Koncepte tё pёrgjithshme pёr kiminё analitike

1- Tretёsirat ujore

1.1- Tretёsirat elektrolite

Uji vlerёsohet si njё nga tretёsit mё tё mirё dhe njё nga ambientet mё tё pёrshtatshёm pёr mjaft nga reaksionet kimike. Nё njё tretёsirё ujore, mjaft komponime kimike treten dhe sillen si elektrolitё (pёrcjellin rrymёn elektrike) pёr shkak tё shpёrbashkimit tё tyre deri nё jone. Kur janё ende në gjëndje tё ngurtë, elektrolitët përbëhen vetëm nga jone të cilat janë të shpërndarë në mënyrë të rregullt në nyjet e rrjetës kristalore tё materjalit tё ngurtё dhe mbahen aty me anë të forcave tërheqëse elektrostatike. Kur edhe këto substanca i tretim në ujë, jonet e tyre kalojnë në tretësirë njëri pas tjetrit si jone të pavarura dhe jo si molekula që shpërbashkohen kur vijnë në kontakt me ujin.1.2- Shkalla e shpërbashkimit të një elektroliti

Në tretësirat ujore të elektroliteve, krahas me shpërbashkimin e molekulave në jone, ndodh edhe procesi i anasjelltë, d.m.th. ai i formimit të molekulave si pasojë e bashkimit të joneve. Si pasojë, procesi i shpërbashkimit elektrolitik është një reaksion i prapsueshëm, d.m.th. jonet e pёrftuara nga shpërbashkimi, janë në ekuilibër kimik me molekulat e elektrolitit që ndodhen në tretesirë:

Shpërbashk.

K+A- <===> K+ + A-

Molarizim.

Për ta karakterizuar nga ana sasiore kёtё ekuilibёr, përdoren një sërë nocionesh sikurse ёshtё edhe ajo e gradёs (ose shkallёs) sё shpërbashkimit ().

Gradë të shpërbashkimit () të një elektroliti, quajmë raportin ndërmjet moleve (molekulave) të shpërbashkuara (n) dhe numrit të përgjithshëm të moleve të tij që janë të tretura (N).

= n/N

Shembull 1:Në një litër tretësirё të acidit acetik 0,1M, janë shpërbashkuar në jone vetëm

0,0013 mole. Sa është grada e shpërbashkimit?

ZgjidhjeDuke zbatuar formulën = n/N Kemi:

= 0,0013/0,1 = 0,013

Grada e shpërbashkimit () varet:1 - Nga natyra e elektrolitit.

2 - Nga përqëndrimi i tretësirës.3 - Nga temperatura e tretësirës.

Grada e shpërbashkimit - rritet me hollimin e tretësirës.Nё praktikё, shkalla e shpёrbashkimit shprehet nё %, pra % = n/Nx100.E shprehur nё kёtё mёnyrё pёr shembullin e mёsipёrm do kemi:

% = 0,0013/0,1x100 = 1,3%Përcaktimi i shkallës së shpërbashkimit të elektrolitëve të ndryshëm, na mundëson

të krijojmë një ide mbi fortësinё e vetë elektrolitit. Sipas kёsaj shkalle, elektrolitёt mund tё vlerёsohen si elektrolitё tё fortё ose elektrolitё tё dobёt. Pranohet konvencionalisht se tretёsirat me > 40% tё quhen elektrolitё tё fortё dhe ato me < 20% elektrolitё tё dobёt. Nё vlerat ndёrmjetёse janё elektrolitё ndёrmjetёs.

Nё tabela 1 kemi dhёnё shembuj grupimi tё kёtyre lloj elektrolitёsh pёr nga shkalla e fortёsisё sё tyre:

Tabela 1Klasifikimi elektrolitёve pёr nga shkalla e fortёsisё

Elektrolitё tё fortё Elektrolitё tё dobёt1- Disa acide inorganikё si HNO3,

HClO4, H2SO4, HCl, HI, HBr, HClO3, HBrO3 etj.

2- Bazat e elementёve alkalino-toksorё (elementёt e grupit tё Irё A).

3- Njё pjesё e kriprave minerale kryesisht ato me prejardhje bazё e fortё acid i fortё.

1- Shumica e acideve inorganikё si H2CO3, H3BO3, H2PO4, H2S, H2SO3 etj.

2- Shumica e acideve organike.3- Amoniaku dhe shumica e

komponimeve me prejardhje prej tij.

4- Halogjenurёt, cianurёt, dhe tiocianurёt e Hg, Zn, dhe Cd.

1.3- Kostantja e shperbashkimit tё elektrolitёve

Kostantja e shpërbashkimit është gjithashtu një madhësi që përdoret për të karakterizuar nga ana sasiore shpërbashkimin e elektrolitëve të dobët. Shpërbashkimi i një elektroliti të dobët shprehet me reaksionin:

Shpërbashk.AB < ========= > A+ + B-

Molarizim.

Në gjëndjen e ekuilibrit të këtij shpërbashkimi, duke zbatuar ligjin e veprimit të masave (shiko procesin e ekuilibrit nё vazhdim tё kёtij kapitulli), mund tё nxjerrim:

K =

Konstantja e ekuilibrit K në këtë rast qё i pёrket edhe reaksionit tё drejtё, quhet edhe konstante e shpërbashkimit (mund tё shёnohet edhe me Kshp). Madhësia e saj mbetet e pandryshuar për çfarëdo përqendrimi të tretësirës. Ajo varet vetёm nga natyra e elektrolitit dhe temperatura, rrjedhimisht konstantja e shpërbashkimit në krahasim me

shkallën e shpërbashkimit, karakterizon më saktë aftësinë e elektrolitit për tu shpërbashkuar. Sa më e madhe të jetë Kshp, aq më i madhë është edhe përqendrimi i joneve gjatë ekuilibrit, aq më fort shpërbashkohet njё elektrolit i dhënë.

Ekziston veç njё lidhje midis dy madhësive të përmëndura ( dhe Kshp) mvartësi që njihet me emrin ligji i hollimit i Ostvaldit.

Për të nxjerë këtë ligj, le të marim shëmbullin e shpërbashkimit të NH4OH:

NH4OH <===> NH4+ + OH-

Përqëndrimi i joneve [NH4+] dhe [OH-] në eikuilibër, është i barabarte me

përqendrimin fillestar të hidroksidit të amonit CNH4OH të shumëzuara me shkallën e shpërbashkimit d.m.th.:

[NH4+] = [OH-] = CNH4OH

Përqendrimi i molekulave të pashpërbashkuara të hidroksidit të amonit në ekuilibër do të jetë:

[NH4OH] = CNH4OH – (CNH4OH x ) = CNH4OH (1-)

Duke vendosur vlerat e përqendrimeve të joneve dhe të molekulave në barazimin e konstantes së shpërbashkimit të hidroksidit të amonit, do të kemi:

K = =

Në formën e saj të përgjithshme, për çfarëdo elektroliti të dobët që shpërbashkohet ne dy jone, shprehja e mësipёrme merr formën:

K =

N.q.s. shkalla e shpërbashkimit të elektrolitit të dobët është shumë e vogël ( < 0,05), madhësia (1-) mund të merret e barabartë me njësinë. Atëhere formula e mësipërme shprehet si më poshtë:

K = C2 prej ku:

=

Si rrjedhim, shkalla e shpërbashkimit të elektrolitit të dobët është në përpjestim të drejtë me rrënjën katrore të raportit të kostantes së shpërbashkimit dhe përqendrimit të elektrolitit.

1.4- Aktiviteti i joneve tek elektrolitёt e fortё

Në tretësirën ujore, si elektrolit të fortë vlerёsohen siç pёrmёndёm edhe mё lartё, ato komponime tё cilat tentojnё tё shpërbashkohet plotësisht. Por edhe nё kёtё situatё, çdo jon i prejardhur nga komponimi i shpёrbashkuar nuk është i izoluar por përkundrazi, është i rrethuar nga jone të tjera që përbëjnë një atmosferë me shenjë të kundërt rreth atij joni. Ky ndërveprim, varet nga ngarkesa e të gjitha joneve të pranishme në tretësirë. Për vlerësimin e kёsaj gjёndjeje tё një elektroliti të fortë, përdorim konceptin e aktivitetit, që shpreh përqendrimin aktiv (veprues efektiv) të joneve të tretësirës. Ky përqendrim aktiv (ajon) është në përpjestim të drejtë me përqendrimin faktik (cjon) të joneve të tretësirës dhe jepet me barazimin:

ajon = f cjon (1)

Ku -f është koefiçienti i përpjesëtimit që merr parasysh bashkëveprimin midis joneve të dhëna në mjedisin rrethues. Koefiçientin -f- e quajmë edhe koefiçient të aktivitetit.

