LEKSIONI 9

1. LEKSIONI 9 SISTEMATIKA E ELEMENTËVE KIMIKE

2. Sot njihen rreth 112 elemente kimike, te sistemuar ne sistemin periodike te ketyre elementeve. Trajtimi i sistematikes se elementeve kimik nenkupton vec te tjerave edhe njohjen e vetive dhe sjelljes se tyre kudo qe ato jane te pranishem. • Ne tabela 1 japim nje pamje te sistemit periodik te elementeve kimik:

4. Ne sistemin periodik duket qarte se te gjithe elementet e zbuluar deri sot jane te renditura ne rrjeshta qe quhen perioda dhe ne kollona qe quhen grupe. Renditja vlereson ne ndertimin e saj, vetite kryesore te ketyre elementeve duke lejuar edhe interpretimet perkatese. Ne teresine e ketyre elementeve, do trajtojme ne kete leksion vetem disa, te cilet natyrisht, jo vetem nga perhapja ne natyre, po vecanerisht nga vlerat dhe trajtimi edhe ne lende te tilla sic eshte Dituria e Natyres, zejne vend te vecante.

5. 1- Klori (Cl) Klori, është një element tipik jo-metal. Rrjedhimisht, për të është karakteristikë tendenca për të tilla shndrime kimike, të cilat shoqërohen me formimin e anioneve të thjeshta ose të përbëra. Klori takohet kryesisht në trajtën e klorureve. Nga këto minerale, ndër më të rëndësishmet mund të përmendim: guri i kripës (NaCl); silvinita (NaCl, KCl) dhe karnalita (KCl, MgCl2. 6H2O).

6. Nësasitëmëdha, klorin e takojmënëujin e detitsiedhenëpërbërjen e gjallesave. Nëpërbërjetnatyrore, klorin e hasimkryesishtnëtrajtën e izotopeve35Cl (75.53%) dhe37Cl (4.47%). Përveçkëtyreizotopeve, janëfituarartificialishtedheizotopet e tijradioaktiv (33Cl; 36Cl; 39Cl). Molekulae klorit, ashtusiedhemolekulate fluoritdhehidrogjenit, ështëdyatomike (Cl2).

7. Shpërbërjae molekulëssëkloritbëhet e dukshmevetemnëtemperaturënmbi 10000C. Nëkushtetëzakonëshmekloriështë gaz. Tretetnëmënyrëtëkufizuarnëujë. Gjatëftohjessëtretësiraveujoreqëpërmbajnëklor, çlirohenkristalehidratetëformaveCl2 . 6H2OdheCl2 . 8H2O. Kloriështënjëoksiduesaktiv.

8. Klori vepron energjikisht me metalet dhe shumicën e jometaleve (me përjashtim të O2; N2 dhe halogjeneve). Gjithashtu oksidon lehtë shumë komponime të përbëra. Vetitë reduktuese të klorit çfaqen vetëm gjatë bashkëveprimit të tij me fluorin. Në laborator, klori përftohet nga oksidimi i klorureve, ndërsa në teknollogji, nëpërmjet elektrolizës së tretësirës ujore të NaCl.

9. Gjithashtu, fitohet si produkt sekondar gjatë përftimit të natriumit, nëpërmjet elektrolizës së NaCl së shkrirë. Klori përdoret për sterilizimin e ujit të pijshëm, si oksidues në shumë degë të ndryshme të industrisë kimike etj. Komponimet jonike te klorit janë substanca kristalore, të ngurta, me temperaturë të lartë shkrirje; ndërsa kloruret me lidhje kovalente mund të jenë gaze, lëngje ose edhe komponime të ngurta që shkrijnë lehtë.

10. Kloruret përfitohen nga bashkëveprimi i Cl2 ose HCl me substanca të thjeshta, si p.sh.: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Përdorime të shumta në teknikë ka kloruri i hidrogjenit (HCl). Në kushte të zakonshme, ky komponim është gaz.

11. Industrialisht HCl pёrgatitet me sintezë nga substancat e thjeshta: • H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) Kloruri i hidrogjenit ndajthithet mjaftë mirë nga uji. Tretësira ujore e HCl ka veti të forta acide dhe si e tillë, ka përdorim të gjërë në industri, mjekësi si edhe praktikat laboratorike.

