K I M I A 9për klasën e nëntë të arsimit bazë 9-vjeçar

Jalldyz Xhemalaj Veronika Haxhistasa

Kimia 92fa

qe

©

Të gjitha të drejtat e autorit lidhur me këtë botim janë ekskluzivisht te zotëruara/rezervuara nga Shtëpia Botuese “Mediaprint” sh.p.k..Ndalohet çdo prodhim, riprodhim, shitje, rishitje, shpërndarje, kopjim, fotokopjim, përkthim, përshtatje, huapërdorje, shfrytëzim dhe/ose çdo formë tjetër qarkullimi tregtar, si dhe çdo veprim cënues me çfarëdo lloj mjeti apo apo forme, pjesërisht dhe/ose tërësisht, pa miratimin paraprak me shkrim nga Shtëpia Botuese

Ky botim, në tërësi dhe/ose në pjesë të tij, ndalohet të transmetohet dhe/ose përhapet në çdo lloj forme dhe/ose mjet elektronik, mekanik, regjistrues dhe/ose tjetër, të ruhet, depozitohet ose përdoret në sisteme ku mund të cënohen të drejtat e autorit, pa miratimin paraprak me shkrim nga Shtëpia Botuese “Mediaprint” sh.p.k..Çdo cënim i të drejtave të autorit passjell përgjegjësi sipas legjislacionit në fuqi.

Kontaktet:www.mediaprint.alShtëpia Botuese Sektori i Shpërndarjes dhe Marketingut: Shtypshkronja:Kutia Postare 7467 - Tiranë Tel.: 04 4500605

Cel.: 069 40 50 380Tel.: 04 2251 614 Cel.: 069 40 44 441Cel.: 069 20 79 021Cel.: 069 40 44 443 Cel.: 069 40 20 201

botime@mediaprint.al distributor@mediaprint.al print@mediaprint.al

Komente dhe sugjerime janë të mirëpritura në email: botime@mediaprint.al

Të gjitha të drejtat janë të rezervuara

“Mediaprint” sh.p.k.

S H T Ë P I A B O T U E S E

Tel.: 04 4500605

Titulli: Kimia 9

Autore:

Redaktore: Rudina Rrapollari

Shtypi: Media-print

ISBN: 978-99956-93-79-4

Botimi i parë, 2011Ribotim, 2016

Veronika Haxhistasa, J alldyz Xhemalaj

, 2008

Kimia 9 3 fa

qe

1.1 EnErgjia. BarazimEt tErmokimikE

Energjia është një madhësi fizike. Fjala energji vjen nga greqishtja, që do të thotë “en” - në (ose brenda) dhe “ergo” që do të thotë punë. Energji zotëron çdo trup, që ka mundësi të kryejë punë.

Energjia klasifikohet në energji potenciale dhe energji kinetike. Energjia potenciale është energjia që lidhet me pozicionin që ka një trup i dhënë në krahasim me trupat e tjerë.

Energjia kinetike është energjia që zotëron lënda në sajë të lëvizjes dhe masës që ajo mund të ketë.

Nuk është e thënë që energjia të shndërrohet patjetër në punë. Ajo mund të shndërrohet nga një formë në një tjetër. P.sh., një alpinist gjatë ngjitjes në mal kryen punë për mposhtjen e forcës së rëndesës. Këtë punë ai e kryen në sajë të energjisë që zotëron. Kjo energji sigurohet nëpërmjet ushqimeve, të cilat përpunohen në qelizë me anë të reaksioneve të ndryshme kimike, që shoqërohen me thithje, ose çlirim energjie. Në sajë të energjisë kinetike (të lëvizjes) alpinisti ngjitet në mal. Në majë të malit alpi-nisti zotëron energji potenciale (ose energji të lartësisë). Në këtë rast energjia kinetike (e lëvizjes) shndërrohet në energji potenciale. Pra, energjia asnjëherë nuk humbet, por ajo shndërrohet nga një formë e saj, në një tjetër. Ky është ligji i ruajtjes së energjisë.

Natyra ka burime të pashtershme energjie: 1. - Energjia diellore që është burimi i vetëm i ener-

gjive të tjera në Tokë. Pa këtë burim energjie, jeta në Tokë do të ishte e pamundur. Në qoftë se do të mungonte energjia diellore, temperatura në pla-netin tonë do të ishte –240oC.

- Energjia e lëndëve të djegshme të depozituara në Tokë.

- Energjia e lumenjve, erërave. - Energjia në botën e gjallë. 2. Energjia në brendësinë e çdo trupi me masë çfarëdo. 3. Energjia bërthamore.

EnErgjia. BarazimEt tErmokimikE11

©

Të gjitha të drejtat e autorit lidhur me këtë botim janë ekskluzivisht te zotëruara/rezervuara nga Shtëpia Botuese “Mediaprint” sh.p.k..Ndalohet çdo prodhim, riprodhim, shitje, rishitje, shpërndarje, kopjim, fotokopjim, përkthim, përshtatje, huapërdorje, shfrytëzim dhe/ose çdo formë tjetër qarkullimi tregtar, si dhe çdo veprim cënues me çfarëdo lloj mjeti apo apo forme, pjesërisht dhe/ose tërësisht, pa miratimin paraprak me shkrim nga Shtëpia Botuese

Ky botim, në tërësi dhe/ose në pjesë të tij, ndalohet të transmetohet dhe/ose përhapet në çdo lloj forme dhe/ose mjet elektronik, mekanik, regjistrues dhe/ose tjetër, të ruhet, depozitohet ose përdoret në sisteme ku mund të cënohen të drejtat e autorit, pa miratimin paraprak me shkrim nga Shtëpia Botuese “Mediaprint” sh.p.k..Çdo cënim i të drejtave të autorit passjell përgjegjësi sipas legjislacionit në fuqi.

Kontaktet:www.mediaprint.alShtëpia Botuese Sektori i Shpërndarjes dhe Marketingut: Shtypshkronja:Kutia Postare 7467 - Tiranë Tel.: 04 4500605

Cel.: 069 40 50 380Tel.: 04 2251 614 Cel.: 069 40 44 441Cel.: 069 20 79 021Cel.: 069 40 44 443 Cel.: 069 40 20 201

botime@mediaprint.al distributor@mediaprint.al print@mediaprint.al

Komente dhe sugjerime janë të mirëpritura në email: botime@mediaprint.al

Të gjitha të drejtat janë të rezervuara

“Mediaprint” sh.p.k.

S H T Ë P I A B O T U E S E

Tel.: 04 4500605

Titulli: Kimia 9

Autore:

Redaktore: Rudina Rrapollari

Shtypi: Media-print

ISBN: 978-99956-93-79-4

Botimi i parë, 2011Ribotim, 2014

Veronika Haxhistasa, J alldyz Xhemalaj

, 2008

Kimia 94fa

qe

Reaksionet kimike që zhvillohen ndërmjet substancave në përgjithësi shoqërohen me efekte energjetike, pra me çlirim ose thithje nxehtësie.

Termokimia është ajo pjesë e kimisë që studion nxeh-tësinë (energjinë termike) që thithet ose çlirohet gjatë reaksioneve kimike.

Barazimet kimike që shoqërohen me thithje ose çlirim nxehtësie quhen barazime termokimike.

Ligji i ruajtjes së energjisë: Energjia nuk zhduket, por shndërrohet nga një formë në një tjetër.

Energjia klasifiko-het në energji po-tenciale dhe energji kinetike

Termokimia trajton efektet termike të reaksioneve kimike.

