LEKSIONI 2

1. LEKSIONI 2 LIDHJA KIMIKE

2. Hyrje • Teoria mbi lidhjen kimike, përbën problemin kryesor të kimisë së sotme. Duke mosnjohur natyrën e bashkëveprimit të atomeve në substancë, nuk mund të kuptojmë shkaqet e formimit të përberjeve të shumta kimike, të paraqesim mekanizmin e formimit të tyre dhe aftësinë e atomeve për të hyrë në reaksion. • Krijimi i modelit të saktë që pasqyron ndërtimin e atomeve, molekulave dhe natyrës e forcave midis tyre, lejon të shpegohen vetitë e substancave.

3. Në formimin e lidhjes kimike midis atomeve, nga të gjitha forcat që ekzistojnë në natyrë, më të rëndësishmet janë forcat elektrostatike, d.m.th. forcat e bashkëveprimit të ngarkesave elektrike, mbartëse e të cilave janë elektronet dhe bërthamat e atomeve. • Metodate sotmetëstudimitlejojnëeksperimentalishttëpërcaktohetndodhjahapsinore e bërthamavenësubstancë.

4. Dallojmëdytipekryesoretëlidhjevekimike: • 1- Lidhjenkimikembrendamolekules (lidhja midis atomeve per formimin e molekules) • 2- Lidhjenkimike midis molekulave • Sejcilingagrupimet e mesiperme ka nen-darjet e veta.

5. 1- Lidhjetkimikembrendamolekules • Ne ketokategoritelidhjevekimikepermendim: • A)- Lidhjakovalente e paster • B)- Lidhjakovalente • C)-Lidhjajonike • D)-Lidhjahibride • E)-Lidhjakomplekse (kordinative) • F)-lidhjametalike

6. (A + B)-Lidhjetkovalente • Lewis zhvilloikonceptinqënjëlidhje e tillekimikeipërketdyatomevenënjëmolekulëtëcilëtzotërojnënjëçift me elektrone. P.sh. formimiinjëlidhjejekimikenëmolekulën e hidrogjenitmundtëpërshkruhetsimëposhtë: • H. + H. = H : H • Ky tip içiftëzimittëelektroneveështënjëshëmbullilidhjeskovalente, e cilaështënjëlidhjenëtëcilëndyelektronezotërohensëbashkungatëdyatomet. • Përnjëparaqitjemëtëthjeshtëtëlidhjes, çiftiielektroneveshpeshparaqitetnëpërmjetnjëvijetëvetme. Kështu, lidhjakovalentenëmolekulën e hidrogjenitmundtëparaqitetsiH-H.

7. Shqyrtojmëmolekulën e fluorit (F2). • Konfigurimielektronikifluoritështëitilleqe ne shtresen e jashtemeelektroniketetij ka shtatëelektronerrjedhimisht, molekula e fluoritF2paraqitetsimëposhtë:

8. Pergjithesojme: • Lidhjakovalenteeshtepraformimiçifteveteperbashketateelektroneve midis atomeveqehyjne ne bashkesi. • Kurbashkesiavendoset midis dyatomevetenjejtetenjejometaliateherelidhjaemertohetsilidhjekovalente e paster. • Kurbashkesiavendoset midis dyatomevetendryshemateherelidhjaemertohetsilidhjekovalentepolare.

9. C)- Lidhja jonike • Natyra e lidhjes jonike, struktura dhe vetitë e komponimeve kimike shpjegohen nga pozitat e bashkëveprimit elektrostatik. Aftësia e elementëve që të formojnë jone të thjeshta kushtëzohet nga struktura elektronike e atomeve. • Këtë aftësi mund ta vlerësojme me madhësinë e energjisë së jonizimit dhe afinitetit për elektronin të atomeve.

10. Sa më lehtë të formojnë katione elementët, aq më të vogël do ta kenë edhe energjinë e jonizimit. Elementët që kanë vlera të vogla të energjisë së jonizimit, janë metalet alkalinё dhe ato alkalino-tokësorё, të cilët kanë dhe aftësi për të formuar katione. • Anione të thjeshta më lehtë formojnë -p elementët e grupit të VII-A si pasojë e afinitetit të madhë që kanë këto atome për elektronin. Bashkimi i një elektroni tek atomi i oksigjenit, squfurit, karbonit, nga elementë të tjerë shoqërohet me çlirim nxehtësie. • Bashkesia kation-anion na jep nje lidhje jonike.