12. Ekzistojne edhe forma te tjera ku klori nuk e ka numrin e oksidimit -1 (Cl-). permendim me poshte disa prej ketyre formave: a)- Komponimet e klorit me numër oksidimi +1 Shkallae oksidimittëklorit +1 shfaqettekfloruriikloritClF, oksidiikloritCl2OdhenitruriikloritCl3N etj.

13. Gjatëtretjesnëujëtëkomponimevebinaretëketijklori, përftohet një acid i oksigjenuar i klorit, i cili quhet acid hipokloror, ndërsa kriprat e këtij acidi quhen hipoklorite. Ndër kriprat e këtij acidi, qëndrueshmërinё më të madhe e kanë kriprat e metaleve alkalinë dhe alkalino-tokësor. Hipokloritet e këtyre metaleve treten në ujë.

14. Hipokloritet përdoren si substanca zbardhuese. Gjatë tretjes në ujë të këtyre kriprave, në prani dhe të CO2, fitohet acidi hipokloror: NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO Është pikërisht acidi hipokloror që realizon oksidimin, pra edhe zbardhjen e substancave ndotëse.

15. Interes të madh (si produkt i lirë degazues) paraqet hipokloriti i Ca: (Ca{ClO}2), i cili fitohet gjatë bashkëveprimit të klorit me gëlqeren e shuar: • 2Ca(OH)2+ Cl2 = Ca(ClO)2 + 2H2O Hipokloriti i Ca manifeston po të njëjtat cilësi si edhe hipokloriti i kaliumit apo natriumit (si substancë zbardhuese apo degazuese).

16. b)- Komponimet e klorit me numër oksidimi +5 Nga komponimet në të cilat klori shfaq shkallë oksidimi +5, njihen: fluoruri i klorit (ClF5), oksi-trifluoruri i klorit (ClOF3), dioksi-fluoruri i klorit (ClO2F) si edhe disa komponime komplekse.

17. Njihen kripërat e oksigjenuara të klorit (V) të cilat quhen klorate. Nga këto kripëra, më i rëndësishmi është klorati i kaliumit (KClO3). Klorati i kaliumit përdoret në industrinë e shkrepseve, kurse ai i natriumit (NaClO3) përdoret si mjet për të luftuar edhe barërat e këqija.

18. 2- Oksigjeni (O) Oksigjeni, përsaipërketaftësivetëtijoksiduese, zëvëndin e dytë (mbasfluorit) nësisteminperiodik. Ështëkjoarësyeja, qëainëkomponimet e tijkimike, shfaqkryesishtnjëshkallëoksidimittëbarabartë me -2.

19. Oksigjeni ashtu si edhe klori, fluori dhe komponime të tjera, ekziston i lirë në natyrë në trajtë molekulare O2. Molekula e oksigjenit është mjaft e qëndrueshme. Shpërbërja e molekulësnëatomerealizohetnëtemperaturambi 20000C. Oksigjenitretetkeqnëujë (5 vëllimeoksigjentretennë 100 vëllimeujënëtemperaturë 00C).

20. Oksigjenizotëronaktivitettëlartëkimikveçanërishtgjatëdjegiesdhenëpranitëkatalizatorëve. Nëshumicën e rastevetësubstancavetëthjeshta, aibashkëveprondrejtpërdrejtё me to, duke formuarokside (aisilletsioksidues). Vetëmnëraport me fluorinaishfaqvetireduktuese.

21. Oksigjenifitohetngarektifikimiiajrittëlëngshëm. Nëlaborator, përfitimin e O2, përdoretrruga e zbërthimittermiktëkomponimevetëpasura me këtë element siçjanë p.sh. KMnO4, KClO3etj. Oksigjeni duke bashkëvepruar me substancat e thjeshta, i oksidon ato (përjashto fluorin) duke formuar okside. Ndër oksidet më të rëndësishme të tij, përmendim oksidin e hidrogjenit ose siç njihet - ujin (H2O).

22. Molekula e oksigjenit, në kushte të caktuara të zhvillimit të një reaksioni, mund të lëshojë ose marrë elektrone duke u shndruar në jone të tipit O2-; O2-2 ose O+. Nder keto forma, interes të madh praktik, paraqet peroksidi i hidrogjenit -H2O2. Tek kjo molekulë, energjia e lidhjes O-O është pothuajse dy herë më e vogël se energjia e lidhjes O-H.