Mbani mend

Pyetje dhe ushtrime1. Çfarë kuptoni me energji?2. Si klasifikohet energjia?3. Kur jeni duke ecur, çfarë energjie zotëroni?4. A ndryshon masa e substancave në një reaksion kimik?5. Analizoni shndërrimin e energjisë gjatë rënies së një sfere në një

rrafsh të pjerrët.

rEakSionEt EkzotErmikE DHE rEakSionEt EnDotErmikE

Gjatë djegies të substancave të ndryshme si karbon C, squfur S, hidrogjen H, natrium Na etj. çlirohet nxehtësi. Ndërsa shumë reaksione të tjera si shpërbërja e gurit gëlqeror CaCO3, klorurit të amonit NH4Cl etj., kryhen me thithje nxehtësie. Pra këto reaksione shoqërohen me efekte energjetike (∆H ose entalpi reaksioni).

S + O2 = SO2 ∆H = – 270 kJ

NH4Cl = NH3 + HCl ∆H = + 314.4 kJ

Si quhen këto reaksione?Meqenëse në barazimet e mësipërme krahas sub-

stancave nistore dhe përfundimtare shkruhen edhe efek-tet energjetike, këto quhen barazime termokimike. Ato klasifikohen në:

a) Reaksione ekzotermike, b) Reaksione endotermike.

Efekt energjetik quhet sasia e nxehtësisë që thithet ose çlirohet gjatë një reaksioni. Njësia matëse e tij është kJ. Sasia e nxehtësisë që çlirohet ose thithet është në përpjestim të drejtë me sasinë e substancave që hyjnë në reaksion.

Shpërbërja e CaCO3

1.2

Kimia 9 5 fa

qe

Gjatë djegies së një moli S ose (64g S) çlirohen 270 kJ energji. Ndërsa nëse digjen 32 g S sasia e energjisë së çliruar është 135 kJ.

Sasia e energjisë së thithur ose të çliruar varet dhe nga gjendja fizike e lëndës. Në barazimet termokimike mund të përdorim dhe koeficientët thyesorë:

H2 (g) + O2 (g) = H2O (g) ∆H = – 242 kJ

H2 (g) + O2 (g) = H2O (l) ∆H = – 286 kJ

Reaksionet ekzotermike shoqërohen me çlirim nxehtësie (ekzo - jashtë). Efekti energjetik (∆H) ka vlerë negative, sepse ulet energjia e sistemit. Energjia kalon nga sistemi në mjedis.

Reaksionet ekzotermike janë reaksionet e djegies, reak-sionet e sintezës. Energjia e substancave nistore në reak-sionet ekzotermike është më e madhe se energjia e sub-stancave përfundimtare.

Reaksionet endotermike shoqërohen me thithje nxehtësie (endo - brenda). Efekti energjetik ka vlerë pozitive, sepse rritet energjia e sistemit. Reaksionet endotermike janë reak-sionet e shpërbërjes. Energjia e substancave nistore në reak-sionet endotermike është më e vogël se energjia e sub-stancave përfundimtare.

Pyetje dhe ushtrime1. Nga se ndryshojnë barazimet kimike nga barazimet termokimike?2. Nga se ndryshojnë barazimet ekzotermike nga barazimet endo-

termike?3. Gjatë djegies së 12 gr karbon çlirohet 393,5 kJ nxehtësi. Shkruani

barazimin termokimik për djegien e 6 gr karbon.4. Sinteza e amoniakut ndodh sipas barazimit termokimik: N2 + 3H2 = 2NH3 ∆H = – 46 kJ Sa është sasia e nxehtësisë së çliruar kur në reaksion hyjnë 2 mole azot?5. Në reaksionin:

H2 (g) + O2 (g) = H2O (l) ∆H = – 286 KJ,

Sa është sasia e hidrogjenit që duhet djegur, kur sasia e nxehtësisë së çliruar është 71,5 kJ?

Energjia që thithet ose çlirohet gjatë një reaksioni kimik quhet efekt termik.

Sasia e nxehtësisë së një reaksioni varet nga:

a) sasia e substancave, b) gjendja fizike.

Reaksionet termokimike klasifikohen në:

a) reaksionet ekzotermike,b) reaksionet endotermike.

Mbani mend

Djegia e squfurit

Kimia 96fa

qe

Pajisje dhe substanca: gotë kimike, termometër, provëz, kapëse druri, thupër qelqi, oksid kalciumi CaO, klorur amoni NH4Cl, letër lakmuesi.

Eksperimenti 1: Shuarja e gëlqeres CaO

Në një gotë kimike hidhni ujë deri në e vëllimit. Matni temperaturën e tij dhe hidhni një copë oksid kalciumi CaO (gëlqere të pashuar).

Ç’vëreni? Matni temperaturën, pastaj provoni me letrën e lakmuesit mjedisin. Ç’ngjyrë merr letra e lakmuesit?

Shkruani barazimin e reaksionit që ndodh. Ç’tip reak-sioni është ky?

Eksperimenti 2: Shpërbërja e klorurit të amonit

Në një provëz hidhni kristale të klorurit të amonit NH4Cl

deri në e vëllimit. Ngroheni provëzën me anë të llambës

me alkool. Ç’vini re? Pas pak ndihet era e amoniakut të çliruar. Cila është substanca tjetër e gaztë që çlirohet? Shkruani

barazimin e reaksionit. Ç’tip reaksioni është ky?

Një burim i ardhshëm i energjisë?Megjithëse shumicës prej nesh fjala ”Esherichia coli” na sjell ndërmend helmimin nga

ushqimet, në vizionin e shkencëtarëve kjo bakterie është vetëm një burim i energjisë. Duke modifikuar gjenetikisht bakterien është “krijuar” një racë e E. coli e cila prodhon sasi të mëdha të hidrogjenit deri në 140 herë më shumë se sa në procesin natyror. Megjithëse duhet të paktën një dekadë që këto zhvillime të marrin karakter tregtar e të përdoren nga të gjithë. Shumica mendon se kjo është e ardhmja e ekonomisë së bazuar në hidrogjen si burim i energjisë. Sot, shumica e hidrogjenit të prodhuar në botë bëhet nëpërmjet një procesi të njohur si “zbërthimi i ujit” nëpërmjet të cilit hidrogjeni ndahet nga oksigjeni, por ruajtja dhe përdorimi i hidrogjenit është problematik në vetvete. Në fakt përdorimi i E. colit në shkencë nuk është e ri nëse sjellim ndërmend prodhimin e insulinës për njeriun dhe zhvillimin e vaksinave. Duke “fshirë” gjashtë gjene specifike në AND-në e E. coli-t, e cila normalisht prodhon hidrogjen nëpërmjet procesit të fermentimit, është zhvilluar shumë procesi natyror i shndërrimit të glukozës, gjë e cila bën që “makina” hidrogjenprodhuese E.coli të përdorë si lëndë të parë për këtë… sheqerin.

DEtYrË EkSPErimEntaLE “EFEkti tErmik nË rEakSionEt kimikE”

31

41

1.3

Kimia 9 7 fa

qe

Analizojmë edhe një herë lidhjen midis atomeve në molekulat diatomike H2, HCl, KCl.

Në cilën molekulë çifti elektronik i përbashkët i formuar ndërmjet atomeve është i baraslarguar nga bërthamat e atomeve? Në cilën molekulë është zhvendosur pjesërisht, apo plotësisht? Pse? Kjo përcaktohet nga elektronegati-viteti (EN) i elementeve.

Në molekulën e hidrogjenit çifti elektronik i përbashkët është i baraslarguar nga dy bërthamat e atomeve të hidro-gjenit. Pse? EN i atomeve të hidrogjenit është e barabartë.

Në molekulën e klorurit të hidrogjenit HCl, çifti elektro-nik i përbashkët zhvendoset pjesërisht në drejtim të klorit. Kjo ndodh sepse elektronegativiteti i klorit Cl është më i madh se elekronegativiteti i hidrogjenit H.