11. D)- Lidhja Hibride • Me hibridizim do të kuptojmë përzierjen e orbitaleve me energji të ndryshme dhe më tej, rishpërndarjen e tyre duke na dhënë orbitle të rinj me energji të njejtë. • Në vartësi të llojit dhe numrit të orbitaleve që marin pjesë në procesin e hibridizimit dallojmë disa lloje të tilla: • a)-Hibridizimi sp3 • Elementi më tipik nëpërmjet të cilit spjegojmë edhe fenomenin e hibridizimit është karboni (C). Karboni ka strukturën e tij elektronike 1s2 2s22p2.

12. b)- Hibritizimi sp2 •  Një komponimim tipik me anën e të cilit ilustrojmë tipin sp2 të hibridizimit, është molekula e BF3 (trifloruri i borit). • c)- Hibridizimi sp • Forma tjetër mjaft e përhapur në komponimet kimike është edhe hibridizimi sp. Tipik për këtë lloj hibridizimi meret molekula e BeCl2 (klorur beriliumi).

13. D)- Përbërjet komplekse • Forcat e tërheqjes ekzistojnë jo vetëm midis atomeve, por edhe midis molekulave. Kjo vërtetohet me faktin që bashkëveprimi i molekulave shpesh çon në formin e molekulave më të ndërlikuara. • Substancat e gazta në kushte të caktuara, kalojnë në gjëndje agregative të lëngët ose të ngurtë. • Çdo substancë në një masë të përcaktuar, tretet në një substancë tjetër që tregon përsëri mbi bashkëveprimin midis molekulave. • Këtë fenomen të koordinimit reciprok të grimcave mund ta quajme si kompleks-formim.

14. në pëbërjet komplekse K2[BeF4]; [Zn(NH3)4]Cl2] sferën e brëndëshme e përbëjnë grupimi i atomeve që janë komplekse siç është [BeF4]-2dhe [Zn(NH3)4]+2, kurse sferën ejashtme respektivisht jonet K+ dhe Cl-. • Atomi (joni) qëndror i sferës së brendëshme quhet kompleks-formues, kurse molekulat (jonet) që koordinohen rreth tij quhen ligande. • Pra, përbërja komplekse përbëhet nga kompleksi (i cili mbyllet në kllapa katrore) dhe nga sfera e jashtme.

15. Sipas karakterit të ngarkesës elektrike dallojmë: komplekse kationike, anionike dhe neutrale. • Ngarkesa e kompleksit rezulton nga shuma algjebrike e ngarkesave që formojnë grimcën e tij, pra nga shuma algjebrike e ngarkesave të ligandeve dhe të kompleks-formuesit. • Tek kompleksi kationik, rolin e jonit qëndror e luan një kation, kurse atë të ligandeve, molekulat neutrale (H2O, NH3) etj. Molekulat H2O dhe NH3 sipas nomenklaturës së përbërjeve komplekse quhen akuodhe amin: • [N(H2O)6]Cl3 tri-klorur i hegza-akuo-aluminit • [Zn(NH3)4]Cl2 di-klorur i tetra-amin-zingut

16. Tek kompleksi anionik, rolin e kompleks-formuesit e luan një jon pozitiv kurse atë të ligandeve anionet. Në këtë rast, vlera absolute e ngarkesës është më e madhe se ngarkesa e kompleks-formuesit p.sh. K2[BeF4] tetra-fluoro-berilat i kaliumit. • Komplekset neutrale formohen gjatë koordinimit për rreth atomit, molekulës apo jonit pozitiv çdo njeri nga të cilët, mund të luajë rolin e kompleks-formuesit, të ligandeve të cilat mund të jenë jone negative apo molekula, p.sh. [Pt(NH3)2Cl2]; ose [Ni(CO)4].

17. F)- Lidhjametalike • Metaletsëpari, dallohenngasubstancat e tjerangapërçueshmeria e lartëelektrikedhengapërcjellshmëria e lartëtermike. • Sëdyti, nëkushtetëzakonshmejanësubstancakristaline (me përjashtimtëzhivës) me numërtëmadhkoordinimiatomesh. • Ngavetia e parëkarakteristike e metaleverrjedh se pjesakryesore e elektronevelëviznëgjithëvëllimin e copëssëmetalit. • Ngaanatjetër, duke u nisurngastrukturakristaline e metaleverezulton se, atomet e tyrenukjanëtëlidhur me njëri-tjetrin me lidhjeelektroniketëlokalizuar, sepsenumri i elektronevevalentorëtëatomitjanëtëpamjaftueshëmpërformimin e lidhjevetë tilla me tëgjithëfqinjët e tij.

18. Nëkristalatomet e metalevekarakterizohennganjëenergji e vogël e jonizimit. Elektronetvalentorembahendobëtnëatom. ato lehtësishtkalojnënëtëgjithëkristalin. Mundësia e kalimittëelektronevenëpërkristal, përcaktonedhepërcjellshmërinëelektriketëmetalit. • Nëkëtëmënyrë, nëdallimngapërbërjet me lidhjekovalentedhejonike, nëmetaletnjënumër i vogël i elektronevenëtënjëjtënkohë, lidhen me njënumërmëtëmadhëbërthamashatomike, kursevetëkëtaelektronemundtëkalojnënëpër metal.