Në tretësira të holluara me përqendrim të elektrolitit më të ulëta se 0.0001 mol/l, koefiçienti i aktivitetit i afrohet njësisë dhe ajon = cjon.

Meqenëse koefiçienti i aktivitetit në tretësirat e elektrolitëve të fortë është më i vogël se një (f < 1), rrjedh se aktiviteti i joneve është më i vogël se përqendrimi i tyre (ajon < cjon). Kështu, në tretësirën 0.1M të HCl, koefiçienti -f për jonet me ngarkesë si H+

dhe Cl-, është i barabartë me 0.81. Prandaj përqendrimi aktiv i joneve H+ dhe Cl- do të jetë:

aH+ = CH+ x f = 0.1 x 0.81 = 0.081 mol-jon/l

Në të njëjtën mënyrë arsyetojmë dhe për llogaritjen e aktivitetit të joneve Cl-

aCl- = CCl- x f = 0.1 x 0.81 = 0.081 mol-jon/l

Kështu, aktiviteti i joneve H+ dhe Cl- në tretёsirën 0.1M të HCl është pak më i vogël se përqendrimi i tyre faktik që përftohet gjatë shpërbashkimit të të gjitha molekulave të HCl në jone.

Koefiçienti i aktivitetit -f ndryshon me ndryshimin e përqendrimit të elektrolitit. Sa më i madhë të jetë përqendrimi i elektrolitit, aq më e vogël vlera e koefiçientit të aktivitetit. Për një jon të dhënë, n.q.s. përqendrimi nuk është tepër i lartë, koefiçienti i aktivitetit varet nga valenca e jonit dhe forca jonike e tretësirës.

Lidhja midis koefiçientit të aktivitetit dhe forcës jonike, në mënyrë të përafërt jepet si poshtë vijon:

-logf = Z2A (2)

Ku: A - faktor numerikZ – valenca e jonit të dhënë. - forca jonike e cila llogaritet sipas formulës:

= ½ Ci Zi2(3)ku Ci është përqëndrimi i jonit.

Sipas formulës (2) rrjedh se, me rritjen e forcës jonike të një elektroliti, zvogëlohet koefiçienti i aktivitetit të tij. P.sh. le të llogarisim forcën jonike të një tretësire 0.5M të NaCl dhe të tretësirës 0.5M të MgCl2.

0.5M NaCl = ½ [(0.5 x 12) + 1 (0.5 x 12)] = 0.50.5M MgCl2 = ½ [(0.5 x 22) + 2 (0.5 x 12)] = 1.5

Siç duket, tretësira e MgCl2, megjithëse ka përqendrim molar të njëjtë me atë të NaCl, forcën jonike e ka tre herë më të madhe.

2- Teoria e acideve dhe bazave sipas teorisё protolitike

Një përkufizim më i gjërë dhe më i përgjithshëm ishte dhënë (në të njëjtën kohë dhe pavarësisht nga njëri tjetri) prej Bronshted dhe Lovri, teori e cila emёrtohet teoria protolitike e acideve dhe bazave. Sipas kёsaj teorie:

Acid quhet ajo substancë e cila ka aftësi të japi protone, ndërsa bazë quhet ajo substancë që ka aftësi të marrë protone.

Për shëmbull, kloruri i hidrogjenit quhet acid sepse ka aftësi të japi një proton kur tretet në ujë:

HCl(l) + H2O(l) ⇆ H3O+(l) + Cl-

(l)

H3O+ quhet joni hidroksium. Në këtë rast tretësi (uji) vepron si bazë, mbasi merr një proton. Theksojmë që uji mund të sillet ose si acid ose si bazë në reaksionet acid - bazë, sipas teorisë protolitike.

Shembuj tё tjerё tё natyrёs sё mёsipёrme janё edhe ato qё jepen nё tabela 2

Tabela 2Shembuj tё vlerёsimit acid-bazё sipas teorisё protolitikeAcide Protone tё dhёnё Baza

CH3COOHH2OH3O+

NH4+

HCO3-

H2S

H+

H+

H+

H+

H+

H+

CH3COO-

OH-

H2ONH3

CO32-

HS-

Nje shtesë e përkufizimit të dhënë nga Bronshted dhe Lovri për acidet dhe bazat, është koncepti i çiftit acid - bazë e konjuguar, të cilin mund ta përkufizojmë:

Një acid ka edhe bazën e tij të konjuguar ose si një bazë ka edhe acidin i tij të konjuguar.

Baza e konjuguar e një acidi është substanca që ngelet mbasi një proton është larguar nga acidi. E kundërta, nje acid i konjuguar rezulton prej bashkimit të një protoni nga një bazë. Rjedhimisht, çdo acid ka një bazë të konjuguar dhe çdo bazë ka një acid të konjuguar.

Për shëmbull, joni klorur (Cl-), është baza e konjuguar e formuar nga HCl dhe H2O është baza e konjuguar e H3O+. Në mënyrë të ngjashme, jonizimi i acidit acetik mund të paraqitet si më poshtë:

CH3COOH(l) + H2O(l) ⇆ H3O+(l) + CH3COO-

(l)

acidi1 baza2 acidi2 baza1

Nënëshkrimet 1 dhe 2, tregojnë dy çifte acid-bazë të konjuguara. Kështu, joni acetat CH3COO- është baza e konjuguar e CH3COOH.

Joni hidroksil (OH-) është një bazë sepse ai pranon një proton:H3O+

(l) + OH-(l) ⇆ 2H2O(l)

Amonjaku sipas teorisë protolitike klasifikohet si bazë, mbasi ai ka aftësinë të marrë një proton:

NH3(l) + H2O(l) ⇆ NH (l) + OH-(l)

baza1 acidi2 acidi1 baza2

Në këtë rast, joni OH- është një bazë e konjuguar e acidit H2O, ndërsa joni NH është acidi i konjuguar i bazës NH3.

Nё vartёsi nga kushtet e zhvillimit tё njё reaksioni ka mjaftё komponime qё mund tё vlerёsohet si acide ose baza. P.sh. siç kemi pёrmёndur edhe mё lart, uji ёshtё njё substancё e tillё qё mund tё sillet si acid ose si bazё:

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+

NH3 + H2O = NH4+ + OH-

Siç shihet, nё reaksionin e parё uji sillet si bazё sepse merr proton, pёrkundrazi nё reaksionin e dytё sillet si acid sepse jep proton.

Shembuj tё tjerё tё sё njejtёs natyrё janё dhёnё nё tabela 3

Tabela 3

Komponimi ± H+ VlerёsimiH2O acidH2O bazёHS- acidHS- bazёHCO3

- acidHCO3

- bazёHSO4

- acidHSO4

- bazё

- H+

+ H+

- H+

+ H+

- H+

+H+

- H+

+ H+

OH- bazёH3O+ acidS-2 bazёH2S acidCO3

-2 bazёH2CO3 acidSO4

-2 bazёH2SO4 acid

Shpesh tretёsirat e komponimeve qё mund tё japin me lehtёsi protonet mund tё emёrtohen edhe si tretёsira protogjene, ato qё mund ti marin me lehtёsi protonet mund tё emёrtohen si tretёsira protofile, ndёrsa komponimet me sjellje tё dyfishtё mund tё quhen edhe komponime amfotere ose amfoproteike.

Nё kategorizimet e mёsipёrme, kemi edhe disa kopmponime tё cilat i shfaqin vetitё amfotere mbrenda tyre. Kёto raste emёrtohen si autoprotolizё. Disa shembuj tё autoprotolizёs po i japim mё poshtё:

bazё1 + acid2 ↔ acid1 + bazё2

H20 + H20 ↔ H30+ + OH-

CH3OH + CH3OH ↔ CH3OH2+ + CH3O-

HCOOH + HCOOH ↔ HCOOH2+ + HCOO-

NH3 + NH3 ↔ NH4+ + NH2

+

Procesi i autoprotolizёs lidhet ngushtё veç treguesve tё tjerё edhe me temperaturёn e ambientit.

3- Ekuilibri kimik

3.1- Ekuilibri kimik nё sistemet homogjene

Shpejtësia e një reaksioni, normalisht varet nga përqendrimi i komponimeve që bashkëveprojnë midis tyre. Kjo shpejtёsi pёr njё reaksion tё trajtёs sё pёrgjithshme, sipas ligjit tё veprimit tё masave do shprehej me barazimin e mёposhtёm:

Aa + bB V = k [A]a [B]b

Me fillimin e reaksionit kimik, shpejtësia e reaksionit të drejtë fillon tё zvogëlohet pёr sa kohё që substancat fillestare harxhohen. Njëkohësisht fillon tё rritet shpejtësia e reaksionit të kundёrt sepse ёshtё përqendrimi i produkteve qё fillon tё rritet. Ky ndryshim i shpejtёsive tё dy reaksioneve do vazhdojё deri nё atё kohё, sa tё arihet barazimi i tyre. Si përfundim, përqendrimet ju afrohen vlerave fikse ndërkohë që dy shpejtësitë marrin vlera të njejta. Kjo vlerёsohet si gjёndje ekuilibri kimik i njё reaksioni tё dhёnё, ekuilibёr qё shprehet me barazimin e mёposhtёm:

aA + bB cC + dDV1 = k1 [A]a [B]b

V2 = k2 [C]c [D]d

V1 = V2

k1 [C]c [D]d

K = ---- =---------------- k2 [A]a [B]b

Shpesh barazimi i mёsipёrm quhet ligji i ekuilibrit për reaksionin. Vlera numerike e K është e ndryshme në temperatura të ndryshme.