Ndërsa në molekulën e klorurit të kaliumit çifti elektro-nik i përbashkët zhvendoset plotësisht në drejtim të klorit, duke formuar jonin klorur Cl–. elekronegativiteti i klorit është shumë i madh në krahasim me elekronegativiteti e kaliumit K.

Elektronegativiteti i një elementi është vetia e atomit të atij elementi për të tërhequr çiftin elektronik të përbashkët që ai formon me një atom tjetër në një molekulë.

Vlerat e elekronegativiteti EN janë të ndryshme për elemente të ndryshme. Në sistemin periodik EN rritet kur kalojmë nga e majta në të djathtë brenda periodës, ndërsa në grup nga lart poshtë EN zvogëlohet.

Vlerat e EN të disa elementeve jepen në tabelë:

rEakSionEt E okSiDo – rEDUktimit22

Molekula e KCl

Molekula e H2

Molekula e HCl

kUPtimi mBi nUmrin E okSiDimit2.1

Kimia 98fa

qe

Në atomet e molekulave të mësipërme shfaqen ngarkesa të pjesshme ose të plota si rezultat i zhvendosjes (të pjesshme ose të plotë) të çiftit elektronik të përbashkët.

Numër oksidimi quhet ngarkesa e pjesshme (në molekulat me lidhje kovalente polare), ose ngarkesa e plotë në molekulat me lidhje jonike), që lind nga zhvendosja e çiftit elektronik të përbashkët pjesërisht ose plotësisht nga elementi më elektronegativ në një molekulë.

Numri i oksidimit shkurt shprehet me n.o. Vlera e n.o. shkruhet nga e djathta sipër simbolit të

elementit, me shifër arabe, me vlerë algjebrike para. Ngarkesa e joneve shprehet po me shifër arabe, por vlera

algjebrike shkruhet prapa, ndësa valenca është shkruar sipër simbolit me shifër romake pa vlerë algjebrike. P.sh. në molekulën e H+1Br–1 (bromur hidrogjeni) n.o. e elementit hidrogjen është (+1) ndërsa n.o. e bromit (–1). Nuk duhet ngatërruar kuptimi mbi valencën dhe n.o. Analizojmë molekulat:

O2 H2O OF2

Tek molekula e oksigjenit O2 midis atomeve oksigjen formohen dy çifte elektronike të përbashkëta. Pra valenca është 2 (OII) çiftet elektronike janë të baraslarguara, pra n.o. është zero.

Në molekulën H2O, atomi i oksigjenit formon nga një çift elektronik të përbashkët me secilin nga atomet hidro-gjen. Valenca e oksigjenit është dy.

Çiftet elektronike zhvendosen në drejtim të oksigjenit, pra n.o. i oksigjenit është –2.

Në molekulën OF2, oksigjeni përsëri është dyvalent, sepse formon dy çifte elektronike. Oksigjeni, meqenëse është më pak elektronegativ se fluori, shfaq n.o. +2.

Aftësia e bërthamës së një atomi për të tërhequr çiftin elek-tronik të për-bashkët quhet ele-ktronega-tivitet.

N.o. shpreh ngarke-sën që l ind nga zhvendosja e çiftit elektronik drejt ele-mentit më elektro-negativ.

Në sistemin periodik vlerat e elektronega-tivitetit nga e majta në të djathtë rriten, ndërsa brenda gru-pit nga lart poshtë zvogëlohen.

Nuk duhet ngatë-rruar kuptimi mbi valencën dhe num-rin e oksidimit n.o.

Mbani mend

Pyetje dhe ushtrime1. Ç’quajmë n.o.? Po EN?2. Ç’kanë të përbashkët n.o., valenca dhe ngarkesa e elementit?3. Si ndryshon EN në sistemin periodik? Jepni shembuj.4. Përcaktoni valencën dhe n.o. për secilin element në molekulat N2,

NH3, NF3.5. Duke u bazuar në vlerat e EN të elementeve, shënoni me një shigjetë

mbi simbol drejtimin e zhvendosjes së çiftit elektronik për: CO, MgCl2, Na2S, CaO, SO2, KF.

Kimia 9 9 fa

qe

Për të përcaktuar numrin e oksidimit n.o. bazohemi në rregullat e mëposhtme:1 Në substancat e thjeshta, të cilat janë një, di, apo poli-

atomike, n.o. është i barabartë me zero. Kjo ndodh sepse në substancat e thjeshta lidhen atome të të njëjtit lloj, p.sh.: C0, Si0, B0, Na0, K0, Ag0, He0, Ar0, H2

0, Cl20,

Br20, P4

0, S80 etj.

2 Elementi hidrogjen i lidhur me elemente të tjerë e ka n.o. të barabartë me +1, me përjashtim të rasteve kur hidrogjeni lidhet me metalet dhe formon hidruret. N.o. i hidrogjenit në këtë rast është -1. Kjo ndodh sepse hidrogjeni ka vlerë të EN (2,1), e cila është më e madhe se EN i metaleve.

H2O, HCl, NH3, CH4, H2SO4, NaOH, Ca (OH)2, NaH, ZnH2

3 Elementi oksigjen i lidhur me elemente të tjerë e ka n.o. -2, me përjashtim të këtyre rasteve:

a) Tek peroksidet (peroksidi i hidrogjenit H2O2, perok-sidi i natriumit Na2O2) n.o. i oksigjenit është -1, sepse oksigjeni formon lidhje perokside H-O-O-H.

b) Tek molekula OF2, n.o. i oksigjenit është +2. Kjo ndodh sepse vlera e EN të fluorit F është 4, ndërsa vlera e EN e oksigjenit O është 3,5. Çiftet elektronike të për-bashkëta zhvendosen nga elementi F.

H2O, NaOH, H2SO4, SO2, N2O5, Na2O, H2O2, OF2.4 Tek jonet: a) e thjeshta (njëatomike), n.o. të tij është i barabartë

me ngarkesën e jonit.

b) e përbërë (poliatomike), shuma algjebrike e n.o. është e barabartë me ngarkesën e jonit.

rrEgULLat PËr PËrCaktimin E nUmrit tË okSiDimit

+1 +1 +1 +1 +1 +1 +1

–1 –1

–2 –2 –2 –2 –2 –2 –1 +2

Joni Fe3+ Na+ S2– Cl– Cr3+ Zn2+

Ngarkesa 3+ 1+ 2– 1– 3+ 2+ n.o. +3 +1 –2 –1 +3 +2

Joni NH+4 (SO4)2– (NO3)

1– (PO4)3– (CO3)2– (SO3)2–

Ngarkesa 1+ 2– 1– 3– 2– 2– n.o. +1 –2 –1 –3 –2 –2

2.2

Kimia 910fa

qe

5 Në molekulat e substancave të përbëra shuma algjebrike e n.o. është e barabartë me zero. Kjo ndodh sepse mole-kulat janë grimca elektroasnjanëse.P.sh.: Në molekulën NH3.

n.o. H = +1 x + 3· (+1) = 0

n.o. N = x x = – 3

Pyetje dhe ushtrime1. Pse n.o. në molekulat e substancave të thjeshta dhe të përbëra është zero?2. Pse n.o. i hidrogjenit tek hidruret është -1?3. Cilat janë rastet e veçanta të n.o. të oksigjenit? Argumentojeni.4. Përcaktoni n.o. të squfurit në përbërjet: H2S, SO2, SO3, H2SO3.5. Përcaktoni n.o. të elementeve në përbërjet: NaNO3, K3PO4, H2SO4, HNO2, Na2SO3, K2S.

njEHSimE mBi nUmrat E okSiDimit2.3Duke zbatuar rregullat në temën 2.2 mund të përcaktoj-

më numrin e oksidimit n.o. të elementeve në molekulat e përbërjeve të tyre.

