gjejmë

1 x

2

1 62

mol l Pra, nga 1 mol HBr shpërbëhet 0, 25 mol, dmth, 25% e tij. x 0, 25

Tema: Parimi i Lë Shatelie

Objektivi: Në fund të orës së mësimit nxënësit duhet:

Të formulojë parimin Lë Shatelie për sistemet me ekuilibër Të shpjegojë nëpërmjet shembujve ndikimin e temperaturës dhe përqendrimet në zhvendosjen e ekuilibrit Të shpjegojë ndikimin e trysnisë në gjendjen e ekuilibrit Sipas parimit Lë Shetëlje që thotë se "në një sistem në ekuilibër, kur ndryshohen kushtet e gjendjes së ekuilibrit (T, C, p) ky prishet dhe ekuilibri zhvendoset në kahun e atij reaksioni që e kundërshton ndryshimin e bërë". Sikurse shihet parimi Lë Shatelje

Libri i mësuesit: KIMIA 10

67

është një pjesë e atij parimi më të përgjithshëm, që mund të përkufizohet "parimi i veprimit dhe kundërveprimit", por që në kimi mund të emërohet parimi i zhvendosjes së ekuilibrit kimik. Ndikimi i ndryshimit të përqendrimit. Në qoftë se në sistemin në ekuilibër: H2 + I2 2HI Rritim përqendrimin e H2 ose I2, duke dërguar në reaktor sasi të tjera të H2 ose I2, do të rritet si pasojë shpejtësia e reaksionit të drejtë, d.m.th. ekuilibri do të zhvendoset në favor të këtij reaksioni, për rrjedhojë do të pakësohet përqendrimi i H2 ose I2, të cilët bashkohen për të formuar HI. Ndikimi i temperaturës 2SO2 + O2 Në sistemin në ekuilibër: 2SO3 H = - 96 kJ/mol

Reaksioni i drejtë është ekzotermik, kurse reaksioni i zhdrejtë është endotermik. Në qoftë se e rritim temperaturën e sistemit duke e ngrohur reaktorin, ekuilibri do të zhvendoset në kahun e reaksionit të zhdrejtë, që është endotermik, d.m.th., shpejtohet më shumë se reaksion që synon uljen e temperaturës. Ndikimi i trysnisë. Në sistemet e gazta në ekuilibër, trysnia çon në zhvendosjen e ekuilibrit kimik vetëm në ato raste, kur numri i moleve të gazeve është i ndryshëm në të dy anët e barazimit. Shembull: Amoniaku formohet sipas barazimit: N2 + 3H2 2NH3 Sikurse shihet nga barazimi, në reaksion hyjnë 1 mol N2 dhe 3 mol H2, d.m.th., gjithsej 4 mol; dhe formohen 2 mole amoniak. Zhvillimi i reaksionit të drejtë shoqërohet me pakësim të numrit të moleve nga 4 në 2, ndërsa zhvillimi i reaksionit të zhdrejtë me rritjen e numrit të moleve nga 2 në 4. Kur rritet numri i moleve gaz në një sistem me vëllim konstant, rritet edhe trysnia e sistemit. E kundërta ndodh kur zvogëlohet numri i moleve. Në rast se rritim trysninë në sistem do të zhvillohet reaksioni që shoqërohet me uljen e trysnisë, d.m.th, me pakësimin e numrit të moleve (formimi i amoniakut). Përkundrazi, në rast se ulim në sistem trysninë do të zhvillohet reaksioni i shpërbërjes së amoniakut që shoqërohet me rritjen e trysnisë, si pasojë e rritjes së numrit të moleve në sistem. Njohuritë për shpejtësinë e reaksioneve kimike, për faktorët që ndikojnë në ekuilibrat kimikë dhe zhvendosjen e tyre na lejojnë që jo vetëm të mund t'i kontrollojmë proceset kimike, por edhe t'i orientojmë ato shkencërisht në drejtim të volitshëm. Kështu p.sh., një nga zbatimet praktike të parimit të zhvendosjes së ekuilibrit kimik është edhe ai i reduktimit të Fe2O3 në furrnaltë me anë të CO. Dikur, gazet që dilnin nga furrnalta përmbanin sasi të konsiderueshme të CO. Si pasojë furra kishte humbje të mëdha në energji termike. Për një kohë të gjatë sundoi mendimi se kjo e metë vinte nga kontakti i pamjaftueshëm i CO me xeherorin e hekurit. Shkencëtarët shpresuan në fillim se kjo e keqe mund të mënjanohej, duke rritur sa më shumë furrnaltën (deri në 30m). Mirëpo u vu re se përmbajtja në CO e gazeve që dilnin nga furra ishte po ajo. Provat e ndryshme që u bënë treguan se reduktimi i Fe2O3 nga CO nuk ishte i plotë në kushtet që nuk njiheshin ende ekuilibrat kimikë dhe parimi i zhvendosjes së tyre. Vështirësitë e këtij procesi dhe humbjet e panevojshme në energji termike u mënjanuan pasi u zbatuan kushtet e zhvendosjes së këtij ekuilibri.