Konstantet e ekuilibrit përdoren kryesisht për dy qëllime:

1. Sipas vlerës së saj marim të dhëna lidhur me pyetjen se deri në momentin e arritjes së ekuilibrit, në ç’masë reaksioni është zhvilluar në drejtim të formimit të produkteve. Pёrgjigjien e kёsaj pyetjeje mund ta përmbledhim si më poshtë:

K shumë e madhe: Reaksioni zhvillohet gati plotësisht nё kahun e tij tё drejtё.K = 1 Përqendrimet e produkteve dhe të substancave fillestare në

ekuilibër janë praktikisht të qёndrueshme.K shumë e vogël Reaksioni zhvillohet gati plotësisht nё kahun e tij tё

kundёrt.

2. Na ndihmonë të përcaktojmë në se në çfarё kushtesh të caktuara, një reaksion i dhënë kimik do të jetë i vetvetishëm nё sensin e drejtë apo tё kundërt tё tij.

Raporti midis përqendrimeve të produkteve dhe përqendrimeve të substancave fillestare, formalisht i njejtë me konstanten e ekuilibrit por jo medoemos në kushtet e ekuilibrit, është quajtur kuociente e reaksionit, Q.

Në qoftë se në një eksperiment të dhënë Q është më e vogël se K, reaksioni do të shkojë në mënyrë të vetvetishme në sensin e drejtë. E kundërta, në qoftë se kuocientia Q është më e madhe se K do të thotë se sasia e produkteve është e tepërt dhe reaksioni do të zhvillohet vetvetiu në sensin e kundërt. Kështu, një krahasim midis raportit të përqendrimeve në kushtet e eksperimentit apo kuocientes së reaksionit me konstanten e ekuilibrit na lejon të parashikojmё drejtimin në të cilin do të vazhdojë vetvetiu reaksioni:

Q < K (reaksioni i drejtë është i vetvetishëm)Q > K (reaksioni i kundërt është i vetvetishëm)Q = K (produktet dhe substancat fillestare janë në ekuilibër)

3.2- Ekuilibri kimik nё sistemet heterogjene

Pёr tё perceptuar çfarё kuptojmё me ekuilibra heterogjenё është e nevojshme të pёrdorim konceptin e fazës:

Një fazë e një sistemi homogjen është e përbërë nga një sasi e matshme materie, fizikisht dhe kimikisht homogjene, e cila mund të ndahet me metoda fizike nga fazat e tjera të sistemit. Kёshtu mund tё themi se, të gjitha substancat e gazta që bëjnë pjesë në një sistem homogjen përbëjnë një fazë të vetme të gaztë. Kjo sipas vetisë që secili gaz në një përzierje të gaztë, kёrkon që të okupoj në mënyrë homogjene tё gjithë hapësirën në dispozicion. Në mënyrë të ngjashme mund tё themi se, të gjitha substancat e tretura në të njejtin tretës, përbëjnë së bashku me tretësin, një fazë të vetme të tretur, sipas vetisë që secila prej substancave të tretura kёrkon që të zërë në mënyrë homogjene tё gjithë hapësirën në dispozicion. Kështu për shembull, kloruri i natriumit, glukoza dhe nitrati i kaliumit, të tretur në ujë përbëjnë një fazë të vetme qё ёshtё tretësira e NaCl, C6H12O6, KNO3 në H2O. Në fakt, çdo porcion i kёsaj tretёsire ka veti të njejta fizike e kimike.

Në një reaksion homogjen (ose në një ekuilibër homogjen) të gjitha substancat bashkëvepruese si edhe produktet e reaksionit janë në të njejtën fazë (prandaj edhe emërtohet si reaksion homogjen).

Kur në përzierjen e një reaksioni ka më shumë se një fazë, themi se ai është një reaksion heterogjen.

Disa shembuj që hasen shpesh edhe në jetën e përditshme janë djegija e drurit apo shkarkimi i një baterie. Një shembull tjetër është zbërthimi termik i bikarbonatit të natriumit i cili ndodh kur e hedhim mbi zjarr:

2NaHCO3(ng) <==> Na2CO3(ng) + H2O(g) + CO2(g)

Edhe reaksionet heterogjene, si ato homogjene, arrijnë kushtet e ekuilibrit. Në qoftë se p.sh. kripa e NaHCO3 do të vendoset në një enë të mbyllur, në mënyrë që si CO2

dhe H2O të prodhuar nga shpërbashkimi i saj të mos mund të largohen, atëhere gazet dhe substancat e ngurta arrijnë një ekuilibër heterogjen. Ligji i ekuilibrit për këtë reaksion do të jetë:

K = [Na 2CO H O COng g g3 2 2

2( ) ( ) ( )][ ][ ]

[ ]NaHCO3 (ng)

Por ligji i ekuilibrit që ka të bëjë si me lëngjet ashtu edhe me substancat e ngurta mund të shkruhet edhe në një formë më të thjeshtë pёr faktin se përqendrimi i një lëngu apo i një substance të ngurtë nuk ndryshon (raporti i moleve të substancës me vëllimin e saj është një madhësi konstante). Me fjalë të tjera, pёr reaksionin e mёsipёrm, përqendrimi i NaHCO3 është konstant, mjafton që një farë sasie e tij të jetë e pranishme në përzierjen e reaksionit. Pёr kёtё arsye ligji i ekuilibrit për reaksionet heterogjene shkruhet pa termat që i takojnë substancave të ngurta dhe lëngjeve të pastër.

Shembull 2Bioksidi i squfurit, një ndotës i atmosferës, mund të largohet nga një përzierje e

gaztë duke kaluar përzierjen nëpër oksid kalciumi. Ekuacioni i reaksionit është:

CaO(ng) + SO2(g) <===> CaSO3(ng)

Shkruani ligjin përkatës të ekuilibrit kimik.

Zgjidhje:Përqendrimet e dy substancave të ngurta, CaO dhe CaSO3, bëjnë pjesë në

konstanten e ekuilibrit të reaksionit. I vetmi term që do të vendoset në shprehjen e veprimit të masave është ai i SO2. Prandaj dhe ligji i ekuilibrit do të jetë:

Kc = 1

[SO2(g) ]

3.3- Produkti i tretshmërisë

Dihet qё komponime tё ndryshme, tek i njejti tretёs, dallohen pёr shkallё tё ndryshme tretshmёrie Për të studiuar këto diferenca në tretshmëri, ekuilibrat duhen

studiuar nga ana sasiore. Le të shqyrtojmë p.sh. rastin e CaCO3. Kur kjo substancë hidhet në ujë tretet shumë pak duke u vendosur ekuilibri:

CaCO3(ng) <==> Ca2+(aq) + CO32-(aq)

Si zakonisht, mund të shkruajmë kushtin e ekuilibrit që është:

K = [Ca 2+ ][ ][ ]( )

COCaCO ng

32

3

-

Ky ekuilibër është një ekuilibër heterogjen. Thamë më sipër se, përqendrimi i një substance të ngurtë të pastër është një madhësi konstante. Kjo do të thotë se emëruesi i shprehjes së veprimit të masave, CaCO3(ng), është një konstante që mund ta kombinojmë me K për të marrë një konstante tjetër:

[Ca2+][CO32-] = K x [CaCO3(ng)]

Kjo konstante e re quhet konstante e produktit të tretshmërisë, Kpt. rrjedhimisht pёr rastin e reaksionit tё mёsipёrm mund tё shkruajmё:

Kpt = [Ca2+][CO32-]

Shumë kripra, kur shpërbashkohen, formojnë më shumë se një jon të një tipi të dhënë. Një shembull i tillë është sulfuri i argjentit, Ag2S. Çdo molekulë Ag2S jep dy jone argjent dhe një jon sulfur. Kështu reaksioni që jep ekuilibrin e tretshmërisë është:

Ag2S(ng) <==> 2Ag+(aq) + S2-(aq)

Si zakonisht, eksponentët e përqendrimeve në shprehjen e veprimit të masave janë të barabartë me koeficientët e ekuacionit të barazuar. Kështu, shprehja e produktit të tretshmërisë për Ag2S është:

Kpt = [Ag+]2 x [S2-]

Shembull 3Tretshmëria molare e Ag2S në ujë të pastër është 1,3 x 10-17 mol/l. Sa është Kpt për

Ag2S?