19. 2- Lidhjetkimike midis molekulave • Tekketokategorilidhjeshkimikeperfshihen: • a)-Bashkëveprimimolekularqënjihetedhe si bashkëveprim i forcaveVan derWaals(ose thjeshtelidhjet Van derwals) • b)-Lidhja Hidrogjenore

20. a)- Bashkëveprimindërmolekular • Bashkëveprimimolekularqënjihetedhe si bashkëveprim i forcaveVan derWaalspërfshin: • 1- bashkëveprimindipol-dipol (ose bashkëveprimin e orientimit), 2- bashkëvepriminjon-dipol (ose bashkëveprimin e induksionit) 3- bashkëveprimin e dispersionit.

21. b)-Lidhja Hidrogjenore • Lidhja hidrogjenore është një formë e veçantë e lidhjes dipol-dipol, që realizohet nga bashkëveprimi midis atomit të hidrogjenit të një lidhjeje polare siç është p.sh. O-H ose N-H dhe atomeve elektronegativë siç janë p.sh. O; N; ose F. Ky bashkëveprim shkruhet në formën: • A—H- - -B ose A—H- - -A •  Lidhja hidrogjenore simbolizohet zakonisht me pika (- - -). A dhe B përfaqësojnë O, N, ose F. A—H është një molekulë, ndërsa B pjesë e një molekule tjetër.

22. Formimi i lidhjes hidrogjenore, është pasojë e përmasave shumë të vogla të atomit të hidrogjenit i polarizuar pozitivisht, në përbërjet ku ai është lidhur me një element elektronegativ, si dhe aftësisë së hidrogjenit që të futet thellë në renë elektronike të atomit fqinjë të polarizuar negativisht (me këtë element hidrogjeni nuk ka formuar lidhje kovalente).

23. Lidhja hidrogjenore është shumë e përhapur dhe luan rol kryesor gjatë asocimit të molekulave edhe në proceset e kristalizimit, tretjes, formimit të kristalohidrateve, shpërbashkimit elektrolitik dhe shumë proceseve të tjera të rëndësishme fiziko-kimike. P.sh. në gjëndjen e ngurtë, të lëngët dhe të gaztë, molekulat e florurit të hidrogjenit janë të asocuara në trajtën e një zinxhiri zik-zak që shkaktohet nga lidhja hidrogjenore (fig. 6). • Fig.6 Formimi i lidhjeve hidrogjenore tek molekulat e HF

24. Molekulat e ujit mund të formojnë katërlidhjehidrogjenore (fig.7). fig.7 Si pasojë e form-imittëkëtyrelidhjevehidrogjenorenëmoleku-lat e ujit, shpjegohetedheshndërimet e ujitnëakulldheanasjelltas.

25. b-1) Lidhjahidrogjenoredhedisavecori per mardhenietuje-akull • Uji është një mjedis ku zhvillohen reaksione kimike dhe njëkohësishteshte një substance e fuqishme reaguese. • Për të kuptuar më mirë funksionin e ujit duhet të trajtojmë strukturën e tij. • Gjashtë elektronet e atomit të oksigjenit në molekulat e ujit, hibridizohen në formen sp3, që shtrihen sipas skajeve të një tetrahedroni imagjinar disi të deformuar (Fig. 1.1). • Dy orbitale hibride formojnë lidhje kovalente, kurse dy orbitalet e tjera mbajnë një çift elektonesh të palidhura (n-elektone).

26. Çdo molekulë uji koordinohet në mënyrë tetrahedrike me katër molekula të tjera uji me anë të lidhjeve hidrogjenore. Dy çiftet e elektroneve të lira të oksigjenit veprojnë si qendra marrëse (akseptorë) të hidrogjenit (H), kurse orbitalet e lidhjeve O-H veprojnë si qendra dhënëse të H (Fig. 1-3). • Prania e njëkohshme e dy qendrave marrëse dhe dy qendrave dhënëse tek uji, lejon absorbimin në një rrjet tripërmasor që mbahet me anën e urave të H. Kjo strukturë shpjegon edhe veçoritë e veçanta të ujit.