23. Në kushte të zakonshme, peroksidi i hidrogjenit është një lëng viskoz dhe ka një temperaturë të lartë vlimi (1500C). Me ujin, peroksidi i hidrogjenit përzihet në çdo raport, në sajë të lindjes së lidhjeve hidrogjenore të reja dhe për pasojë, ambienti merr karakter acid: • H2O------H2O < == > OH3+ + HO2-

24. 3- Squfuri (S) Karakteristikë për squfurin është formimi i komponimeve në të cilat ai paraqitet me numër oksidimi të ndryshëm, nga negativ (-2) deri pozitiv (+6). Numri me i qëndrueshëm i kordinimit është +4. Njihen komponime të squfurit pothuaj me të gjithë elementët. Në natyrë squfurin e ndeshim në trajtën e katër izotopëve: 32S (95.084%); 33S (0.74%); 34S (4.16%) dhe 36S (0.016%).

25. Squfuri është një jometal mjaft aktiv. Me pak ngrohje, ai oksidon shumë substanca të thjeshta, por edhe vetë ai oksidohet mjaft lehtë nga oksigjeni dhe halogjenët. Gjatë ngrohjes, në prani të tretësirave bazike që vlojnë, squfuri shpërbëhet: • 3S0 + 6NaOH = Na2S-2 + Na2SO3+4 + 3H2O Squfuri përdoret në prodhimin e acidit sulfurik, për prodhimin e kauçukut të vullkanizuar etj. Në bujqësi squfuri përdoret si insekticid etj.

26. a)- Komponimet e squfurit me shkallë oksidimi -2 Squfuri shfaq ngjashmëri më të madhe me oksigjenin në komponimet ku ai rezulton me shkallë oksidimi -2. Kështu, oksideve u përgjigjen sulfuret, hidroksideve u përgjigjen hidrosulfitet, oksiacideve u përgjigjen tioacidet (tio = squfur) etj.

27. Sulfuretkanëngjyrëkarakteristikesi p.sh.: CuS; NiSdhePbSkanëngjyrëtëzezë; ndërsaZnSngjyrëtëbardhëetj. Sulfuriihidrogjenitkeerëtëkeqedheështëshumëhelmues. ZakonishtH2SfitohetngaveprimiitretësirëssëholluartëHCl me FeS, ndërsasulfuret e patretëshmefitohennëpërmjetreaksionevetëndryshemtekëmbimit: HCl + FeS = FeCl2 + H2S

28. b)- Komponimet e squfurit me shkallëoksidimi +4 Me numëroksidimi +4, squfurishfaqettektetrahalogjenët, tekdioksidi (SO2) siedhetekoksi-dihalogjenet. Ngakomponimet e squfurit (IV) mëshumërëndësi ka oksidiisqufuritSO2. NëkushtetëzakonshmeSO2ështënjëgaz pa ngjyrëdhe me erëkarakteristike.

29. Në praktikë, SO2 fitohet nga djegia e squfurit ose e mineraleve sulfurike: • S + O2 = SO2 • 4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3 Dioksidi i squfurit ka aftësi të mëdha për tu tretur në ujë. Dioksidi i squfurit përdoret për pregatitjen e acidit sulfurik, gjithashtu përdoret në industrinë e letrës dhe atë tekstile si mjet zbardhues etj.

30. c)- Komponimet e squfurit me shkallë oksidimi +6 Shkalla e oksidimit të squfurit +6 shfaqet tek heksafluori SF6, trioksidi SO3, tek dioksi-dihalogjenuret SO2X2 (ku X-halogjenur), si edhe tek komponimet anionike të tipit SO4-2; SO3X-1 etj. Në kushte të zakonëshme, fluoruret dhe oksihalogjenuret e squfurit (VI) janë lëngje ose gaze. Ashtu si edhe SO3, ato janë komponime tipike acide.

31. Me ujin, SO3 përzihet në proporcione të ndryshme, duke shfaqur kundrejt tij një afinitet kimik të jashtëzakonëshëm. Tretja e SO3 në ujë shoqërohet me çlirim të një sasie të madhe nxehtësie dhe krijimin e disa lloje hidratesh, ndër të cilat, më i thjeshti është monohidrati: SO3 + H2O = H2SO4

32. d)- Acidi sulfurik Acidi sulfurik është një lëng pa ngjyrë dhe pa erë. Përzihet me ujin në raporte të çfarëdoshme. Kjo përzierje, shoqërohet me çlirim të një sasie të madhe nxehtësie. Gjatëveprimit me substancatorganike (p.sh. sheqerin), ikarbonizonato, duke çliruarujin. Acidisulfurikjepdyllojekriprash: sulfatetdhehidrogjen-sulfatet.