Zgjidhje:Ekuacioni i ekuilibrit është:

Ag2S(ng) <==> 2Ag+(aq) + S2-(aq)

Ndërsa shprehja e Kpt:Kpt = [Ag+]2.[S2-]

Fillimisht në ujë nuk kemi as jone Ag+ dhe as jone S2-, kështu që përqendrimet e tyre fillestare janë zero. Kur 1,3 x 10-17 mole Ag2S treten në një litër ujë, përftojmë 1,3 x 10-17mole S2- dhe 2x(1,3 x 10-17) mole Ag+ (shiko reaksionin). Tani mund të ndërtojmë tabelën e përqendrimeve:

Ag2S (ng) <===> 2Ag+(aq) + S2-(aq)________________________________________

Përqendrimet fillestare (M) 0,0 0,0Përqendrimit kur Ag2S tretet (M) + 2x(1,3 x 10-17) + 1,3 x 10-17

Përqendrimet në ekuilibër (M) 2,6.10-17 1,3.10-17

Duke zëvendësuar përqendrimet e ekuilibrit në shprehjen e Kpt marrim:

Kpt = (2,6.10-17)2 x (1,3.10-17) = 8,8.10-51

Shembull 4

Tretshmëria molare e PbCl2 në një tretësirë NaCl 0,10M është 1,7 x 10-3 mol/l. Sa është Kpt për PbCl2?

Zgjidhje:Fillojmë duke shkruar ekuacionin e ekuilibrit dhe shprehjen e Kpt:

PbCl2(ng) <==> Pb2+(aq) + 2Cl-(aq)Kpt = [Pb2+][Cl-]2

PbCl2 tretet në një tretësirë të NaCl e cila përmban 0,10 mole Cl- (përmban edhe 0,10 mole Na+, por ky fakt nuk është i rëndësishëm sepse Na+ nuk bën pjesë në shprehjen e Kpt). Përqendrimi fillestar i Pb2+ është zero, meqenëse fillimisht ai nuk gjendet në tretësirë, ndërsa përqendrimi fillestar i Cl- është 0,10M. Kur PbCl2 tretet në tretësirën e NaCl, përqendrimi i Pb2+ rritet me 1,7 x 10-3 M, ndërsa përqendrimi i Cl- rritet me 2 x (1,7 x 10-3 M). Tani mund të. ndërtojmë tabelën e përqendrimeve.

PbCl2 <===> Pb2+(aq) + 2Cl-(aq)__________________________________

Përqendrimet fillestare (M) 0,0 0,0

Përqendrimet kur tretet PbCl2 (M) +1,7 x 10-3 +2 x (1,7 x 10-3)Përqendrimet në ekuilibër (M) 1,7 x 10-3 0,10+ 0,0034=0,10

Duke zëvendësuar vlerat e përqendrimeve në ekuilibër në shprehjen e Kpt marrim:Kpt = (1,7.x 10-3) x (0,10)2

= 1,7. 10-5

3.4-Ndikimi i jonit të përbashkët

Supozojmë se mbas arritjes së ekuilibrit në reaksionin e mëposhtëm:

CaCO3(ng) <==> Ca2+(aq) + CO32-(aq)

Shtohen jone Ca2+ duke tretur në tretësirë një sasi CaCl2. Rritja e përqendrimit të jonit Ca2+ ndryshon ekuilibrin dhe në përputhje me parimin Lë Shatëlie, do ta çvendosë nga e majta duke përdorur një pjesë të joneve Ca2+ të shtuar. Kjo do të bëjë që tё pengohet qё sasi të tjera CaCO3 të fundërojnë. Kështu, me vendosjen e ekuilibrit të ri në tretësirë do të ketë më shumё CaCO3.

Në këtë shembull, joni Ca2+ i pranishëm në tretësirën përfundimtare, ka dy prejardhje: Nga CaCl2 dhe nga CaCO3 që mbetet në tretësirë kur ekuilibri të jetë rivendosur. Meqenëse joni kalcium është i përbashkët për të dy kripërat, është quajtur jon i përbashkët. Shtimi i jonit të përbashkët ul tretshmërinë e CaCO3. CaCO3 është më pak i tretshëm në ujë në qoftë se është i pranishëm CaCl2 (apo çdo kripë tjetër e tretëshme e kalciumit).

Ulja e tretshmërisë për shkak të shtimit të një joni të përbashkët është quajtur ndikimi i jonit të përbashkët.

Nё tabela 4 kemi dhёnё vlerat e Kpt pёr njё numёr komponimesh kimike me pёrdorim tё gjёrё praktik. Nё manuale tё tjera kimike, gjinden natyrisht tё dhёna edhe mё tё plota pёr kёtё tregues.

Njohurit qё lidhen me ndikimin e jonit të përbashkët janë veçanёrisht të vlefshme nё aplikimet e kimisё analitike. Kështu, në qoftë se dëshirojmë të largojmë jonet Ca2+ nga një tretësirë e dhёnё (p.sh. nga një ujë i fortë ku jonet Ca2+ formojnë me sapunin një kripë të pa tretëshme) mund të shtojmë Na2CO3, duke krijuar kështu një përqendrim të lartë të joneve CO3

2-, e cila nga ana e tij ndikon qё të ulet tretshmëria e CaCO3, duke zvogëluar njëkohësisht sasinë e joneve Ca2+ të pranishme në tretësirë.

4- Pёrbёrjet komplekse

4.1- Vlerёsimi i komponimeve komplekse

Shumë komponime të bakrit, nikelit, hekurit, platinit, kobaltit dhe të metaleve të tjerë, kanë formula empirike jo të zakonëshme. Ata quhen komponime komplekse ose komponime koordinimi. Vetia që i dallon më shumë është prania e dy, katër, pesë, gjashtë dhe ndonjëherë më shumë grupeve kimikë, të cilat vendosen gjeometrikisht rreth jonit metalik. Këta grupe mund të jenë molekula asnjanëse, katione ose anione. Molekulat ose jonet e lidhur tek atomi qëndror quhen ligande.

Tabela 4

Konstantet e produktit të tretshmërisë

Tipi Kripa Jonet e kripës Kpt (250C)Halogjenure CaF2 <==> Ca2+ + 2F- 3,9 x 10-11

PbF2 <==> Pb2+ + 2F- 3,6 x 10-8

AgCl <==> Ag+ + Cl- 1,8 x 10-10

AgBr <==> Ag+ + Br- 5,0 x 10-13

Agl <==> Ag+ + I- 8,3 x 10-17

PbCl2 <==> Pb2+ + 2Cl- 1,7 x 10-5

PbBr2 <==> Pb2+ + 2Cl- 2,1 x 10-6

PbI2 <==> Pb2+ + 2I- 7,9 x 10-9

Hidrokside Al(OH)3 <==> Al3+ + 3OH - 3,0 x 10-34

Ca(OH)2 <==> Ca2+ + 2OH- 6,5 x 10-6

Fe(OH)2 <==> Fe2+ + 2OH- 7,9 x 10-16

Fe(OH)3 <==> Fe3+ + 3OH- 1,6 x 10-39

Mg(OH)2 <==> Mg2+ + 2OH- 7,1 x 10-12

Zn(OH)2 <==> Zn2+ + 2OH- 3,0 x 10-16

Sulfure Ag2S <==> 2Ag+ + S2- 8 x 10-51

CdS <==> Cd2+ + S2- 1 x 10-27

CoS <==> Co2+ + S2- 5 x 10-22

CuS <==> Cu2+ + S2- 8 x 10-37

FeS <==> Fe2+ + S2- 8 x 10-19

HgS <==> Hg2+ + S2- 5 x 10-54

NiS <==> Ni2+ + S2 4 x 10-20

PbS <==> Pb2+ + S2- 3 x 10-28

SnS <==> Sn2+ + S- 1,3 x 10-23

ZnS <==> Zn2+ + S2- 3 x 10-23

Karbonate Ag2CO3 <==> 2Ag+ + CO32- 8,1 x 10-12

CaCO3 <==> Ca2+ + CO32- 4,5 x 10-9

SrCO3 <==> Sr2+ + CO32- 9,3 x 10-10

BaCO3 <==> Ba2+ + CO32- 5,0 x 10-9

CoCO3 <==> Co2+ + CO32- 1,0 x 10-10

NiCO3 <==> Ni2+ + CO32- 1,3 x 10-7

ZnCO3 <==> Zn2+ + CO32- 1,0 x 10-10

Kromate Ag2CrO4 <==> 2Ag2+ + CrO42- 1,2 x 10-12

PbCrO4 <==> Pb2+ + CrO42- 1,8 x 10-14

Sulfate CaSO4 <==> Ca2+ + SO42- 2,4 x 10-5

SrSO4 <==> Sr2+ + SO42- 3,2 x 10-7

BaSO4 <==> Ba2+ + SO42- 1,1 x 10-10

PbSO4 <==> Pb2+ + SO42- 6,3 x 10-7

Sfera e kordinimit si rregull përfaqëson formulën e përfshirë mbrenda kllapave të mëdha ku bën pjesë metali qëndror si edhe ligandet që janë të lidhura me atë. Në këtë sferë do të quajmë numër kordinimi atë të jonit metalik qëndror në vartësi të lidhjeve që ay formon. P.sh. numri i kordinimit për jonin argjend në [Ag(NH3)2]+ është 2; ay i bakrit