68

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Me përfundimin e kreut mësuesi u jep nxënësve ushtrime dhe probleme përmbledhëse për detyrë shtëpie dhe nëpërmjet tyre kontrollon shkallën e përvetësimit të njohurive të marra në këtë kapitull.

Ushtrime kapitulli 1. Zbatoni ligjin e veprimit të masës dhe përcaktoni konstanten e ekuilibrit kimik për reaksionin e prapësueshëm të shprehur me barazimin:

N2O4 Përgjigje

2NO2

Shprehja e konstantes së ekuilibrit për reaksionin: N2O4 është: 2NO2

K

C CN O

2

2 NO 2

4

2. Jepni konstatimin e ekuilibrit të reaksionit të prapësueshëm, të shprehur me barazimin: FeO + H2 Fe + H2O

duke ditur se përqendrimet e substancave të ngurta FeO dhe Fe nuk ndikojnë në arritjen e ekuilibrit (si të tilla nuk merren parasysh). Përgjigje Shprehja e konstantes së ekuilibrit për reaksionin: FeO + H2 është: K CH2O CH2 Fe + H2O

3. Ç'quajmë konstante të një ekuilibri kimik?

Përgjigje Konstante e ekuilibrit kimik quhet herësi që del nga raporti i dy konstanteve të shpejtësisë së reaksionit të drejtë dhe të reaksionit të zhdrejtë.

4. Në ç'kufij luhatet shpejtësia e reaksioneve kimike?

Përgjigje Shpejtësia e reaksioneve kimike luhatet në kufij të gjerë; koha e kryerjes së reaksioneve luhatet nga miliarda vjet, deri në pjesë të vogla të sekondës. 5. Cilat reaksione kimike studion kinetika për matjen e shpejtësisë? Përgjigje Kinetika kimike studion vetëm ato reaksione që kanë shpejtësi praktikisht të matshme.

6. Cilët janë faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik?

Libri i mësuesit: KIMIA 10

69

Përgjigje Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik mund të jenë: a) natyra e substancave bashkëvepruese; b) shkalla e grimcimit të substancës së ngurtë; c) sipërfaqja e kontaktit ndërmjet substancës së ngurtë dhe gazit apo lëngut; ç) përqendrimi i substancave bashkëvepruese; d) temperatura në të cilën zhvillohet reaksioni; dh) prania e katalizatorëve. Rëndësi më të madhe gjatë studimit të kinetikës së një reaksioni kanë tre faktorët e fundit.

7. Si ndikon natyra e lidhjes së atomeve në molekulë në shpejtësinë e reaksionit?

Përgjigje Natyra e lidhjes kimike me molekulat e substancave bashkëvepruese ndikon në shpejtësinë e reaksionit, meqenëse në aktet elementare ndodh prishja e lidhjeve ndërmjet atomeve në molekulat e substancave bashkëvepruese dhe rindërtimi i lidhjeve të reja në molekulat që formohen. Krahas kësaj, substancat me lidhje jonike priren të bashkëveprojnë më shpejt në tretësira ujore se ato me lidhje kovalente polare dhe këto të fundit më shpejt me substancat me lidhje kovalente.

8. Si ndikon shkalla e grimcimit të substancës në shpejtësinë e një reaksioni? Pse?

Përgjigje Me rritjen e shkallës së grimcimit të një substance të ngurtë apo të lëngët rritet edhe sipërfaqja e saj e kontaktit me substancat e tjera bashkëvepruese dhe si pasojë rritet numri i ndeshjeve të frytshme në njësinë e kohës.

9. Si ndikon përqendrimi i substancave në shpejtësinë e reaksionit kimik? Si shpjegohet kjo?

Përgjigje Rritja e përqendrimit të substancave bashkëvepruese e rrit shpejtësinë e reaksionit kimik, meqenëse rritja e numrit të pjesëzave në njësinë e vëllimit çon në rritjen e numrit të përgjithshëm të ndeshjeve dhe për rrjedhojë edhe në rritjen e numrit të ndeshjeve të frytshme.

10. Formuloni në mënyrë matematike shpejtësinë e reaksionit kimik për barazimin e përgjithshëm.

mA + nB Përgjigje Në reaksionin që shprehet me barazimin:

C.

mA + nB

C

marrin pjesë m molekula A dhe n molekula B, prandaj formula e shpejtësisë së reaksionit do të jetë:

v

m n kC A CB

d.m.th. koeficientet e barazimit janë tregues fuqie të përqendrimeve të substancave përkatëse.