33. Prodhimiiaciditsulfurikbëhet me dymetoda: atëtëkontaktitdheatëtënitrozës. Tëgjithametodat e përfitimittëH2SO4, bazohennëoksidimin e dioksidittësqufurikSO2, tëpërftuarngadjegia e piritësose e squfurit, derinëanhidritsulfurikSO3dhekthimin e këtijtëfunditnë acid.

34. e)- Komponimetëtjeratësqufurit Disulfuriikarbonitështënjëkomponimtjeterirëndësishëmisqufuritqëfitohetngangrohja e karbonitdhesqufuritnëtemperaturatëlarta: • C(ng) + 2S(l)  CS2(l) Kykomponimtretetdobëtnëujëpornjëkohësishtështënjëtretësshumëimirëpërsqufurin, fosforin, jodindhepërshumësubstancajopolaresiçjanë p.sh. gomatdhedyllrat.

35. f)- Përdorimet e squfurit Pjesa më e madhe e squfurit (50%), përdoret për pregatitjen e acidit sulfurik. Në bujqësi, squfuri i pastër, përdoret shumë në vitikulturë. Më tepër në trajtën e squfurit koloidal, përdoret edhe për luftimin e disa myqeve.

36. Në veterinari, squfuri përdoret për luftimin e disa sëmundjeve të lëkurës. Shumë substanca që përmbajnë squfur, si p.sh. sulfati i amonit, (NH4)2SO4; sulfati i kaliumit, K2SO4, etj. përdoren si plehra kimike në kultura të ndryshme bujqësore. Sulfati i bakrit, CuSO4..5H2O, ka gjetur në bujqësi një përdorim të gjërë si dizifektues etj.

37. 4- Azoti (N) Rreth 78% të ajrit e përbën azoti. Mineralet natyror më të rëndësishme që përmbajnë azot janë salitra (KNO3) dhe salitra kiliane (NaNO3). Azoti është një nga elementët më të rëndësishëm të jetës duke qenë i pranishëm në ndërtimin e proteinave dhe acideve nukleinike. Azoti hyn në përbërjen e të gjitha organizmave bimore dhe atyre shtazore.

38. Azoti natyror përbëhet nga dy izotope të qëndrueshëm: 14N (99,635%) dhe15N (0.365%). Azoti është një element tipik metaloid. Shkalla e oksidimit të azotit në komponimet e tij mund të jetë: -3, -1, +1, +3, +5. Gjithashtu ndeshet edhe me shkallë oksidimi +2 dhe +4.

39. a)- Azotisisubstancë e thjeshtë Molekula e thjeshte e azotitformohetngabashkimiidyatomeveazot-N2. Molekula e azotitështemjaftë e qëndrueshmemandejedhenëtemperaturërreth 30000C. Shkalla e shpërbashkimittëazotitmolekularnëatometpërbërësearrinvetëm 0.1%.

40. Nëkohën e sotmeazotifitohetnëpërmjetdistilimittëfraksionuartëajrittëlёngështuarnëkushteindustriale. NëkushtelaboratorikefitohetngazbërthimitermikikomponimeveqëpërmbajnëN2: • NH4NO2 = N2 + 2H2O Sasia kryesore e azotit përdoret për prodhimin e amonjakut.

41. b)- Amoniumi dhe komponimet e tjera të azotit me shkallë oksidimi –3 Amonjaku i lëngët ashtu si edhe uji është një tretës i fortë jonizues. Në këtë rast, jonet NH3+ që përmbahen në amonjakun e lëngshëm, e shfaqin veten si acide (njëlloj si jonet H3O+), ndërsa jonet NH- e shfaqin veten si baza (njëlloj si jonet OH- në ujë). P.sh: Veti të forta acide të amonjakut të lëngët shfaqin komponime të tilla si NH4Cl, NH4NO3, ndërsa veti bazike shfaqin KNH2 apo (NH2)2.