në [Cu(NH3)4]2+ është 4 dhe ay i Fe(III) tek [Fe(CN)6]3- është 6. Në të gjitha këto shembuj, numri i kordinimit është i barabartë me numrin e ligandeve që ndodhen brenda sferës së kordinimit. Por jo gjithmon ndodh kështu. Disa ligande, siç është p.sh. etylendiamina, kanë dy atome donor (në fig janë dy azotet), prandaj dhe numri i kordinimit për kobaltin në lidhje me këto ligande tek [Co(H2NCH2CH2NH2)3]3+ është 6.

ligandi i etylendiaminës

Grupet që koordinohen ndryshojnë në mënyrë të dukshme edhe vetitë kimike të metalit. Për shembull, çdo bimë ka një komponim kompleks me ngjyrë jeshile qё ёshtё klorofila, në të cilin joni që koordinon është magneziumi. Ky kombinimi i magneziumit dhe i grupeve që i koordinohen atij tek klorofila, bëjnë që të fitohen veti kimike që nuk i ka as metali dhe as grupet kur janë në gjёndje të lirë. Ajo (klorofila) mund të adsorbojë dritën e dukshme dhe të përdori energjinë për sintezë kimike.

4.2- Formimi i komplekseve

Sipas teorisë së lidhjes valentore, formimi i një kompleksi është një reaksion acid-bazë. Sipas Levis-it, atomi metalik qëndror (neutral ose jon) ka orbitale të lira me energji të ulët në të cilat pranohen çiftet elektronike të dhëna nga ligandet tё cilat vlerёsohen si baza. Jonet komplekse dhe kripërat e tyre shpesh quhen edhe komponime koordinimi, I tillë është shembulli i formimit të kompleksit Cu(NH3)4

2+:

Cu + 4NH3 Cu(NH3)42+

Marrim më poshtë disa shembuj tё tjerё për të ilustruar formimin e komponimeve komplekse:

Po qe se në një tretësirë ujore të FeCl2 shtohet KCN dhe tretësira përqendrohet me anë të avullimit, prej saj mund të veçohen kristale të verdha të cilat nga analizat kimike rezultojnë të jenë të K4Fe(CN)6.

Në qoftë se këto kristale treten përsëri në uje dhe tretësira do të analizohet përsëri, arijmë në përfundimin se fundërina e K4Fe(CN)6 shpërbashkohet sipas këtij reaksioni:

K4Fe(CN)6 4K+ + [Fe (CN)6]4 -

Në mënyrë të ngjajshme, duke vepruar Co3+ me NH3 ndodh reaksioni i formimit të jonit kompleks:

Co3+ + 6NH3 [Co(NH3)6]3+

4.3- Ekuilibrat e joneve komplekse

Në se një kompleks është ose jo i qendrueshëm, kjo përcaktohet nga lehtësia me të cilën ky kompleks shpërbashkohet në përbërësit e tij.

Madhësia e cila tregon qendrueshmërinë e një kompleksi në solucion, është pra vlera e konstantes së ekuilibrit të reaksionit e cila quhet edhe konstante e formimit, Kform, apo edhe konstante e qendrueshmërisë e jonit kompleks. Për shembull, ekuacioni për konstanten e formimit të Cu(NH3)4

2+ është:

K = [Cu(NHCu NHform

3 42+

34+

) ][ ][ ]

2+

Çdo kompleks ka edhe konstanten e tij të formimit konstante tё cilat jepen nё tabela tё veçanta. P.sh. nё tabela 5 janё dhёnё kostantet e formimit pёr disa komplekse nga mё tё ndeshurat edhe nё kiminё analitike. Sa më e madhe është vlera e Kform e jonit kompleks, aq më i qendrueshëm është edhe joni pёrkatёs.

Tabela 5

Konstantet e formimit dhe konstantet e paqendrueshmërisë të joneve komplekse

Ligandi Ekuilibri Kform Kpaq

NH3 Ag+ + 2NH3 <==> Ag(NH3)2+ 1,6 x 107 6,3 x 10-8

Co2 + 6NH3 <==> Co(NH3)62+ 5,0 x 104 2,0 x 10-5

Co3+ + 6NH3 <==> Co(NH3)63+ 4,6 x 1033 2,2 x 10-34

Cu2+ + 4NH3 <==> Cu(NH3)42+ 1,1 x 1013 9,1 x 10-14

Hg2+ + 4NH3 <==> Hg(NH3)42+ 1,8 x 1019 5,6 x 10-20

F- Al3+ + 6F- <==> AlF63- 1 x 1020 1 x 10-20

Sn4+ + 6F- <==> SnF62- 1 x 1025 1 x 10-25

Cl- Hg2+ + 4Cl- <==> HgCl42- 5,0 x 1015 2,0 x 10-16

Br- Hg2+ + 4Br- <==> HgBr42- 1,0 x 1021 1,0 x 10-21

I- Hg2+ + 4I- <==> HgI42- 1,9 x 1030 5,3 x 10-31

CN- Fe2+ + 6CN- <==> Fe(CN)64- 1,0 x 1024 1,0 x 10-24

Fe3+ + 6CN- <==> Fe(CN)63- 1,0 x 1031 1,0 x 10-31

Duhet vёnё nё dukje nё mёnyrё tё vaçantё, se komponimet komplekse karakterizohen me kostante tё formimit tё veçanta pёr çdo etapё tё pёrftimit tё tyre. Kostantja e plotё e formimit tё njё kompleksi ёshtё produkt i kostateve tё formimit tё stadeve tё vaçanta. P.sh. po tё kёrkojmё tё paraqisim kostanten e formimit total dhe ato tё stadeve tё veçanta pёr kompleksin e Ni(CN)4

-2 do kemi: [Ni(CN)+]

Ni2+ + CN- ↔ Ni(CN)+ K1form = ----------------- [Ni+2][CN-]

[Ni(CN)2]Ni(CN)+ + CN- ↔ Ni(CN)2 K2form = ----------------------

[Ni(CN)+][CN-]

[Ni(CN)3-]

Ni(CN)2 + CN- ↔ Ni(CN)3- K3form = ------------------------

[Ni(CN)2][CN-]

[Ni(CN)42-]

Ni(CN)3- + CN- ↔ Ni(CN)4

2- K4form = ------------------------- [Ni(CN)3

-][CN-]

Ndёrsa bashkёsia e reaksioneve tё formimit do paraqitej sipas formёs:

Ni2+ + 2CN- ↔ Ni(CN)2 Kx1form = K1form x K2form

[Ni(CN)2]Kx1form = ----------------

[Ni2+][CN-]2

Ni2+ + 3CN- ↔ Ni(CN)3- Kx2form = K1form x K2form x K3form

[Ni(CN)3-]

Kx2form = ----------------[Ni2+][CN-]3

Ni2+ + 4CN- ↔ Ni(CN)42- Kform = K1form x K2form x K3form x K4form

[Ni(CN)42-]

Kform = ----------------[Ni2+][CN-]4

Nё mjaft tekste tё literaturёs kostantet e formimit tё bashkёsisё sё reaksioneve shёnohen edhe me inicialin e β. Nё rastin e shembullit tё mёsipёrm me pёrdorimin e β do ishte e njejtё me:

β1 = Kx1form; β2 = Kx2form; β = Kform etj.

4.4- Konstantet e paqendrueshmërisë

Në shumë manuale kimike, qendrueshmëria e joneve komplekse jepet në të anasjelltat e konstanteve të formimit qё quhen konstante të paqendrueshmërisë, Kpaq. Me fjalë të tjera, në vend që të përqendrohet vemendja në formimin e jonit kompleks, ekuacioni i ekuilibrit shkruhet në mënyrë që të tregojë shpёrbёrjen e jonit. Duke përdorur përsëri si shembull kompleksin midis jonit bakër (II) dhe amoniakut, mund të shkruajmë ekuilibrin e mëposhtëm:

Cu(NH3)42+(aq) <==> Cu2+(aq) + 4NH3(aq)

Konstantja e paqendrueshmërisë, në përputhje me të është:

KNH

Cu(NHpaq3

3

= + [Cu

= 1

K

2+

form

][ ][ ) ]

4

42

Sa më e madhe të jetë vlera e Kpaq, aq më i paqendrueshëm është kompleksi. Kjo ilustrohet gjithashtu nga të dhënat e tabelës 1.