11. Kur themi se një reaksion është i paprapësueshëm? Jepni disa shembuj.

70

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Përgjigje Një reaksion është i paprapësueshëm vetëm atëherë kur ai zhvillohet në një kah, d.m.th., vetëm kur substancat nistore shndërrohen plotësisht në produktet e reaksionit, ndërsa këto të fundit nuk bashkëveprojnë ndërmjet tyre për të formuar substanca nistore. P.sh. reaksionet: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 BaCl2 = H2SO4 = BaSO4 + 2HCl CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O 2KClO3 = 2KCl + 3O2 Janë reaksione të paprapësueshme.

12. Kur themi se një reaksion është i prapësueshëm? Jepni shembuj.

Përgjigje Reaksioni është i prapësueshëm atëherë kur krahas reaksionit të drejtë zhvillohet edhe reaksioni i zhdrejtë, d.m.th., kur substancat nistore nuk konsumohen plotësisht dhe nuk shndërrohen plotësisht në produkte përfundimtare. P.sh. reaksionet: H2 + S CO2 + C N2O4 H2S 2CO 2NO2, etj.

janë të prapësueshme.

13. A ka kuptim të flitet për gjendje ekuilibri në reaksionet e paprapësueshme? Pse?

Përgjigje Në reaksionet e paprapësueshme nuk zbatohen njohuritë për ekuilibrin kimik, meqenëse një reaksion i tillë zhvillohet vetëm në një kah dhe për të ka vetëm një shpejtësi. Ekuilibri kimik ka kuptim vetëm për ato reaksione që zhvillohen në dy kahe dhe me shpejtësi të njëjtë.

14. Ç'kushte duhen arritur që në një sistem të vendoset gjendja e ekuilibrit?

Përgjigje Kushtet, për të cilat arrihet gjendja e ekuilibrit në një sistem janë: a) reaksioni të zhvillohet njëkohësisht në dy kahe; b) shpejtësia e reaksionit të drejtë duhet të barazohet me shpejtësinë e reaksionit të zhdrejtë.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

71

Ushtrime dhe probleme për kinetikën kimike dhe ekuilibrat kimikë

1. Cilat nga reaksionet e paraqitura me barazimet e mëposhtme zhvillohen shpejt dhe cilat më ngadalë:

a) Ba 2 b) Fe

SO 2 4

BaSo 4

Cu 2

Fe 2

Cu 2Fe 3CO 2

c) Fe 2 O 3 Përgjigje

3CO

Reaksionet e paraqitura me barazimet a dhe b zhvillohen shpejt, sepse janë reaksione ndërmjet joneve në tretësira ujore.

2. Cilat nga çiftet e mëposhtme të substancave bashkëveprojnë më shpejt (supozohet se kushtet janë të njëjta për çdo çift substancash):

a) djegia e drurit apo e pluhurit të sharrës në O2 . b) veprimi i H2SO4 me kokrrat apo pluhurin e magnezit. c) shpërbërja me nxehtësi e copave të mëdha të karbonatit të kalciumit apo të kokrrizave të tij? Përgjigje a) Pluhuri i sharrës me oksigjenin, b) Pluhuri i magnezit me H2SO4, c) Kokrrizat e CaCO3

3. Pse rritja e numrit të molekulave në sistem e rrit shpejtësinë e reaksionit?

Përgjigje Dimë se rritja e numrit të molekulave në sistem çon në rritjen e numrit të përgjithshëm të ndeshjeve ndërmjet tyre dhe si pasojë në rritjen e numrit të ndeshjeve të frytshme që çojnë në reaksion.

4. Si ndryshon shpejtësia e reaksionit të shprehur me barazimin (A e B janë gaze):

A+B kur ndryshojnë këta faktorë: a) rritje e trysnisë tri herë. b) rritje e numrit të moleve dy herë,

C

c) ulje e temperaturës, pa e ndryshuar vëllimin e gazeve, d) grimcimi i substancave, duke i supozuar këto të ngurta. Përgjigje a) Meqenëse trysnia rritet tri herë, si pasojë edhe përqendrimet e substancave A e B rriten 3 herë.

72

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Shkruajmë shprehjen e shpejtësisë së reaksionit:

v kC A C B

(1)

Me zmadhimin e trysnisë tri herë, përqendrimet e A dhe B bëhen 3CA dhe 3CB. Shpejtësia në këtë rast do të jetë:

v k 3CA 3C B 9kCA CB Duke krahasuar këto dy shprehje, rrjedh se shpejtësia e reaksionit rritet 9 herë. b) Me rritjen e numrit të moleve dy herë përqendrimet e A dhe B bëhen: 2C A ,2C B dhe shpejtësia do të jetë: v k 2CA 2CB 4kCA CB , d.m.th, shpejtësia rritet 4 herë (krahaso me shprehjen (1) . c) Meqenëse ulja e temperaturës prej 10ºC e ul shpejtësinë e reaksionit mesatarisht 3 herë, rrjedh se çdo ulje temperature në këtë reaksion çon në uljen e shpejtësisë së reaksionit. d) grimcimi, në rastin e substancave të ngurta rrit sipërfaqen e kontaktit ndërmjet grimcave, si pasojë rrit numrin e ndeshjeve midis tyre, gjë që çon në rritjen e shpejtësisë së reaksionit.