27. Urat (lidhjet) hidrogjenore tek akulli shtrihen në një sferë veprimi më të madhe. Lëvizshmëria e protoneve tek akulli është më e madhe se tek uji. • Për arsye të tendencës së shprehur të molekulave të ujit për tu asociuar nëpërmjet lidhjeve hidrogjenore, uji i lëngët dhe akulli kanë struktura mjaft të zhvilluara. Ato dallohen nga largësia ndërmjet molekulave, numri i koordinimit dhe kohëzgjatja e qëndrueshmërisë etj. • Struktura e qëndrueshme e akullit formohet në temperaturën 00C dhe trysni 1 atm. (kjo është një prej nëntë strukturave kristaline polimorfe të njohura, çdonjëra prej të cilave është e qëndrueshme në një shkallë temperature e trysnie të dhënë). • Për akullin njihet edhe një strukturë amorfe dhe një strukturë e qelqtë.

28. Kur akulli shkrin dhe uji fillon të ngrohet, atëherë numuri i koordinimit dhe largësia ndërmjet molekulave fqinje më të afërta rritet. • Këto ndryshime kanë një ndikim të kundërt ndaj densitetin e ujit. • Me rritjen e numrit të koordinimitdensiteti rritet, ndërkaq rritet edhe largësia ndërmjet molekulave fqinjë më të afërtadhekjo shoqërohet me rritjen e densitetit. Rritja e numrit të koordinimit është mbizotëruese në temperaturën nga 00C në 40C. Për këtë arsye uji shfaq një veçori të pazakonshme: • Densiteti i tij në gjëndje të lëngët në 00C (0.9998 gcm-3) është më i lartë se në gjendje të ngurtë (akulli në –10C e ka dendësinë 0.9168 gcm-3).

29. Gjendja me lidhjet hirogjenore tredimensionale të akullit dhe ujit pasqyrohet në shumë veçori të pazakonta të ujit. • Kështu, në gjendjen e ngurtë, molekulat e ujit, të bashkuara me lidhje të shumta hidrogjenore, formojnë një strukturë me tetrahedra të ndara nga tunele gjashtëkëndëshe boshe. • Akulli mund të konsiderohet si një polimer me strukturë kristalin, kurse uji, më gjendjen e avullit përfaqëson gjendjen monomere. • Sipas studimeve të fundit, në gjendjen e ngurtë uji ndodhet në formën e dy fazave:

30. Faza e vazhduar: e përbërë nga molekula të vetme, të ndara nga njëra-tjetra dhe të vendosura në mënyrë të rregullt. • Faza e ndërprerë: e përbërë nga agregate (grumbuj) të molekulave të bashkuara me lidhje hidrogjenore, që formojnë një strukturë të përcaktuar mirë të ngjashme me atë të akullit, por me largësi molekulare të vogël. Të dyja fazat janë në ekuilibër dinamik, të përfaqësuar me lëvizshmërinë ekstreme të lidhjeve hidrogjenore që mund të prishen dhe formohen shpejt.

31. Struktura e akullit nuk është kaq e thjeshtë për arsye se: • Së pari: akulli i pastër përmban jo vetëm molekula HOH të zakonshme, por edhe variante izotropike dhe jonike HOH. Megjithatë, këto variante izotropike ndodhen në përhapje mjaft të kufizuar, rrjedhimisht, kanë efekt të papërfillshëm ndaj strukturës së akullit. • Së dyti:kristalet e akullit nuk janë perfektë, dhe defektet janë zakonisht të tipeve të orientimit (shkaktuar nga dislokimi i protonit të shoqëruar nga neutralizimi i orjentimeve) ose jonike (të shkaktuara nga dislokimi i protonit me formimin e H3O dhe OH-). • Me pranine e këtyre defekteve shpjegohet lëvizshmëria e protoneve në akull dhe uljen e vogël të përcjellshmërisë elektrike që ndodh kur uji ngrin.

32. Polariteti i molekulës dhe prania e lidhjeve hidrogjenore të shumta përcaktojnë karakteristikat fiziko-kimike të ujit që janë: • 1- Vetitëe fuqishme tretëse të tij. • 2- Pikë e lartë e shkrirjes së akullit. •  Pika e shkrirjes është 00C krahasuar me –900C qeduhetteishte mbi bazën e peshës molekulare dhe tipin e përbërjessi dhe pikë të lartë të vlimit (1000C) krahasuar me –800C qe duhet të kishte një lëng që ka të njëjtën peshë molekulare.

33. 3- Nxehtësi specifike dhe nxehtësi e fshehtë e lartë e avullimit. • Kjo bën që uji të përthithë sasi të dukshme të nxehtësisë qoftë gjatë ngrohjes, ashtu edhe gjatë avullimit, me ndryshime të vogla të temperaturës. • Për arsye të kësaj veçorie, uji luan një rol të rëndësishëm në nivelimin e temperaturave gjatë gjithë periudhë së ditës dhe vitit dhe në mbajtjen konstante të temperaturës së trupit.