Caktoni n.o. të fosforit në formulat P2O3 dhe P2O5.

Zgjidhje:Tek P2O3. Duke zbatuar rregullin 3 kemi: Shkruajmë barazimin:n.o. O = –2 2· x + 3 (–2) = 0n.o. P = x 2x – 6 = 0 2x = +6 x = +3Sipas rregullit 5 ndërtojmë ekuacionin për gjetjen e n.o.

Treguesi P · (n.o. të P) + treguesi O · (n.o. të O) = zero Shkruajmë barazimin:Tek P2O5 2 (x) + 5 (–2) = 0n.o. O = –2 2x – 10 = 0n.o. P = x 2x = 10 x = +5

Caktoni n.o. të fosforit P në molekulën acid fosforik H3PO4 . Shkruajmë barazimin:n.o. H = +1 3 (+1) + x +4 (–2) = 0n.o. O = –2 + 3 + x – 8 = 0n.o. P = x x = +5

Shembull 2

Shembull 1

Kimia 9 11 fa

qe

Caktoni n.o. të squfurit S në përbërjen Al2(SO4)3. Shkruajmë barazimin: n.o. Al = +3 2· (+3) + 3x + 12 · (–2) = 0n.o. O = –2 +6 + 3x – 24 = 0n.o. S = x 3x = 18 x = +6

Shembull 3

Pyetje dhe ushtrime1. Përcaktoni n.o. të elementeve në përbërjet: SO3, CaO, Al2O3, CO2, CO, HCl, HBr, H2S, Na2S,

HI.

2. Caktoni numrat e oksidimit në përbërjet: H2CO3, NaHSO4, K3PO4, ZnSO3, Al(OH)3, Cr2(SO4)3.

3. Caktoni n.o. të elementeve në përbërjet që marrin pjesë në reaksionet kimike të mëposhtme:

a) Na+H2O NaOH +H2

b) CaO +H2O Ca (OH)2 c) Zn +HCl ZnCl2 +H2

d) AgNO3 +NaCl AgCl +NaNO3

e) N2 + H2 NH3

f) Na +O2 Na2Og) NaNO2 +Br2+H2O NaNO3 + HBrh) H2S +O2 SO2+ H2O

rEakSionEt E okSiDo-rEDUktimit (rEDokS)2.4Klasifikimi i reaksioneve kimike bëhet në disa mënyra.Një nga mënyrat i ndan reaksionet kimike në dy lloje:

1 Reaksione, në të cilët atomet ose jonet, nuk ndryshoj-në strukturën e tyre elektronike. P.sh.:

PbCl2 + H2S => PbS + 2HCl Pb2+ Pb2+

Cl– Cl–

H+ H+

S2– S2–

2 Reaksione, në të cilët atomet ose jonet, ndryshojnë strukturën e tyre elektronike duke dhënë ose marrë elektrone. Këto quhen reaksione oksido-reduktimi.Reaksione oksido-reduktimi, ose redoks, quhen ato

reaksione në të cilat atomet e elementeve të substancave vepruese ndryshojnë numrat e oksidimit.

Reaksionet e oksidimit janë nënkuptuar si reaksione të bashkëveprimit të elementeve me oksigjenin. Kështu, procesi i oksidimit është quajtur procesi i bashkëveprimit të metaleve e jometaleve me oksigjenin për të dhënë oksidet përkatës. Por, edhe kur metalet bashkëveprojnë me jo-metalet e tjera, ndodh procesi i oksidimit.

Formimi i PbS

Depozitimi i bakrit në pllakën e zinkut

Kimia 912fa

qe

Koncepti i ri mbi reaksionet e oksido-reduktimit trajto-hen me dhënie dhe marrje elektronesh.

P.sh.: Gjatë djegies së kalciumit në oksigjen sipas reaksionit kimik:

Ca + O2 CaOAtom kalciumi jep dy elektrone dhe formon jonin Ca2+.

Ca – 2e– Ca2+

Numri i oksidimit të kalciumit rritet nga 0 në +2. Pra elementi kalcium është oksiduar.

Proces oksidimi është procesi i dhënies së elektroneve dhe shoqërohet me rritjen të numrit të oksidimit.

Elementi oksigjen ka marrë 2e– të lëshuara nga atomi Ca dhe është shndërruar në jon oksigjen me 2 ngarkesa negative O2–:

O + 2e– O2–

Numri i oksidimit të oksigjenit është zvogëluar nga zero në –2. Ky proces është procesi i reduktimit.

Proces reduktimi është procesi i marrjes së elektroneve dhe shoqërohet me zvogëlim të numrit të oksidimit.

Ca0 – 2e– Ca+2 (proces oksidimi)O0 + 2e– O–2 (proces reduktimi)

Proceset e oksidimit dhe reduktimit ndonëse janë pro-cese të kundërt me njëri-tjetrin (Pse?), janë të lidhur ndërmjet tyre (Pse?). Nuk mund të ndodhë oksidimi pa reduktimin dhe anasjelltas.

Në çdo reaksion redoks dallojmë substancat oksiduese dhe ato reduktuese.

Substanca oksiduese quhen ato substanca, atomet ose jonet e të cilave, marrin elektrone dhe zvogëlojnë numrin e oksidimit. Ndërsa substanca reduktuese quhen ato sub-stanca, atomet ose jonet e të cilave japin elektrone

dhe rritin numrin e oksidimit. Në rastin tonë kalciumi është substancë reduktuese, ndërsa oksigjeni është substancë oksiduese.

Në sistemin periodik duke u zhvendosur brenda periodës nga e majta në të djathtë vetitë reduk-tuese të elementeve dobësohen, në grup nga lart poshtë forcohen vetitë reduktuese.

Ndërsa vetitë oksiduese të elementeve brenda periodës nga e majta në të djathtë forcohen, në grup nga lart poshtë

Kimia 9 13 fa

qe

ata dobësohen. Në qoftë se një element shfaq më shumë se një numër oksidimi, sjellja e tij përcaktohet nga vlera e numrit të oksidimit n.o. Kur vlera e n.o. të elementit është minimale ai shfaq veti reduktuese, kur vlera e n.o. të elementit është maksimale ai shfaq veti oksiduese; ndërsa kur vlerat e n.o. janë të ndërmjetme elementi shfaq edhe veti oksiduese, edhe

Reaksioni me kalim elektronesh nga një element te tjetri quhet reaksion redoks.

Kur atomet ose jonet e një elementi lëshojnë elektrone dhe rritin n.o., sillen si reduktues dhe ndodh procesi i oksidimit.

Kur atomet ose jonet e një elementi marrin elektrone dhe ulin n.o., sillen si oksidues dhe ndodh procesi i reduktimit.

Mbani mend

Pyetje dhe ushtrime1. Ku ndryshon procesi i oksidimit nga ai i reduktimit?2. Si ndryshon në sistemin periodik karakteri oksidues dhe reduktues i elementeve? Argumen-

tojeni me shembuj.3. Në rastet e mëposhtme përcaktoni procesin që ka ndodhur: Mg Mg2+ Cr+3 Cr0 Cr+6 Cr0

P+3 P+5 Fe+3 Fe+6 P0 P+3

4. Cila nga substancat e mëposhtme sillet si oksiduese dhe cila si reduktuese?

F-1 F0 N-3 N+5 Fe+2 Fe+3 S+4 S+6

N0 N-3 S-2 S+6 Fe+3 Fe0 S+6 S0

5. Cili nga reaksionet e dhënë është redoks?

a) CuO + H2 Cu + H2Ob) NaOH + HCl NaCl + H2Oc) Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + NaCl

d) Zn + HCl ZnCl2 + H2

e) Na + H2O NaOH + H2

f) KCl + AgNO3 AgCl + KNO3

Caktimi i koEFiCiEntËVE nË rEakSionEt rEDokS

2.5

reduktuese.Reaksionet redoks realizohen me anë të procesit të

oksidimit dhe reduktimit. Numri i elektroneve që lëshohen gjatë procesit të oksi-

dimit nga reduktuesi është gjithmonë i barabartë me numrin e elektroneve që merren gjatë procesit të reduk-timit nga oksiduesi.