5. Gjeni shpejtësinë e një reaksioni në të cilin brenda 5 s përqendrimi i substancave bashkëvepruese ka ndryshuar nga 0,6 mol/l, që ishte në fillim në 0,2 mol/l.

Përgjigje

Njehsojmë në fillim sa mole substance kanë bashkëvepruar gjatë 5s: 0,6mol/l ­ 0,2 mol/l = 0,4 mol/l. Shpejtësia e këtij reaksioni do të jetë:

mol mol l 0,8 v ls 5s 6. Si ndryshon shpejtësia e reaksionit të shprehur me barazimin: 0,4

N2 3 H2 2NH3

në rast se vëllimin e përzierjes së gaztë e zvogëlojmë tri herë?

Përgjigje

Shkruajmë shprehjen matematike të shpejtësisë së këtij reaksioni: v kC N2 C3 2 H (1)

Zvogëlimi i vëllimit tri herë, çon në rritjen tri herë të numrit të moleve të N2 e H2 në njësinë e vëllimit si pasojë përqendrimet bëhen tani 3 C N 2 dhe 3 C N 2 . Duke i zëvendësuar këto përqendrime të reja në shprehjen matematike të shpejtësisë së reaksionit gjejmë:

v k 3C N2 3CH2 3 81 kCN2 C3 2 H

Libri i mësuesit: KIMIA 10

(2)

73

Duke krahasuar (1) dhe (2) vërejmë se shpejtësia e reaksionit është rritur 81 herë.

Udhëzime për zhvillimin e eksperimenteve demonstruese

Në eksperimentin e shpërbërjes së kloratit të kaliumit me nxehtësi mësuesi duhet të provojë me ashklën që është ndezur në majë pasi të jetë ngrohur mirë, por para se masa e ngurtë të shkrijë. Provën e dytë me ashklën e bën pasi të ketë shkrirë KClO3. Në këtë çast nxënësit vërejnë ndezjen dhe djegien e vrullshme të ashklës. Nga kjo nxjerrim përfundimin se KClO3 shpërbëhet me ngadalë gjatë ngrohjes në KCl dhe O2. Në provën e dytë ku janë përzier KClO3 me fare pak MnO2 prova me ashkël duhet bërë që në fillim të ngrohjes. Meqë tani shpërbërja e KClO3 ndodh shumë më shpejt, nxirret përfundimi se prania e MnO2 u bë shkak për shpejtimin e shpërbërjes së KClO3. Në eksperimentin për ndikimin e përqendrimit të substancave bashkëvepruese mbi shpejtësinë e reaksionit, mësuesi parapërgatit tretësirat 2 molare, 4 molare dhe 5 molare HCl dhe peshon tri herë nga 1 g CaCO3. Përgatitja e tretësirës 6 molare HCl bëhet në këtë mënyrë: merret një poç me qokë 1 litërshe, hidhen në të 0,5 l acid klorhidrik me dendësi 1,19 kg /m3 dhe i shtohet ujë i distiluar deri te qoka; për të gatitur tretësirë 4 M HCl në poçin me qokë me nxënësi 1 l hidhen 0,333 l HCl me dendësi 1,19 kg/m3 dhe i shtohet ujë deri te qoka; për të gatitur tretësirë 2 M HCl në poçin me qokë me nxënësi 1 l hidhen 0,167 l acid klorhidrik me dendësi 1,19 kg/m3, pastaj i shtohet ujë deri te qoka. Tretësirat e gatitura tunden mirë para përdorimit. Kryhet eksperimenti dhe nxirren përfundimet përkatëse.

Udhëzime për zhvillimin e punës laboratorike Punë laboratori 10.1

Shpejtësia e reaksionit kimik. Në këtë punë mësuesi gatit paraprakisht 1 l tretësirë Na2S2O3 duke tretur 10 g të tij në 1 l ujë dhe tretësirë acidi të H2SO4 duke tretur 10 ml acid sulfurik me d = 1,84 kg/m3 në 1 l ujë.