4.5- Ligantet

Siç u përmënd edhe më lartë, ligantet klasifikohen në bazë të numrit të atomeve të cilët janë në gjëndje të lidhen me një metal. Ato substanca që kanë vetëm një atom të tillë emërtohen edhe si ligante një dentale (një dhëmbore), meqenëse zotërojnë vetëm një “dhëmb” me të cilin “lidhin” një jon metalik. Anionet e zakonshëm një atomike siç janë jonet halogjenure (fluorur, klorur, bromur dhe jodur) apo edhe shumë jone poliatomike (NO2

-, CN-, OH-, SCN-, S2O3-), mund të luajnë rolin e liganteve të tilla.

Molekula që haset më shpesh dhe që sillet si ligant një dental është uji. Kripa e një metali kur tretet në ujë, shpërbashkohet në jonet përbërës të cilët rrethohen nga molekulat e ujit. Shpesh këto molekula uji, rezultojnë të lidhura aq fort sa formojnë një jon kompleks. I tillë është p.sh. joni alumin që formon Al(H2O)6

3+ ose joni bakër (II) që formon Cu(H2O)4

2+. Kur kriprat e këtyre joneve kristalizohen nga uji, jonet komplekse mbeten të pandryshuara dhe bëjnë pjesë në kristal.

Amoniaku është një tjetër ligant një dental mjaft i përhapur. Tek amoniaku, çifti elektronik në dispozicion, i jep mundësinë të koordinohet me disa jone metalikë. Pjesa më e madhe e komponimeve të azotit kanë një çift elektronik në dispozicion tek atomi i azotit dhe kjo është arsyeja që ata mund të shërbejnë si ligante.

Shumë ligante zotërojnë dy ose më shumë atome të cilat mund të lidhen në të njejtën kohë, tek i njejti jon metalik. Këto quhen ligante shumë dentalë. Kur ata lidhen tek një jon metalik formojnë një strukturë unazore. Kjo sjellje e tyre ilustrohet më poshtë me shembuj tё tillё siç është Etylendiamina (ose shkurt en) dhe joni Oksalat:

Legante dy dental

Pёrveç komponimeve tё mёsipёrme duhet tё pёrmendim kёtu edhe Dimetilglioksimёn me formulё C4H8N2O2 (pёrdoret gjёrёsisht nё pёrcaktimin sasior tё Ni+2 me tё cilin jep njё fundёrinё me ngjyrё tё kuqe; tё palladiumit Pd+2 me tё cilin formon njё fundёrinё me ngjyrё tё verdhё etj.) si dhe Alizarinёn me formulё C14H6O2(OH)2 (pёrdoret veçanёrisht nё pёrcaktimin e joneve Al+3 me tё cilin jep njё ngjyrё tё qartё tё kuqe).

Jonet komplekse që përmbajnë unaza atomesh të formuara nga lidhja e liganteve shumë dentale me një jon metalik quhen kelate.

Ka edhe shumë molekula ligante që përmbajnë më shumë se dy atome donatorë dhe strukturat e tyre unazore janë shumë më të ndërlikuara se ato të liganteve dy dentale.

Një i tillë që gjen shumë zbatime është acidi etilendiaminotetracetik, që shkurtimisht shkruhet EDTA.

Molekula e EDTA ka dy azote që shërbejnë si donatorë dhe kur atomet hidrogjen të grupeve hidroksil largohen si H+, edhe oksigjenet që ngarkohen negativisht mund të sillen si atome donatorë. Kështu joni EDTA4- zotëron gjashtë atome donatorë dhe gjatë koordinimit ai mblidhet i gjithi rreth jonit metalik:

Ioni etylenediaminetetraacetat EDTA

EDTA është një ligant i rëndësishëm si nё analizёn kimike ashtu edhe nё pёrdorim praktik sepse nuk është toksik dhe si i tillё mund të përdoret në ushqimet për të bllokuar jonet metalikë të cilët katalizojnë oksidimin dhe prishjen e mallit. Shumë shampo përmbajnë Na4EDTA për të lehtësuar zbutjen e ujit. EDTA lidh jonet Ca2+ që ndodhen me shumicë në ujrat e forta, duke i penguar ata të ndërhyjnë në veprimin e sapunit që ka shampua. EDTA ndonjëherë i shtohet edhe gjakut për të penguar koagulimin e tij qё shkaktohet nga prania e joneve Ca2+ të lira. Gjithashtu ajo mund të përdoret për të larguar nga organizmi jonet toksike si Pb2+ etj.

5- Oksido-Reduktimi

5.1- Reaksionet e oksido-reduktimit

Një klasë mjaft e rëndësishme reaksionesh kimike, janё ato që kërkojnë transferimin e densitetit elektronik nga një atom në një tjetër. Ky transferim don tё thotё se nё reaksionet kimike kemi kalim tё elektroneve nga njeri element tek njё i dytё. Të gjitha këto reaksione quhen reaksione oksido- reduktimi ose thjesht reaksione red-oks.

Termi oksidim tregon humbjen e elektroneve nga një substancë, ndërsa reduktimi ka lidhje me marrjen e elektroneve nga ana e një substance tjetër.

Oksidimi dhe reduktimi ndodhin gjithmonë njëkohësisht. Asnjë substancë nuk mund të oksidohet pa qenë një tjetër që reduktohet në të njejtin moment, përndryshe do të kishim elektronet si produkte të reaksionit, gjë që nuk vërehet. Kështu pra, gjatë një reaksioni red-oks, një substancë duhet të marrë elektronet e humbura nga një tjetër. Kjo substancë elektron-marrëse quhet oksiduese, ndërsa substanca që jep elektrone quhet reduktuese.

5.2- Reaksionet red-oks në kiminё analitike

Nё pёrdorimet e kimisё analitike, reaksionet me bazё red-oks zёnё njё vend tё rёndёsishёm. Kёto reaksione pёrdoren si nё kiminё analitike cilёsore ashtu edhe nё atё sasiore. Reaksionet red-oks veçanёrisht nё titullimet vёllimetrike, kanё siç do tё shohim edhe nё kapitullin pёrkatёs, njё vend tё vacantё.

Kur planifikohet të kryhet një reaksion red-oks, egzistojnë shumë komponime të ndryshme që mund të zgjidhen si oksidues apo si reduktues. Megjithatë disa prej tyre zgjidhen më shpesh se të tjerët sepse gjenden më lehtë, janë relativisht më pak të shtrejtë dhe të aftë që në shumicën e rasteve të realizojnë reaksionin e dëshiruar.

5.3- Substancat oksiduese

Tri nga substancat oksiduese që gjenden më shpesh në laborator janë: joni permanganat (MnO4

-), joni bikromat (Cr2O72-) dhe joni kromat (CrO4

2-). Këto gjinden në përgjithësi në formë tё kripërave të natriumit ose të kaliumit. Për shembull, joni permanganat normalisht përftohet nga permanganati i kaliumit (KMnO4) dhe në qoftë se duhet të përdoret joni kromat apo bikromat si oksidues përdoret kripëra e tyre përkatëse e natriumit, Na2CrO4 dhe Na2Cr2O7.

Jonet permanganat, kromat dhe bikromat kanë ngjyra karakteristike. Joni permanganat në tretësirë ujore, ka një ngjyrë të kuqe në vjollcë, joni bikromat është i kuq portokall dhe joni kromat ka ngjyrë të verdhë.

Kur një substancë oksiduese hyn në reaksion, ajo reduktohet dhe kur kjo substancë është joni permanganat, produktet e reaksionit të reduktimit varen nga aciditeti i tretësirës në të cilën ndodh reaksioni. Në një tretësirë acide, mangani i pranishëm në jonin permanganat, zakonisht reduktohet në jon mangan (II), Mn2+. Gjysëm-reaksioni përkatës është:

MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O

Nëqoftëse tretësira është asnjanëse (ose edhe lehtësisht bazike) mangani reduktohet vetëm deri në gjendjen e oksidimit 4+ , që i korrespondon komponimit MnO2. Oksidi i manganit (IV) është i patretshëm në ujë, kështu që kur formohet çfaqet një fundёrinё e kafejtë:

MnO4-(aq) + 2H2O + 3e- MnO2(ng) + 4OH-(aq)

Jonet kromat dhe bikromat kanë diçka të përbashkët: të dy përmbajnë krom në gjendjen e oksidimit 6+ dhe njeri mund të shndërrohet në tjetrin duke ju shtuar sasi të caktuara acidi apo baze tretësirave të tyre. Për shembull, në qoftë se një tretësirё të jonit kromat i shtohet një acid, ndodh reaksioni i mëposhtëm:

2CrO42-(aq) + 2H+(aq) Cr2O7

2- (aq) + H2ONga ana tjetër, nëqoftëse në një tretësirë të jonit shtohet një bazë, ndodh formimi i

jonit kromat:Cr2O7

2-(aq) + 2OH-(aq) 2CrO42-(aq) + H2O

Kështu, në tretësira acide do të jetë joni bikromat që do të përmbajë kromin (VI), ndërsa në ato bazike është joni kromat. Ashtu si për jonin permanganat, produktet e

reduktimit që formohen, kur këta jone shërbejnë si oksidues, varen nga aciditeti i tretësirës në të cilën realizohet reaksioni red-oks.