Duke pasur parasysh këtë rregull të përgjithshëm, cak-tojmë koeficientët në reaksionin redoks.

Kimia 914fa

qe

Caktoni koeficientët në reaksionin redoks.

Zn + FeCl2 ZnCl2 + FeZgjidhje

HaPi i: Duke përdorur rregullat caktojmë n.o. për çdo element:

Zn0 + Fe+2Cl2–1 Zn+2Cl–1

2 + Fe0

HaPi ii: Sipas ndryshimit të vlerave të n.o. përcaktojmë oksiduesin dhe reduktuesin.Atomi Zn0 me n.o. zero lëshon 2e– dhe formon jonin

Zn+2 (n.o. bëhet +2). Pra atomi i zinkut Zn është oksiduar duke dhënë 2 e–. Zinku është reduktuesi. Joni Fe2+ (me n.o. +2) kalon në Fe0 (n.o. zero). Pra joni Fe2+ duke marrë 2e– është reduktuar, joni Fe2+ është oksiduesi.

Shkruajmë gjysëm reaksionet:

Zn0 – 2e– Zn+2 (proces oksidimi)Fe+2 + 2e– Fe0 (proces reduktimi)

HaPi iii: Barazojmë numrin e elektroneve të lëshuara nga reduktuesi dhe të marra nga oksiduesi. Këtë hap e realizojmë duke gjetur shumëfishin më të vogël të përbashkët mes elektroneve të dhëna dhe të marra, që në rastin tonë është 2. Rrjedhimisht faktorët janë 1 dhe 1:

1 Zn – 2e– Zn+2 1 · 2e– = 2e–

1 Fe+2 + 2e– Fe0 1 · 2e– = 2e–

Këto faktorë janë njëkohësisht edhe koeficientët që vendosen para substancave në barazimin e reaksionit të dhënë. Koeficienti një (1) nuk shkruhet.

Shkruajmë barazimin:

Zn + FeCl2 ZnCl2 + Fe

HaPi iV: Kontrollojmë numrin e atomeve të dy elemen-teve. Në rastin tonë numri i atomeve për çdo element është i barabartë në të dy anët. Prandaj shigjetën () e zëvendësojmë me shenjën e barazimit (=):

Zn + FeCl2 = ZnCl2 + Fe.Në barazim është zbatuar ligji i ruajtjes së atomeve.

Shembull 1

Kimia 9 15 fa

qe

Caktoni koeficientët në reaksionin redoks të mëposhtëm:

FeCl2 + Cl2 FeCl3

1 Caktojmë n.o. për çdo element:

FeCl2 + Cl20 FeCl3

2 Shkruajmë gjysëm reaksionet, të oksidimit dhe reduk-timit:

Fe+2 Fe +3 (proces oksidimi)2Cl0 2Cl- (proces reduktimi)

- Elementi klor i lidhur me jonin hekur Fe+2 tek mole-kula FeCl2, nuk e ka ndryshuar n.o.

- Molekula diatomike në barazimet elektronike shkruhen të tilla siç janë në barazim.

Njehsojmë numrin e elektroneve të lëshuara dhe të marra duke gjetur sh.v.p. që në rastin tonë është 2.

Rrjedhimisht faktorët janë 2 dhe 1:

2 Fe+2 Fe+3 (proces oksidimi)

1 2Cl0 2Cl– (proces reduktimi)

Këta faktorë që shërbejnë edhe si koeficientë i vendo-sim para substancave në reaksion:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3Ligj i ruajtjes së atomeve është zbatuar Caktoni koeficientët në reaksionin:

H2SO3 + H2S S + H2O

1 Përcaktojmë n.o. për çdo element:

H2SO3 + H2S S + H2O

2 Shkruajmë gjysëm reaksionet e oksidimit dhe të reduk-timit:

S+4 S0 (proces reduktimi)S–2 S0 (proces oksidimi)

Shembull 2

+2 –1 +3 –1

Shembull 3

–e-

+2 e-

+4e-

–2e-

+1 +4 –2 +1 –2 0 +1 –2

.

–e-.+2 e-

Kimia 916fa

qe

• Përcaktojmë faktorët pasi gjejmë sh.v.p. dhe i vendosim ato në reaksion:

1 S+4 S0 (proces reduktimi)

2 S-2 S0 (proces oksidimi)

H2SO3 + 2H2S 3S + 3H2O

Numri i atomeve të elementeve është i barabartë në të dyja anët e reaksionit. Shkruajmë barazimin kimik:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2OLigji i ruajtjes së atomeve është zbatuar

+4e-

-2e-

PUnË LaBoratori: reaksionet redoks2.6

USHTRI

ME

Caktoni koeficientët: a) Al + O

2 Al

2O

3

b) Cu + Cl2 CuCl

2

c) Fe + CuCl2 FeCl

2 + Cu

d) NH3 +

O

2 N

2 + H

2O

e) NH3 + O

2 NO + H

2O

f ) Fe + H2SO

4 FeSO

4 + H

2

g) Cu + HNO3 Cu(NO

3)

2 + NO + H

2O

h) Cu + HNO3 Cu (NO

3)

2 + NO

2 + H

2O

i) KClO3 KCl + O

2

k) KMnO4 K

2MnO

4 + MnO

2 + O

2

Pajisje dhe substanca: gota kimike, tel alumini Al, HgCl2, H2O, CuCl2, gozhdë hekuri.

Eksperimenti 1: Veprimi i aluminit Al me ujin H2O

Alumini vepron me oksigjenin dhe formon oksidin e aluminit, i cili e bën pasiv aluminin për të vepruar me substanca të tjera.

Alumini vepron mirë me ujin n.q.s. telin e aluminit e zhytim në një kripë të mërkurit divalent HgCl2.

Në një gotë kimike hidhni deri në ¾ e vëllimit ujë. Zhysni në të telin e aluminit pasi të keni hequr shtresën e oksidit të aluminit me kripën e mërkurit (si më lart).

Ç’vini re? Shkruani barazimin kimik të aluminit me ujin. Çfarë substance formohen në trajtën e flogjeve të bardha si të dëborës? Cili është gazi që çlirohet?

Eksperimenti 2: Veprimi i hekurit me klorurin e bakrit

Hidhni në një gotë kimike klorur bakri CuCl2 deri në ¼ e vëllimit. Zhysni në të një gozhdë prej hekuri Fe. Ç’ndryshim vini re me kalimin e kohës? Shkruani reaksionet kimike në çdo rast.

Kimia 9 17 fa

qe

Reaksionet e oksido-reduktimit ndodhin në mënyrë të vetvetishme. Por ato mund të ndodhin edhe nën veprimin e rrymës elektrike, e cila është lëvizje e drejtuar e grimcave me ngarkesë. Zhvillimi i reaksioneve redoks në disa raste shoqërohet me lindjen e rrymës elektrike.

Procese elektrokimike quhen ato procese kimike (reaksione redoks) që zhvillohen nga rryma elektrike, ose zhvillimi i reaksio-neve redoks çon në lindjen e rrymës elektrike. Pjesa e kimisë që studion proceset elektrokimike quhet elektrokimi.

Në elementin galvanik energjia e reaksioneve kimike redoks shndërrohet në energji elektrike.

Elementi galvanik është i ndërtuar nga qarku i jashtëm dhe qarku i brendshëm.