Në provëzën e parë, për konstatimin e turbullirës nuk është e domosdoshme të këshillohen nxënësit për intensitetin e saj. Gjatë matjes së kohës të shfaqjes së turbullirës u duhet theksuar nxënësve që të kapin me sy sa më shumë të jetë e mundur të njëjtin intensitet turbullire. Në përfundim të çdo eksperimenti provëzat duhen larë mirë në mënyrë që squfuri koloidal i veçuar të mos ngjitet nëpër faqet e provëzave, përndryshe provëzat nuk mund të lahen nga squfuri. Të kërkohet nga nxënësit që në bazë të njohurive të marra dhe në bazë të vrojtimeve gjatë eksperimenteve të kryera të nxjerrin përfundimet përkatëse dhe t'i pasqyrojnë ato në fletoren e laboratorit.

74

Libri i mësuesit: KIMIA 10

Kreu 6 ACIDET DHE BAZAT

Koncepte të reja

Njohuritë e këtij kreu në pjesën dërrmuese të tyre janë të reja. Edhe kuptimet, për të cilat nxënësi ka njohuri, njëfarë ideje nga Kimia si shpërbashkimi elektronik, tretësirat, klasat e përbërjeve inorganike, këtu marrin një kuptim të ri, më të përgjithshëm dhe më të thellë.

Tema: Elektrolitët. Shpërbashkimi elektrolitik

Fjalë kyçe: elektrolit, shpërbashkim elektrolitik.

Kusht i domosdoshëm për dhënien e një përkufizimi është që nxënësit të njohin paraprakisht konceptet për të cilat bën fjalë përkufizimi. Nxënësi e di kuptimin e termave: proces, substancë, jon dhe ngarkesa elektrike, prandaj përkufizimi i shpërbashkimit mund të jepet që në fillim. Pastaj mund të jepen shembuj substancash që shpërbashkohen dhe thellohet kuptimi i shpërbashkimit duke e krahasuar me shpërbërjen. Si shembull substancash që shpërbashkohen dhe shpërbëhen lehtë mund të merren NaHCO3, NH4Cl etj. Këtu është me interes që mësuesi të bëjë dallimin ndërmjet shpërbashkimit dhe shpërbashkimit si dy anë të kundërta të të njëjtit proces nga njëra anë dhe shpërbërjes, e cila është një proces tjetër. Nxënësit mund ta gjejnë vetë se procesi i kundërt i shpërbërjes është bashkimi. Mësuesi këtu nuk duhet të ngulë këmbë që nxënësit të gjejnë vetë shembujt të tjerë, sepse këto kuptime do të thellohen në këtë krye edhe gjatë gjithë kursit. Në bazë të eksperimenteve me substanca të ndryshme, mund të hartohet një tabelë (tab. 11.1)

Elektrolite dhe e joelektrolite Sustanca Lloji i lidhjes Përcjellshmëria e rrymës elektrike

Ujë i distiluar Klour natriumi (kristalor) Klour natriumi (tretësirë)

kovalente polare jonike

nuk e përcjell nuk e përcjell e përcjell

Shembulli për elektrolitet e ngurta në librin mësimor është dhënë me qëllim që të shmanget çdo dyshim për përkufizimin. (Nxënësi gabimisht mund të mendojë se elektrolitet duhet të jenë vetëm të lëngëta). Gjendja agregate nuk ka pse të përfshihet në përkufizimin e elektroliteve. Shpërbashkimi i elektroliteve (11.3) mirë është të zhvillohet në formë leksioni, të shoqëruar me eksperimente demonstruese (ndryshimi i vetive të klorurit të hidrogjenit ndaj acidit klorhidrik; ndryshimi në vetitë Na+ - Na; I- ­ I2; përmendet edhe ndryshime Na+Cl- (ng) dhe Na+ (ujor) + Cl- (ujor).

Libri i mësuesit: KIMIA 10

75

Joni hidron H3O+. Protoni H+ mund të gjendet i lirë vetëm në vakum. Sapo takon me një jon ose molekulë tjetër, ai hyn në mbështjellën elektronike të tyre, duke përqendruar mbi vete një pjesë të madhe të resë elektronike. Në tretësirë ujore jonet e hidrogjenit ndodhen vetëm në formë të hidratuar: H+ ·nH2O.

Nxënësit duhet të kenë idenë e kuptimit të Arrheniusit për acidet dhe bazat dhe të japim një shpjegim më të thjeshtë të dukurive të vrojtuara. Përkufizimet e Arrheniusit. Këto përkufizime të përdorshme vetëm për tretësirat ujore, janë nga më të vjetrat, më të kufizuara, ndoshta dhe nga më të thjeshtat për sistemet e karakteristikave të acideve dhe bazave. Acidi është një substancë që në tretësirë ujore jep jonin e hidratuar H+ (ujor), p.sh., HCl, HS O 4 , H2SO4, HNO3, CH3COOH.