42. Amonjaku i lëngshëm si tretës përdoret gjërësisht për kryerjen e sintezave të ndryshme. Amonjaku tretet shumë mirë në ujë. Tretshmëria e mirë shpjegohet me formimin e lidhjeve hidrogjenore midis molekulave të amonjakut dhe ujit.

43. c)- Oksidet e azotit Oksidet e azotit në të cilat ay paraqet numër oksidimi pozitiv përfshijnë të gjithë ato që e kanë këtë numër nga +1 deri +5. Kur ngrohet nitrati i amoniumit përftohet oksidi nitror (N2O), i cili ka numër oksidimi +1 . Oksidi nitror NON (ose N2O) është gaz pa ngjyrë dhe pak i qëndrueshëm. Me pak ngrohje zbërthehet duke u shoqëruar me çlirim të oksigjenit. Përzierja e tij me hidrogjenin dhe amonjakun shpërthen.

44. Për azotin me shkalle oksidimi +3 njihen komponimet e flurorit të azotit (NF3), trioksidit të azotit (N2O3), okso-halogjenuret (NONaJ), fluoro-kloruri i azotit (NF2C1), gjithashtu edhe anioni NO2-. Acidi nitrik HNO3: Në kushte të zakonshme HNO3 është një lëng pa ngjyrë që vlon në temperaturën 84.10C, kurse në –41.60C ngurtësohet në një masë kristalore transparente.

45. Ky acid shkatërron indet bimore ose shtazore, oksidon pothuajse të gjitha metalet dhe metaloidet. Formimi i këtyre apo atyre produkteve (me shkallë oksidimi të ndryshme) varet nga koncentrimi i HNO3, aktiviteti i substancës së thjeshtë dhe nga temperatura. Përzierja e një vëllimi HNO3 me tre vëllime HC1 quhet uji mbretëror. Kjo përzierje mund të tresë platinin, arin dhe metalet e tjera jo aktive.

46. HNO3 me ngrohje dhe prani të ndriçimit zbërthehet lehtë: • 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O Nitratet e shumicës së elementeve janë të qëndrueshëm. Nitratet e metaleve treten mirë në ujë. Nitratet kanë rëndësi të madhe, mbasi mund të përdoren edhe si plehra azotike. Si të tilla përdoren kryesisht NH4NO3 dhe NaNO3.

47. 5-Fosfori (P) Fosfori është një jometal aktiv që gjendet i lirë në natyrë. Ay gjëndet në shumë minerale dhe njëkohësisht është përbërës edhe në bimë dhe organizmat e gjalla. Kockat, dhëmbët dhe hiri muskular si dhe ay nervor, përmbajnë komponime të fosforit. Acidet nukleinike si DNA dhe RNA të cilat mbartin në organizëm informacionin gjenetik, përmbajnë gjithashtu fosfor.

48. Metabolizmi ushqimor dhe prodhimi i energjisë në organizmat e gjalla është i lidhur me komponimet fosfatike. Ushqime të tilla si vezët, leguminozët, qumështi etj. janë ato që furnizojnë organizmin me fosfor. Komponimet e ndryshme fosfatike përdoren në trajtimet ushqimore, si eksploziv, shkrepse, kimikate bujqësore (ku përfshihen insekticidet, herbicidet dhe plehrat), sapune, detergentet dhe aliazhe speciale metalike.

49. Fosfori është një metaloid aktiv. Në komponimet e tij ky element gjendet me numra oksidimi –3; +3 dhe +5. Hidruri më i rëndësishëm i fosforit është fosfina (PH3), një gaz ky analog me amoniakun si nga formula ashtu edhe nga struktura. Dy janë oksidet më të njohur të fosforit: Fosfor (III) oksidi, P4O6, dhe fosfor (V) oksidi, P4O10.

50. Fosfor (III) oksidi është një komponim i ngurtë, kristalin, që oksidohet dobët në ajër dhe ndizet në temperaturë 700C duke formuar P4O10. Tretet mirë në ujë të ftohtë duke na dhënë H3PO3. Fosfor (V) oksidi, është në trajtën e një pluhuri flokuloz dhe pёrgatitet duke djegur fosforin, është i qëndrueshëm dhe vlerësohet si agent i dobët oksidues. Kur P4O10 hidhet në ujë, ay bashkëvepron fuqishëm me të duke formuar acid fosforik: P4O10(ng) + 6H2O(l) 4H3PO4(aq)