Qarku i jashtëm përbëhet nga dy gjysëmelemente galvanikë (dy elektro-dat), përcjellësi dhe ura e kripës.

Qarku i brendshëm përbëhet nga elektroliti. Çdo metal i zhytur në tretë-sirën ujore të kripës së vet, me përqë-ndrim 1 M, në temperaturën 25ºC përbën gjysëmelementin galvanik (elektrodën).

Ndërtojmë elementin galvanik të quajtur “Elementi DANIEL”, i përbërë nga elektroda e zinkut dhe elektroda e bakrit. Pllaka e zinkut metalik zhytet në tretësirën ujore 1M të sulfatit të zinkut ZnSO4. Ajo paraqitet Zn/ZnSO4. Pllaka e bakrit metalik zhytet në tretësirën ujore 1M të sulfatit të bakrit CuSO4. Ajo shprehet Cu/CuSO4.

Dy pllakat lidhen me anë të një përcjellësi, në të cilin vendoset një voltmetër (për matjen e rrymës). Në të dy gotat futet një gyp në formë U-je që quhet “ura e kripës”. Gypi është mbushur me tretësirë 0,5 M të nitratit të amonit NH4NO3. Skajet e gypit mbyllen me membranë poroze, e cila nuk lejon përzierjen e elektroliteve të gotave me elek-trolitin e gypit në formë U-je.

ELEktrokimia33ELEmEnti gaLVanik3.1

Rrjedhja e rrymës elektrike

e– e– e– e– e–

Kimia 918fa

qe

Funksionimi i elementit galvanikPasi kemi ndërtuar elementin galvanik (kemi mbyllur

qarkun) vërejmë që shigjeta e voltmetrit lëviz. Cili është shkaku i lëvizjes së saj? Si rezultat i lëvizjes së elektroneve nga pllaka e zinkut, tek pllaka e bakrit, ka lindur rrymë elektrike. Zinku është metal më aktiv se bakri, prandaj elektronet lëvizin nga pllaka e zinkut tek pllaka e bakrit.

Në elektrodën e zinkut Zn, atomet e pllakës së Zn lëshojnë 2 elektrone dhe oksidohen sipas barazimit:

Zn0 – 2e– = Zn2+ (1)

Jonet Zn2+ kalojnë në tretësirë, ndërsa elektronet mbeten në pllakë. Elektroda e zinkut ku ndodh procesi i oksidimit quhet anodë dhe është e ngarkuar negativisht.

Elektronet e pllakës së zinkut nëpërmjet përcjellësit kalojnë në drejtim të pllakës (ose elektrodës) së bakrit.

Jonet bakër të tretësirës marrin elektronet që vijnë dhe reduktohen sipas barazimit:

Cu2+ + 2e– = Cu0 (2)

Elektroda e bakrit ku ndodh procesi i reduktimit quhet katodë dhe është e ngarkuar pozitivisht.

Reaksionet që ndodhin në elektroda quhen reaksione elektrodike.

Gjatë funksionimit të elementit galvanik pllaka e zinkut tretet, pra zvogëlon masën e saj. Ndërsa pllaka e bakrit trashet, pra rrit masën.

Me kalimin e kohës pllaka e zinkut tretet dhe elementi galvanik nuk funksionon më.

Reaksioni i përgjithshëm i oksido-reduktimit, që shpreh funksionimin e elementit galvanik është shuma e barazi-meve (1) dhe (2):

Zn0 + Cu2+ Zn2++ Cu0 (3)

Elementin galvanik e shprehim:(–) Zn0/Zn2+//Cu2+/Cu0 (+)

Ç’ndodh në qarkun e brendshëm, në elektrolitet e të dy gotave? A ndryshon bilanci i joneve pozitive dhe negative në çdo elektrolit? Përqendrimi i joneve sulfat (SO4)2– në elektrodën e Zn është zvogëluar. Ndërsa në elektrodën e

Elementi galvanik DaniEl

Kimia 9 19 fa

qe

bakrit përqendrimi i joneve sulfat (SO4)2– është rritur. Gjatë funksionimit të elemen-tit galvanik në qarkun e brendshëm elek-trolitet duhet të jenë elektrikisht asnjanëse. Lëvizjen e anioneve nga katoda [me përqe-ndrim më të lartë të joneve sulfat (SO4)2–] në anodë [me përqendrim më të ulët të joneve sulfat (SO4)2–] e realizon ura e kripës.

Në elementin galvanik energjia e reaksioneve kimike redoks shndërro-het në energji elektrike.

Në elementin galvanik anoda është e ngarkuar negativisht ndodh pro-cesi i oksidimit. Anoda zvogëlon masën e saj.

Katoda është e ngarkuar pozitivisht. Në katodë kryhet procesi i reduk-timit dhe masa e saj rritet.

Elektronet lëvizin nëpërmjet për-cjellësit nga anoda drejt katodës.

Ndërsa anionet, nëpërmjet urës së kripës, kalojnë nga nga katoda drejt anodës.

Mbani mend

Pyetje dhe ushtrime1. Si është ndërtuar elementi galvanik?2. Nga se përfaqësohet qarku i jashtëm? Po qarku

i brendshëm?3. Përse shërben ura e kripës?4. Cili është ndryshimi ndërmjet përcjellshmërisë

elektronike dhe asaj jonike?5. Në reaksionin redoks: Ni + Cu2+ Ni2+ +

Cu0, cili element oksidohet dhe cili reduktohet?6. Po të veshim një lugë argjendi, si do ta përdorim

atë në elementin galvanik, si anodë apo si katodë?

raDHa E aktiVitEtit tË mEtaLEVE3.2Metalet janë në gjendje të ngurtë (me përjashtim të mër-

kurit Hg). Ato karakterizohen nga rrjeta kristalore metalore. Në nyjet e rrjetës kristalore ndodhen kationet e metaleve, ndërsa ndërmjet nyjeve ndodhen elektronet valentore.

Marrim dy gota, në të parën hedhim kripën e një metali aktiv dhe zhysim në të pllakën e metalit aktiv. Në gotën e dytë hedhim kripën e një metali pak aktiv dhe zhysim në të pllakën e metalit pak aktiv.

Në të dy gotat, në kufirin ndarës pllakë-tretësirë, “lind” një shtresë dyfishe. Në gotën ku është zhytur metali aktiv, kationet e rrjetës kristalore të pllakës kalojnë nga pllaka në tretësirë. Ndërsa elektronet valentore mbeten në pllakë, e cila ngarkohet negativisht.

Në gotën ku është zhytur metali pak aktiv ndodh e kundërta. Pse? Elektronet valentore të rrjetës kristalore kalojnë nga pllaka në tretësirë, ndërsa kationet e pllakës mbeten në pllakë. Pra pllaka ngarkohet pozitivisht.

Në të dy rastet, në kufirin ndarës pllakë-tretësirë lind një shtresë dyfishe, e cila karakterizohet nga diferenca potenciale.

Potencial elektrodik standard E0 quhet diferenca poten-ciale e shtresës dyfishe që lind, kur çdo metal zhytet në

Shtresa dyfishe në kufirin ndarës pllakë-tretësirë

të një elektrode

Kimia 920fa

qe

tretësirën 1M të një kripe të tij në temperaturë 25ºC dhe trysni atmosferike. Në praktikë, matja e vlerave të poten-cialeve është e pamundur.

Për të matur vlerat e potencialit elektrodik standard E0 të metaleve përdoret elektroda e hidrogjenit. Me marrë-veshje, vlera e potencialit elektrodik standard të hidro-gjenit është zero: E0

H/H+ = 0

P.sh. matim potencialin elektrodik të zinkut. Ndërtojmë elementin galvanik të përbërë nga elektroda e hidrogjenit dhe elektroda e zinkut, si në figurë.