Baza është substancë që në tretësirë ujore jep jonin OH- (ujor), p.sh., NaOH, KOH, Ba(OH)2, NH4OH. Kripa është substancë që ndryshon nga uji dhe që formohet gjatë asnjanësimit të acideve nga bazat. Kripërat përcaktohen gjithashtu si substanca që nuk japin në tretësira ujore jone të hidratuara H+ (ujor) dhe OH- (ujor) dhe që kristalizojnë duke formuar rrjeta jonike si p.sh. NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2, K3PO4. Asnjannësimi është reaksioni i acidit me bazën në ujë, si pasojë e të cilit përfitohet kripë dhe ujë (të gjitha jonet e dhëna më poshtë janë të hidratuara).

Na+ + OH- + H+ + Cl Na Cl + HOH jonekripe

Ba 2 2NO3 + 2HOH jonekripe Asnjanësimi përcaktohet si reaksion ndërmjet sasive njëvlerëse të acidit dhe të bazës. Produkti i këtij reaksioni mund të jetë një kripë ose çdo përbërje bashkërenditëse (Në shqyrtimin e reaksioneve ndërmjet acideve dhe bazave të Luisit, termi "asnjanësim" praktikisht nuk përdoret). Në teorinë e Luisit reaksioni ndërmjet jonit të bakrit (II) me amoniakun për të fomuar [Cu(NH3)]2+ shihet si reaksion acido-bazik. Ba2+ + 2OH- + 2H+ + 2NO 3 Elektrolitet e forta dhe të dobëta është mësim kryesisht eksperimental. Me eksperimente demonstruese krahasohet përcjellshmëria elektrike e tretësirave të elektroliteve të ndryshme me të njëjtin përqendrim.

Acide

H2SO4 HCl CH3COOH

Baza

NaOH KOH NH4OH

Eksperimentalisht mund të krahasohet si përcjellshmëria elektrike e këtyre tretësirave, ashtu edhe aktiviteti i tyre në reaksionet kimike. Pastaj zhvillohet eksperimenti i varësisë së përcjellshmërisë elektrike të një elektroliti nga shkalla e hollimit të tij. Konkluzionet jepen si në teksin mësimor.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

76

Tema: Grada e shpërbashkimit elektrolitik dhe konstantja e shpërbashkimit

Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të interpretojnë formulën me të cilën shprehet grada e shpërbashkimit elektrolitik, si parametër që përcakton elektrolitet e fortë; Të interpretojnë formulën e përgjithshme me të cilën shprehet konstantja e ekuilibrit kimik si tregues që përcakton elektrolitet e dobët; Të dinë të njehsojnë gradën dhe konstanten e shpërbashkimit elektrolitik.

Fjalë kyç: gradë dhe konstante shpërbashkimi.

Grada e shpërbashkimit elektrolitik dhe konstantja e shpërbashkimit elektronik janë dy karakteristika sasiore që shprehin fortësinë e elektroliteve. Këto janë funksione të ndërlikuara që shprehin natyrën e elektrolitit dhe të tretësit. Për gradën e shpërbashkimit në tekstin mësimor tregohen tre faktorët nga të cilët varet kjo madhësi. Ndarja e elektroliteve në të fortë e në të dobët nuk duhet absolutizuar. Nga njëra anë kjo nuk mund të përcaktohet, sepse elektrolitet shpërbashkohen në stade, mbi jonet që përfitohen ndikojnë molekulat e tretësit; së fundi jonet që përfitohen lidhen njëri me tjetrin duke formuar të ashtuquajturat kuazimolekula. Për të përcaktuar gradën e shpërbashkimit elektrolitik mund të përdoren të dhënat e përcjellshmërisë elektrike. Tabela

Vlerat e të disa acideve në bazë të matjes së përcjellshmërisë elektrike të tretësirave ujore

Acide të forta Acid klorhidrik 0,993 Acid nitrik Acid sulfurik 0,997 0.960

Acide të dobëta Acid metanik Acid etanik 0,368 0,126

Acdi cianhidrik 0.0011

Grada e shpërbashkimit elektrolitik në praktikë gjen pak përdorim, për shkak se për të nxjerrë informacion nga kjo kërkohen tretësira elektrolitesh me përqendrime të njëjta dhe mbi vlerën e ndikojnë shumë faktorë. Prandaj, për këtë nxënësve nuk u flitet dhe nuk u kërkohet më shumë se sa përmban teksti mësimor.

Kostantja e shpërbashkimit elektrolitik u duhet shpjeguar nxënësve si rast i veçantë i konstantes së ekuilibrit kimik. Për të ilustruar lidhjen e fortësisë së elektroliteve me konstanten e shpërbashkimit nxënësve mund t'u demonstrohet tabela.

Shpërbashkimi i ujit pH zhvillohet në formë leksioni. Ky mësim zhvillohet në plan njohës, për t'u zbatuar në krerët që vijnë më pas, kryesisht në pjesën e dytë të tekstit. Nuk duhet ngulur këmbë në kuptimin e logaritmit, të cilën nxënësit ende nuk e dinë nga matematika.