Tё tjerё substance qё pёrdoren si oksidues mund tё pёrmendim:

1- Acidi Klorhidrik (HCl)Acidi klorhidrik i përqendruar, vlerësohet si një tretës mjaft i mirë, për mjaft

okside metalesh. Përdoret zakonisht me përqendrim 12M. Kur pёrdorim edhe temperaturën e lartё pёr shpёrbёrje, përqendrimi mund të jetë edhe më i ulët.2- Acidi Nitrik (HNO3)

Në prani edhe të nxehtësisë, acidi nitrik vlerësohet si tretës shumë i mirë për mjaft okside metalesh, veçanërisht për elementë të tillë si alumini, kromi etj. Duke u trajtuar me acid nitric, bëhet e mundur veçimi nga mineralet përkatës të elementëve të tillë si kallaj, volfram, antimon etj.3- Acidi Sulfurik (H2SO4)

Acidi sulfurik i përqendruar krijon me ngrohje, një temperaturë prej rreth 3400C. Shumë mostra janë të tretëshme në një temperaturë të tillë. Komponimet organike në këto temperatura dehidratohen dhe oksidohen duke bërë kështu të mundur largimin e tyre nga mostra. Shumë metale dhe aliazhe të ndryshme atakohen nga ky acid.

4- Acidi Perklorik (HClO4)Në të nxehtë, acidi perklorik vlerësohet gjithashtu si një oksidues mjaft i fuqishëm,

veçanërisht për të zbërthyer një numër mineralesh hekur mbajtës, si dhe mjaftë çeliqe që nuk atakohen nga acide të tjera minerale. Përdorimi i këtij acidi duhet kryer me kujdes për shkak të mundësisë që ay të digjet me shpërthim, veçanërisht kur bie në kontakt edhe me lëndët organike. Prodhohet me përqendrime 60 dhe 72%.

5- Acidi Fluorhidrik (HF)Përdorimi kryesor i këtij acidi është shpërbërja e mineraleve silikate ose mineraleve të

tjera që përmbajnë silic. Mund ta përdorim edhe për shpërbërjen e disa aliazheve ku përdorimi i acideve të tjera nuk jep rezultate të mira. Në përdorim është mjaft i rezikshëm veçanërisht në kontakt me lëkurën ose pjesët fibrore të organizmi të njeriut.

6- Peroksidi i HidrogjenitVlerёsohet gjithashtu si njё tretёsirё me veti tё fuqishme oksiduese. Prodhohet

zakonisht me pёrqendrim rreth 27%. Nё kёtё pёrqendrim ёshtё njё oksidues i fuqishёm ndaj lёndёve organike edhe nё temperaturё tё zakonshme. Nё pёrqendrime mё tё ulta pёrdoret gjёrёsisht nё shumё pёrcaktime cilsore tё anioneve dhe kationeve. Nё bashkёveprim me oksidues tё tjerё tё fuqishёm siç ёshtё p.sh. permanganati i kaliumit (KMnO4) çfaq edhe veti reduktuese.

7- Përzierjet OksidueseSi tretësa mjaft efektiv shpesh përdoren përzierje acidesh ose duke shtuar në acide

oksidues të tjerë. Përmendim këtu p.sh. ujin mbretëror që është një përzierje prej tre volumeve acidi klorhidrik i përqendruar me një volum acidi nitrik po i përqendruar. Po kështu, njihet shtimi i bromureve ose hidrogjen peroksidit (H2O2) në acide, kur kërkohet të përshpejtohet oksidimi ose të shpërbëhen lëndët organike që përmbahen në mostër etj.

5.4- Substancat reduktuese

Nëqoftëse do të duhej të zgjidhnim një substancë reduktuese që të bashkëveprojë në një reaksion të dhënë me një substancë oksiduese, një zgjedhje e mundëshme do të qe ajo e komponimeve që përmbajnë jonin sulfit (SO3

2-) ose jonin bisulfit (HSO3-). Në

laborator këta jone gjenden në formën e kripërave të natriumit ose kaliumit: për shembull, Na2SO3 ose NaHSO3.

Joni sulfit është një reduktues i mirë dhe kur bashkëvepron me një oksidues, oksidohet në jon sulfat:

SO32-(aq) + H2O SO4

2-(aq) + 2H+(aq) +2e-

Në fakt, nëqoftëse tretësira është acide, sipas aciditetit të saj, si oksidues vepron joni hidrogjen sulfit (HSO3

2-) ose acidi sulfuror (H2SO3).

SO32-(aq) + H3O+(aq) HSO3

-(aq) + H2OHSO3

-(aq) + H3O+(aq) H2SO3(aq) + H2O

Një tjetër acid i dobët, që përdoret si reduktues në tretësira acide është acidi oksalik (H2C2O4). Mund të përdoret edhe kripa e tij, Na2C2O4, anioni i të cilës në tretësirë acide, lidhet me H+ për të formuar acid molekular, njëlloj si joni sulfit lidhej me H+ për të formuar në tretësirë acide H2SO3. Nga oksidimi i acidit oksalik në mjedis acid prodhohet dioksid karboni:

H2C2O4(aq) 2CO2(g) + 2H+(aq) + 2e-

Të tjerë reduktues janë ata që përmbajnë jonin tiosulfat (S2O32-) dhe jonin

kallaj(II). Joni tiosulfat është veçanërisht i përdorshëm për të lidhur halogjenët, si klorin, në qoftë se këta do të jenë të pranishëm në mjedis. Klori është një oksidues mjaft i fortë, ka një erë ngacmuese dhe është i rrezikshëm edhe në sasi të vogla. Kështu që, nëqoftëse duhet të përdorni klorin për një reaksion, ose në qoftë se klori është produkt i një reaksioni, është e nevojëshme të merren masa me qëllim që ky gaz të mos përhapet në mjedis. Duke e lidhur aparaturën e reaksionit me një kurth që përmban jone tiosulfat, klori transformohet në jone klorur:

4Cl2(g) + S2O32-(aq) + 5H2O 2SO4

2-(aq) + 10H+(aq) + 8Cl-(aq)

Kur si reduktues përdoret kallaji (II), ky oksidohet në kallaj (IV):

Sn2+(aq) Sn4+(aq) + 2e-

Ky reduktues përdoret shpesh në analizën kimike për të reduktuar një jon metalik të pranishëm në tretësirë, në gjendjen e oksidimit më të ulët, para se ky të oksidohet nga një substancë tjetër kimike në një titullim.

5.5- Peshat ekuivalente në reaksionet red-oks

Përparësia e të punuarit me ekuivalentë në vend të moleve është se ekuivalentët e substancave bashkëveprojnë gjithmonë në një raport një më një. Në një reaksion red-oks kjo do të thotë se numuri i ekuivalentëve të substancës oksiduese të harxhuar është gjithmonë i barabartë me numurin e ekuivalentëve të substancës reduktuese me të cilën bashkëvepron.

Gjithçka që duhet të bëjmë për të përdorur këtë lidhje është të zgjedhim një përkufizim të përshtatshëm për ekuivalentin. Në çdo reaksion red-oks, numri i elektroneve të dhënë nga një substancë është gjithmonë i barabartë me numrin e elektroneve të marra nga një tjetër. Dhe në fakt, kjo ka qenë edhe baza e metodave tona të përdorura për të barazuar reaksionet red-oks. Ky fakt na ndihmon të formulojmë një përkufizim për substancat oksiduese dhe reduktuese sipas të cilit është i nevojshëm një raport ekuivalentësh një me një.

Për një substancë që merrë pjesë në një reaksion red-oks, një ekuivalent është përkufizuar si sasia e substancës që mund të marrë apo japë një mol me elektrone.