Reaksioni i përgjithshëm që zhvillohet në këtë element është:

Zn + 2H+ Zn2+ + H02

Siç shihet, elektronet kalojnë nga elektroda e Zn tek ajo e hidrogjenit. Në elektrodën e zinkut ka ndodhur procesi i oksidimit dhe kjo elektrodë përfaqëson anodën.

Ndërsa në elektrodën e hidrogjenit ka ndodhur procesi i reduktimit. Kjo elektrodë përfaqëson katodën. Voltmetri tregon vlerën 0.763 V, që është forca elektromotore e elementit galvanik (f.e.m.).

Dimë që f.e.m. e elementit galvanik jepet me formulën: f.e.m. = E0

katodës – E0anodës

0,76 V = E0H/H+ – E0

Zn/Zn2+0,76 V = 0 – xX = – 0.76 V pra E0

Zn/Zn2+ = – 0,76 V (–) Zn/Zn2+//2H+/H2(+).Për të matur potencialin e elektrodik të bakrit veprojmë

si më lart. Reaksioni i përgjithshëm që ndodh në këtë rast është:

2H0 + Cu2+ 2H+ + Cu0

Elektronet (në qarkun e jashtëm) lëvizin nga elektroda e hidrogjenit, tek elektroda e bakrit.

Në elektrodën e hidrogjenit ka ndodhur procesi i oksidi-mit (anoda). Ndërsa në elektrodën e bakrit ndodh procesi i reduktimit (katoda).

Voltmetri tregon vlerën 0.337 V.f.e.m. = E0

Cu/Cu2+ – E0H/H+

0,337 V = x – 0X = 0.337 V pra E0

Cu/Cu2+ = 0.337 V

Elementi galvanik shprehet: (–) H2/2H+//Cu2+/Cu0 (+).Potenciali elektrodik i një elektrode është i barabartë

Elementi galvanik Zn/Zn2+//2H+/H0

2

Elementi galvanik H0

2/2H+//Cu2+/Cu0

Kimia 9 21 fa

qe

me ndryshimin midis potencialit elektrodik të metalit me potencialin elektrodik të elektrodës së hidro-gjenit (E0

H2/2H+=0).Kështu veprojmë për të gjithë

metalet për të matur vlerën e poten-cialit elektrodik të sejcilit.

Sipas vlerave në rritje të poten-cialeve elektrodike standarde, me-talet vendosen sipas aktivitetit të metaleve, si në tabelë.

Sa më e vogël të jetë vlera e po-tencialit elektrodik të metalit, aq më të theksuara janë vetitë reduktuese të tij, pra ai oksidohet më lehtë. Ndër-sa joni i tij ka veti oksiduese shumë të dobta.

Potencial elektrodik standard është diferenca e potencialit e shtresës dyfishe në kufirin ndarës pllakë-tretësirë të çdo metali që zhytet në tretësirën 1M të kripës së tij në temperaturën 25ºC.

Potenciali elektrodik standard i elektrodës së hidrogjenit është zero: E0H/H

+ = 0. Në një element galvanik të përbërë nga elektroda e metalit aktiv dhe elektroda e hidrogjenit,

anoda është gjithmonë elektroda e metalit aktiv. Ndërsa elektroda e hidrogjenit është anodë në elementin galvanik të përbërë nga elektroda

e hidrogjenit dhe elektroda e një metali pak aktiv (që ndodhen pas hidrogjenit). Sa më të theksuara të jenë vetitë reduktuese të metalit, aq më të dobta janë vetitë oksiduese

të jonit të tij.

Mbani mend

Pyetje dhe ushtrime1. Është dhënë elementi galvanik Mg/Mg2+//Fe2+/Fe. Shkruani barazimin për secilin reaksion

elektrodik si dhe reaksionin e përgjithshëm të këtij elementi galvanik.2. Për skemat e mëposhtme, shkruani barazimet e reaksioneve të mundshme:

Zn + Hg2+= ? + ? Zn + Cu2+ = ? + ? Sn + Fe2+ = ? + ?3. Pse reaksioni i elementit galvanik Zn/Zn2+//Hg2+/Hg është vetëm i kahut:

Zn0 + Hg2+ Zn2+ + Hg0?4. Me elementet Mg, Zn, Ca, Cu, Hg, Pt bëni kombinime të mundshme të një elementi galvanik

funksional.5. Në elementin galvanik të përbërë nga elektroda e hidrogjenit dhe elektroda e argjendit, për-

caktoni anodën e katodën. Shkruani reaksionet elektrodike dhe reaksionin e përgjithshëm.6. Elementi galvanik Mg/Mg2+//Ni2+/Ni e ka f.e.m. 2,14 V. Gjeni E0 Ni2+/Ni kur dimë se E0

Mg/Mg2+ është - 2,37 V.

Gjysmëreaksioni Potenciali elektrodik standard E0

Kimia 922fa

qe

Burimet kimike të rrymës elektrike ndahen në dy kategori:i. Burimet kimike të shkallës së parë (elementet voltaikë

primarë)ii. Burimet kimike të shkallës së dytë (elementet voltaikë

sekondarë)

Në grupimin e parë hyjnë elementet elektrokimikë ku reaksioni kimik përdoret për të prodhuar energji elektrike dhe këto quhen bateri.

Në elementet primarë reaksioni kimik është i pakthye-shëm, pra ata nuk mund të rigjenerohen. Ky grup elemen-tesh ndahet në dy lloje: a) Elementet e lëngët, ose pilat Daniel (nuk përdoret sot); b) Elemente të thatë, ose pilat Leclanche.

Elementet e dytë përbëhen nga anoda prej zinku dhe katoda prej karboni. Masa e elektrolitit është përzierje në formë paste prej NH4Cl, MnO2, ZnCl2 dhe mbushës inert.

Gjatë funksionit të pilës, zinku Zn oksidohet ndërsa në katodë ndodh reduktimi i dioksidit manganit MnO2. Potenciali është 1.50 V. Një tip tjetër i pilave të thata që përdoren në bateritë në formë pullash të vogla të kamerave, makinave llogaritëse, orave të dorës, janë pilat alkalinë. Këto pila në vend të klorur amoni NH4Cl përmbajnë hidroksid kaliumi KOH. Këto bateri janë të ndërtuara nga enë Zn si anodë dhe nga një shufër karboni si katodë. Elekroliti është hidroksid kaliumi ose natriumi. Elementi ka një potencial 1.35 V. Ndërsa elementet voltaikë sekondarë ndahen në: bateri acidike të plumbit dhe bateritë Ni – Cd. Këto lloje baterish mund të rigjenerohen duke kaluar rrymën elektrike nëpër elementet në drejtim të kundërt të shkarkimit. Ky proces quhet ringarkimi i baterisë. Bateritë e automjeteve janë bateri acidike prej plumbi. Elektroda pozitive përfaqësohet nga pllaka prej aliazhi plumbi në formën e rrjetave. Ndërsa elektroda negative përbëhen nga plumb metalik poroz (sfungjeror). Si elektro-lit shërben acidi sulfurik i holluar (d = 1.280). Gjatë shkar-kimit të baterisë (prodhon energji) plumbi poroz oksidohet në jone plumbi. Këto janë të lidhur me jonet sulfat (SO4)2– të elektrolitit dhe veshin elektrodën e plumbit me sulfat plumbi të patretshëm.

Kur bateria shkarkohet ndodh ky reaksion:

Në anodë: Pb + SO42– PbSO4 + 2e–

BatEritË3.3

Prerje tërthore e një baterie të sheshtë

Prerje tërthore e një baterie të zakonshme

Kimia 9 23 fa

qe

Në katodë: PbO2 + 4H+ + SO42– + 2e– PbSO4 + 2H2O

Bateria e plumbit mund të ringarkohet si pasojë e kalimit e elektroneve në drejtimin e kundërt përmes çdo elementi duke aplikuar një potencial nga jashtë. Gjysëm reaksionet janë të kundërtat e atyre që ndodhin kur ele-menti vepron si element voltaik që prodhon rrymë.