Libri i mësuesit: KIMIA 10

77

Tema: Hidroliza

Objektiva: Në fund të orës së mësimit nxënësi duhet:

Të shpjegojë hidrolizën si reaksion të këmbimit jonik; Të listojë rastet, kur ndodh hidroliza; Të përcaktojë pH e hidrolizës së një kripe nëpërmjet produkteve që formohen nga hidroliza.

Fjalë kyçe: Hidroliza

Hidroliza është reaksioni i një përbërjeje me ujin, si pasojë e të cilit molekulat shpërbëhen duke formuar OH- (ujor) dhe H+ (ujor) ku jonet e njërit nga këto tipe bashkohen me substancën fillestare:

AlCl3 (ng) + H2O (l) AsCl3(l) + 3H2O(l) H3AsO3 (ujor) Al(OH)2+ (ujor) + H+ (ujor) + 3Cl- (ujor) H3AsO3 (ujor) + 3H+ (ujor) + 3Cl- (ujor)

H+ (ujor) + H2As O3 (ujor)

Hidroliza e kripërave në tekst (sipas kërkesave të programit) është trajtuar sipas mënyrës tradicionale, mbi bazën e teorisë së Arrheniusit. Është pranuar të quhen kripëra të gjitha substancat e ngurta në lidhje jonike; pra krahas NaCl, kripë quhet edhe NaOH (ng). Sipas kësaj teorie hidrolizë quhet vetëm rasti i bashkëveprimit të një kripe të përfituar nga një bazë e dobët dhe një acid i dobët me ujin, ku reaksioni është i pa prapsueshëm p.sh.: Fe2(CO)3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 +3CO2 Për këtë arsye në Kiminë 3 hidrolizës nuk i është lënë vend. Por në Kiminë 1, si dhe librat e kimisë të shkollave të larta hidroliza trajtohet ende në mënyrë tradicionale, prandaj nxënësi duhet të ketë njëfarë ideje. Mirë është që mësimi të fillojë me eksperimente. Merren disa kripëra NaCl, K2SO4, Na2CO3, CH3COONa, NH4Cl, Al(NO3)3. Tretësirat e tyre provohen me dëftues. Në dërrasë të zezë hartohet kjo tabelë: Tabela

Formula e kripës Dëftuesi Ngjyra e dëftuesit në tretësirë Reaksioni i mjedisit

Nacl

lakmus

vjollcë

asnjanës CH3O+ = COHpH = 7

K2SO4 Na2CO3

" fenolftaleinë

" e kuqërremtë

" bazik CH3O+ < COHpH > 7

78

Libri i mësuesit: KIMIA 10

CH3COONa NH4Cl

" lakmus

" e kuqe

" acid CH3O+ > COHpH < 7

Al(NO3)3

"

"

"

Vetitë acide, bazike ose asnjanëse në rastin e hidrolizës u detyrohen jo kripës në tërësi, por joneve të përftuara, prandaj barazimet do të shkruhen detyrimisht në trajtë jonike. Më e përshtatshme në këtë rast është që të shkruhet barazimi i shkurtuar jonik. Kështu në rastin e hidrolizës së një kripe të përftuar nga një acid i dobët dhe bazë e fortë (p.sh. CH3COONa): CH3COO- + H2O Në rastin e përgjithshëm A-+ H2O ku A- -- anioni. Theksojmë se në rastin e hidrolizës, si dhe në rastin e shumë reaksioneve të tjera jonike, shkrimi i barazimeve molekulare vetëm e vështirëson përvetësimin e mësimit nga nxënësit, pra është pa kurrfarë vlere teorike dhe praktike. HA + OHHA + OH-

Ushtrime dhe probleme të zgjidhura

1. Cili nga acidet e përmendura më poshtë është më i fortë dhe cili më i dobët?

Acid nitror NHO 2 Acid sulfuror H 2SO3 Acid fosforik H3 PO 4

K HNO2

5,1 10

4

K H2SO3

1,7 10

2

K H3PO4

7,1 10

3

Përgjigje

Fortësia e acidit përcaktohet nga vlera e konstantes së shpërbashkimit të tij Ksh. Më i fortë nga tri acidet e përmendura është ai që ka Ksh më të madhe, pra më i fortë është acidi sulfuror dhe më i dobët acidi nitror.

2. Sa është përqendrimi i joneve H3O+ në tretësirën ujore me përqendrim

COH- = 1 · 10-3M?

Përgjigje

CH KH

3O 2O

C

OH

1 10 1 10

14 14

1 10 11M

Libri i mësuesit: KIMIA 10

79

3. 100 ml tretësirë 0,01 M acidi klorhidrik hollohet me ujë deri në 1 l. Sa është përqendrimi i joneve OH-në tretësirën e përftuar?