Si llogaritet numuri i ekuivalentëve për një mol?Shqyrtojmë permanganatin e kaliumit si substancë reduktuese. Në qoftë se

reaksioni ndodh në tretësirë acide, kemi parë se joni permanganat reduktohet në jon mangan (II):

MnO42-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O

Në reaksion, çdo mol MnO42-, merr pesë mole-elektrone, prandaj atij i

korrespondojnë pesë ekuivalentë. Kështu mund të themi se, për reaksionin në tretësirë acide një mol permanganat kaliumi është barazvlefshëm me pesë ekuivalentë:

1mol KMnO4 = 5 ekuivalentë KMnO4

Kur joni permanganat reduktohet në tretësirë asnjëanëse ose lehtësisht bazike, kemi parë se mangani reduktohet në MnO2:

MnO4-(aq) + 2H2O + 3e- MnO2(ng) + 4OH-(aq)

Në këtë rast, numuri i oksidimit të manganit kalon nga 7+ tek MnO4- në 4+ tek

MnO2, kështu që ndryshimi i gjendjes së oksidimit është 3. Çdo mol permanganat merr tre mole elektrone, kështu që në këtë lloj reduktimi, çdo mol elektrone ka tre ekuivalentë.

1mol KMnO4 = 3 ekuivalentë KMnO4

Këta shembuj vënë në dukje se, numuri i ekuivalentëve për mol varet nga numuri i elektroneve të transferuar gjatë reaksionit red-oks. Për të përcaktuar numurin e ekuivalentëve për mol, duhet të dihen gjendjet e oksidimit si të substancave fillestare ashtu edhe të produkteve.Shembull 5

Sa ekuivalentë Na2Cr2O7 përmbahen në një mol të këtij komponimi nëqoftëse gjatë reaksionit red-oks, kromi reduktohet deri në gjendjen e oksidimit 3+ ?

Zgjidhje:

Tek Na2Cr2O7 gjendja e oksidimit të kromit është 6+. Kështu, çdo atom krom merr tre elektrone për t’u reduktuar në gjendjen e oksidimit 3+. Meqenëse komponimi përmban dy atome krom, secila njësi formule merr gjatë reduktimit një shumë prej gjashtë elektronesh. Kjo do të thotë se një mol bikromat natriumi përmban gjashtë ekuivalentë.

1mol Na2Cr2O7 = 6 ek. Na2Cr2O7

Për të zgjidhur problemat me ekuivalentë nuk është e nevojshme të shkruhet ekuacioni kimik i barazuar. Ky fakt, i cili mund të mos lehtësojë shumë punë në një reaksion acid-bazë, është mjaft lehtësues për reaksionet redoks, ekuacionet e të cilëve janë më të ndërlikuar.

Shembull 6Sa gram KMnO4 janë të nevojshëm për të bashkëvepruar plotësisht me 15,0g

SnCl2 në tretësirë acide. Në reaksion mangani i KMnO4 reduktohet në Mn2+, ndërsa kallai (II) oksidohet në Sn4+.

Zgjidhje:Llogaritim së pari peshat ekuivalente të secilit prej reagentëve. Për KMnO4,

mangani kalon nga gjendja e oksidimit 7+ në 2+ që i korrespondon marrjes së pesë elektroneve për çdo KMnO4. Kështu:

1 mol KMnO4 = 5 ek. KMnO4

Pesha e formulës e KMnO4 është 158,0g. Pesha e formulës së një ekuivalenti është:

1 mol KMnO4 158,0 g KMnO4

1 ek KMnO4 x __________________ x ___________________ = 31,6g KMnO4

5 ek KMnO4 1 mol KMnO4

Kështu që kemi: 1 ek KMnO4 = 31,6g KMnO4

Për kallain, ndryshimi i numrit të oksidimit është 2 rrjedhimisht:1 mol SnCl2 = 2 ek SnCl2

Një mol SnCl2 peshon 189,6g, kështu: 1 ek SnCl2 =189,6 : 2 = 94,8g SnCl2

Kur KMnO4 dhe SnCl2 bashkëveprojnë, dimë se një ekuivalent KMnO4 duhet të bashkëveprojë me një ekuivalent SnCl2.

1 ek KMnO4 = 1 ek SnCl2

ose:31,6g KMnO4 = 94,8g SnCl2

Nga barazimi i fundit nxjerrim se 1g KMnO4 bashkëvepron me 3g SnCl2.

6- Koncepte tё tjera tё rёndёsishme

6.1- Funksioni p

Nё shumё nga parametrat e trajtuara nё pikat e mёsipёrme, veçanёrisht nё konstantet e ndryshme tё pёrmendura aty, kishim tё bёnim me shifra mjaft tё vogla. Kёshtu, pothuajse tё gjitha konstantet e tretshmёrisё, ekuilibrit, shperbashkimit, formimit tё komlekseve etj, ishin tё rendit 10-x.

Pёr tju shmangur nё njё pёrdorim praktik tё numrave tё kёsaj natyre, pёrdoret funksioni p i cili pёrfaqёson logaritmin negativ me bazё 10 tё njё numri tё dhёnё:

px = -logx

Ështё marё logaritmi negativ nё mёnyrё qё pёrfundimi px tё dali me vlera positive.

Shembull 7Tё llogaritet madhёsia e funksionit p pёr:

a)- kostanten e madhёsisё prej K = 1,00x10-14.b)- pёrqendrimin e joneve qё pёrmbahen nё njё tretёsirё 2,00x10-3M tё

NaCl tё tretur nё njё tretёsirё 5,40x10-4M tё HCl.

Zgjidhje:a)- Pёr K = 1,00x10-14 do tё kemi:

pK = -log(1,00x10-14) = -log1,00 + (-log10-14) = 0 -(-14) = 14b)- Llogaritet pёrqendrimi i joneve tё veçantё nё tretёsirё dhe kemi:

pNa = -log(2,00x10-3) = -log2,00 + (-log10-3) = -0,30 – (-3) = 2,70pH = -log(5,40x10-4) = -log5,40 + (-log10-4) = -0,73 – (-4) = 3,27pCl = 2,00x10-3 + 5,40x10-4 = 2,00x10-3 + 0,54x10-3 = 2,54x10-3

= -log(2,54x10-3) = -log2,54 + (-log10-3) = -0,40 – (-3) = 2,60

Shembull 8Tё llogaritet pёrqendrimi molar i joneve Ag+ nё njё tretёsirё ujore qё e ka vlerёn e

pAg = 6,37.

Zgjidhje:pAg+ = -logAg+ = 6,37logAg+ = -6,37 = 0,63 – 7,00Ag+ = antilog(0,63) x antilog(-7,00) = 4,25x10-7

6.2- Kostantja e produktit jonik tё ujit

Edhe uji si njё komponim kimik, shpёrbashkohet nё jonet e tij perbёrёs sipas ekuacionit:

2H2O < === > H3O+ + OH- (1)

Ekuacioni i mёsipёrm shprehet me kostanten e tij tё ekuilibrit sipas barazimit:

[H3O+][OH-]K = ------------------- (2)

[H2O]2

Nё ekuacionin e mёsipёrm, pёrqendrimi i ujit [H2O] vlerёsohet nё madhёsi fikse (shiko mё poshtё) dhe pёr rrjedhojё, produkti i kostantes sё shperbashkimit me pёrqendrimin e ujit, pёrfshihen nё njё kostante tё veçantё tё pёrbashkёt qё emёrtohet si kostante e produktit jonik tё ujit (Kw) dhe e cila nё 250C ka vlerёn 1,008x10-14:

K x [H2O] = Kw = [H3O+][OH-] (3)

Nё kushtet kur [H3O+] = [OH-] sejcili prej joneve pёrkatёs, ka njё pёrqendrim prej 1,00x10-7.

Nё tretёsirat ujore, pёrqendrimi i ujit [H2O] nuk vlerёsohet. Cila ёshtё arёsyeja qё ay pёrqendrim nuk merret nё konsideratё pёr llogaritje?

Pёrqendrimi molar i ujit sipas llogaritjeve pёrkatёse do tё jetё:

1000gH2O 1molH2O[H2O] = ----------------- x ------------------ = 55,6M (4)

1LH2O 18,0gH2O

Nё qoftё se supozojmё se nё 1 L ujё do tё shtojmё 0,1 mole HCl, atёhere reaksioni (1) do tё shvendoset nё kahun e tij tё majtё. Protonet e shtuara kanё mundёsi qё tё lidhen maksimalisht me 1,00x10-7 jone OH-. Nё kёto kushte, sasia e ujit tё pёrftuar, pra pёrqendrimi molar i ujit do marri vlerёn:

molH2O mol OH- 1 molH2O[H2O] = 55,6 -------------- + 1,00x10-7 ------------ x ---------------- ≈ 55,6M (5)

L H2O L H2O molOH-

Siç shihet, pёrfundimi i ekuacionit 5 ёshtё i njejtё me atё 4.Po tё llogarisim edhe % e ndryshimit tё variacionit tё vlerёs sё mёsipёrme, do

kemi gjithashtu njё madhёsi krejtёsisht tё papёrfillёshme:

10-7M------------ x 100% = 2x10-7% 55,6M