Reaksioni i përgjithshëm i baterisë së plumbit, i përftuar nga bashkimi i dy reaksioneve të elektrodave është:

Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42– 2PbSO4 + 2H2O

Një bateri automobili 12V përmban 6 elemente plumbi. Prerje tërthore

e një baterie makine

Në elementet primarë reak-sionet kimike janë të pa-kthyeshëm.

Proceset e shkarkimit të baterisë dhe ringarkimit të saj janë të kundërt.

Mbani mend Pyetje dhe ushtrime1. Si klasifikohen burimet e rrymës elektrike?2. Si është e ndërtuar pila Leclanshe?3. Cilat janë llojet e pilave të thata dhe nga se ndryshojnë ato?4. Shkruani reaksionet elektrodike që ndodhin gjatë funksionit

të baterisë acidike të plumbit.5. Si ndodh ringarkimi tek elementet voltaikë sekondarë?

ELEktroLiza 3.4

Procesi i zhvillimit të reaksioneve redoks nën veprimin e rrymës elektrike, i cili përfundon në veçimin e substancave të thjeshta quhet elektrolizë.

Aparati ku zhvillohet elektroliza quhet elektrolizer.Në elektrolizer dallojmë qarkun e jashtëm dhe qarkun

e brendshëm. Në qarkun e jashtëm bëjnë pjesë elektrodat, burimi i rrymës, përcjellësi. Qarku i brendshëm përbëhet nga elektroliti, i cili mund të jetë në gjendje të shkrirë, ose tretësirë ujore.

Ç’është elektroliti? (Kujtoni!)

Elektroliza me elektrodë inerte (elektrodat nuk marrin pjesë në proces)

a) Elektroliza e klorurit të kaliumit kCl në gjendje të shkrirë. (kClsh)Në elektrolizerin e mbushur me klorur kaliumi të shkrirë

(ku ndodhen vetëm jonet e elektrolitit) KCl(sh) K+ + Cl– vendosim elektrodat inerte, të cilat mund të jenë prej grafiti (C) ose platini (Pt). Dy elektrodat lidhen nëpërmjet për-cjellësit me burimin e rrymës elektrike të vazhdueshme.

Kimia 924fa

qe

Katoda, njëra nga elektrodat, lidhet me polin negativ të burimit të rrymës, ndërsa anoda lidhet me polin pozitiv. Nën ndikimin e rrymës elektrike jonet kalium K+ orientohen drejt katodës, ndërsa jonet klorur Cl– drejt anodës.

Joni kalium K+ duke marrë një elektron nga katoda shndërrohet në atom kalium K0.

Ndërsa joni klorur Cl– i jep një elektron anodës dhe shndërrohet në atom klor Cl0.

Gjysëmreaksionet që ndodhin në elektroda quhen bara-zime elektrodike. Ato janë:

Katodë K+ + e– = K0 (reduktim)Anodë Cl– – e– = Cl0 (oksidim)Meqenëse klori është molekulë diatomike, dy atome

klor formojnë molekulën Cl2.Reaksioni i përgjithshëm është:

2KCl 2K + Cl2

A rritet masa e çdo elektrode? Pse? Jonet klorur Cl– të elektrolitit lëshojnë elektrone në

anodë. Nëpërmjet përcjellësit këto elektrone kalojnë nga anoda tek burimi i rrymës, që bën kalimin e elektroneve në katodë.

Pra elektronet, nëpërmjet qarkut të jashtëm lëvizin nga anoda (+), drejt katodës (–).

b) Elektroliza e tretësirës ujore të klorurit të kaliu-mit: kCluGjatë elektrolizës së tretësirës ujore të një elektroliti

përveç joneve të elektrolitit marrin pjesë dhe jonet e ujit (H+ jon hidrogjen dhe OH– jon hidroksid).Cilat jone ndodhen në tretësirën e klorurit të kaliumit?

KCl K+ + Cl–

H2O H+ +OH–

Në katodë orientohen jonet kalium K+, hidrogjen H+ ndërsa në anodë orientohen jonet klorur Cl– dhe hidroksil OH–.

Cilët jone reduktohen në katodë dhe cilët jone oksidohen në anodë?

Për këtë na ndihmojnë rregullat e shkarkimit të joneve:Në katodë reduktohen (shkarkojnë) më parë se hidrogjeni

H+ kationet e metaleve, të cilët në radhën e aktivitetit ndodhen pas aluminit Al.

Në anodë oksidohen (shkarkojnë) më parë se joni hidroksil OH- i ujit anionet e mbetjeve acide që nuk përmbajnë

Elektroliza e KCl (sh)

Elektroliza e KCl (u)

Kimia 9 25 fa

qe

oksigjen. Në rast se anioni i mbetjes acide ka oksi-gjen, në anodë shkarkon joni hidroksil OH– i ujit.

Sipas rregullave të mësipërme përcaktojmë se: Në katodë reduktohet joni hidrogjen H+.

H+ + e– = H0

Molekula e hidrogjenit është molekulë diatomike; dy atome hidrogjen formojnë molekulën hidrogjenit H2.

Në anodë oksidohet joni klorur Cl–: Cl– – 1e– = Cl0

Molekula e klorit është molekulë diatomike, dy atome klor formojnë molekulën Cl2. Reaksioni i përgjithshëm është:

2KCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2K+ + 2OH–

Jonet Kalium K+ dhe jonet hidroksil OH– që nuk shkarkohen në elektroda, janë jone me shenja të kundërta dhe formojnë molekulën e hidroksidit të kaliu-mit KOH. Produkti i dytë i mbetur në elektrolizer është hidroksidi i kaliumit KOH.

Elektrolizë quhet procesi i oksido-reduktimit që ndodh gjatë kalimit të rrymës ele-ktrike në një elektrolit në gjendje të shkrirë, ose në tretësirë ujore, që përfu-ndon me veçim substan-cash të thjeshta.

Kationet janë jone me ngar-kesë pozitive dhe quhen kështu, sepse orientohen drejt katodës (negative).

Quhen anione, jonet me ngarkesë negative të cilat orientohen drejt anodës (pozitive).

Elektronet lëvizin nga ano-da tek katoda nëpërmjet qarkut të jashtëm.

Mbani mend

Pyetje dhe ushtrime1. Ç’është elektroliza?

2. Ç’kuptoni me termat: elektrolizë, qark i jashtëm, qark i brendshëm?3. Si e kuptoni termin elektrodë inerte? Cilat janë të tilla?4. Cilat janë rregullat e shkarkimit të joneve?5. A ndodh shpërbashkimi i elektroliteve vetëm nën ndikimin e ujit? Po të nxehtësisë?6. Nga se ndryshon elektroliza e bromur kaliumi KBr të shkrirë dhe KBr tretësirë ujore?7. Shkruani barazimet e proceseve elektrodike të bromurit të magnezit MgBr2 të shkrirë dhe në

tretësirë ujore.

SHEmBUj ELEktroLizE mE ELEktroDa inErtE 3.5Elektroliza e tretësirës ujore të nitratit të zinkut

Në elektrolizer hedhim tretësirë ujore të nitratit të zinkut Zn(NO3)2(u). Cilët jone formohen dhe cilët jone orientohen drejt katodës?

Dimë që: Zn(NO3)2 Zn2+ + 2NO3–

H2O H+ + OH–

Drejt katodës orientohen jonet e zinkut Zn2+ dhe jonet hidrogjen H+, ndërsa në anodë orientohen jonet nitrat NO3

– dhe jonet hidroksil OH–.