Përgjigje

Tretësira e acidit klorhidrik e ka përqendrimin 0,01 M. Hollimi i tij deri në 1 l e zvogëlon përqendrimin e H3O+ deri në 0,001 M (ose 1 ·10-3 M).

C KH

OH 2O

C

H 3O

1 10 14 1 10 3

1 10 11M

4. Tretësira e klorurit të bariumit dhe të acidit sulfurik e përcjellin rrymën elektrike. Çdo të ndodhë me përcjellshmërinë elektrike po të përziejmë këto tretësira? Shkruani barazimin e reaksionit.

Përgjigje

Nga përzierja e tretësirave të klorurit të bariumit dhe të acidit sulfurik përcjellshmëria elektrike zvogëlohet, sepse ndodh reaksioni:

Ba 2 ose në trajtë të shkurtër Ba 2 SO 2 4 BaSO 4 2Cl 2H3O

2 SO 4

BaSO 4

2H 3O

2Cl

Me formimin e precipitatit të BaSO 4 zvogëlohet përqendrimi i joneve në tretësirë.

5. Llogaritni përqendrimin e H O dhe OH në tretësirën e përgatitur duke përzier

3

50 ml tretësirë acidi klorhidrik 0,2 M dhe 49 ml tretësirë hidroksidi natriumi 0,2 M.

Përgjigje

Numri i moleve HCl Numri i moleve NaOH 50l 0, 2 mol / l 1 10 1000 49 l 0, 2 mol / l 1000

2 2

0,98 10

2

2

Sasia e tepërt e moleve HCl 1 10 Vëllimi i përgjithshëm i tretësirës Prej nga rrjedh se:

C H3O 0,02 10 0,099

2

0,98 10

0,02 10 0,099 l

2

50 49 l l 5000 1000

0,002 M

COH

1 10-14 0,002

5 10-12 M

6. Acidet shpërbashkohen sipas skemës:

HA + H2O

H3O+ +A-

(A

anion)

a) Në cilin kah do të zhvendoset ekuilibri i këtij reaksioni kur acidi është i fortë?

80

Libri i mësuesit: KIMIA 10

b) Në cilin kah do të zhvendoset kur acidi është shumë i dobët? c) Supozojmë se acidi HA1 është më i fortë se acidi HA2. Cila konstante e ekuilibrit nga ato që jepen më poshtë është më e madhe?

K1

CH O C A

3

1

CHA1

apo

K2

CH O C A

3

2

CHA2

Përgjigje

a) Ekuilibri zhvendoset në anën e formimit të produkteve të reaksionit. b) Ekuilibri zhvendoset në anën e formimit të substancave nistore. c) Madhësia K1 është më e madhe se K2.

7. Sa është përqendrimi: a) i joneve H3O+, b) i joneve OH- në tretësirën 0,1M të acidit klorhidrik?

Përgjigje

a) HCl + H2O b) K H

2O

H3O+ +Cl-

C

H3 O

C

OH

10

14

, pra C

OH-

10 14 10 1

10 13 mol/l

8. Është dhënë një tretësirë 0,01 M NaOH

a) Sa është C b) Sa është C

OH-

? ?

H 3O

c) Sa është pH? Përgjigje a) Meqë NaOH shpërbashkohet 100%, atëherë C

b) C

H 3O OH

10 2 mol/l .

C

OH

10

14

, prej nga C

H 3O

10 14 10 12 mol/l . 2 10

c) pH=12 9. 4 g NAOH (i ngurtë) treten në ujë deri në vëllimin 1 litër. a) Sa është përqendrimi molar i tretësirës? b) Sa është C c) Sa është C

OH-

?

H 3O

d) Sa është pH?

Përgjigje

a)

4 g /l 40 g / mol

H3 O

0,1 M 10 13 M

b) C

OH

0,1 mol / l

0,1 M

c) C

10 14 10 1

d) pH = 13

81

Libri i mësuesit: KIMIA 10

mësuesi

Prof. Dr. Eduard Andoni, Aishe Hajredini (Karaj)

Libër

Kimia 10

Librat e mësuesit dhe planet mësimore për të gjithë titujt që ne disponojmë, mund t'i gjeni dhe t'i shkarkoni pa pagesë nga faqja e internetit www.mediaprint.al Për më shumë informacion mund të na shkruani në adresën e emailit: [email protected] ose të na kontaktoni pranë redaksisë në numrin e telefonit: 04 2256158.

Çmimi 300 lekë

ISBN: 978-99956-93-70-1

www.mediaprint.al

9 789995 693701

Information

Microsoft Word - Kimia 10 liber mesuesi 19 maj.doc

83 pages

Report File (DMCA)

Our content is added by our users. We aim to remove reported files within 1 working day. Please use this link to notify us:

Report this file as copyright or inappropriate

74800