LIDHJA KIMIKE DHE STRUKTURA E MOLEKULËS

TEORIA ELEKTRONIKE E VALENCËS

Dimë se me lidhjen reciproke të atomeve të elementit të njëjtë formohen

molekulat e atij elementi, ndërsa me lidhjen e atomeve të elementeve të ndryshëm

formohen komponimet kimike me përbërje kimike të caktuar dhe të përhershme. Me fjalë

tjera, atomet e elementeve në mes vete lidhen në numër saktësisht të caktuar. Kjo veti e

atomeve të ndonjë elementi që të lidhet me numër të caktuar të atomeve të ndonjë

elementi tjetër quhet valencë e tij ( lat. Valentia = aftësi ose kapacitet). Elementin, atomet

e të cilit rëndom nuk mund të lidhen me më tepër se një atom të cilit do element tjetër e

quajmë monovalent, pra valenca e tij është një. Element i tillë është hidrogjeni i cili

formon komponime HCl, H2O, NH3, CH4, por asnjëherë nuk formon komponime të tipit

HX2, HX3 etj. ( te HN3 atomi i H nuk është i lidhur për tre atome të N, por për një atom

N). Atëherë, valencën e elementeve tjerë mund ta definojmë si numër të atomeve të

elementit monovalent me të cilët lidhet një atom i elementit përkatës. Nga ndërtimi i ujit

(H2O), shohim se një atom i oksigjenit lidhet me dy atome të H monovalent, prandaj O

është divalent. Ngjajshëm me këtë, azoti në amoniak (NH3) është trivalent, karboni në

metan (CH4) është tetravalent. Prandaj, themi se oksigjeni, azoti dhe karboni janë

polivalent. Për arsye se oksigjeni lidhet me shumicën e elementeve në lloje të ndryshme

të oksideve, nga ndërtimi i atyre oksideve mund të gjendet lehtë valenca e elementit

përkatës. Për shembull, natriumi formon oksid me formulë Na2O, prandaj natriumi është

monovalent; kalciumi formon oksid CaO, pra është divalent; alumini formon oksid Al2O3,

prandaj është trivalent; fosfori formon dy okside me formulë më të thjeshtë P2O3 dhe

P2O5, prandaj është trivalent dhe pentavalent etj. Sipas kësaj, elementi i njëjtë mundet me

qenë në komponime të ndryshme me valenca të ndryshme ose multivalent, pra elementi i

njëjtë mund të ketë më shumë valenca.

Shkaqet për lidhjen reciproke të atomeve të elementeve të veçant, pra edhe

esencën e valencës, përkatësisht lidhjes kimike, e sqaron teoria elektronike e valencës.

Qysh në vitin 1811 BERZELIUSI e kishte zhvilluar teorinë dualistike të lidhjes

kimike duke studiuar dukurinë e elektrolizës së tretësirave të kripërave dhe shkrirjeve të

1

tyre. Pasi që gjatë elektrolizës metali lirohet në katodë, ndërsa jometali (oksigjeni dhe

klori) në anodë, Berzeliusi përfundoi se në kripë gjendet baza me ngarkesë pozitive (e

cila në katodë e neutralizon ngarkesën dhe liron metalin), dhe acidi me ngarkesë negative

( i cili në anodë e neutralizon ngarkesën dhe liron jometalin). Këto janë të lidhur për

shkak të ngarkesave elektrike të kundërta. Mirëpo, kah vitet e pesëdhjeta të shek. 19. kjo

teori u la në haresë sepse nuk mund të zbatohej te komponimet e karbonit, por edhe te

lidhjet e atomeve të njëjtë në molekulë (p.sh. O2). Pas zbulimit të elektronit kah fundi i

shekullit 19. pastaj me paraqitjen e teorisë kuantike të Borit më 1913 janë vendosur bazat

e të ashtuquajturës teoria elektronike e valencës, të cilën pavarësisht nga njëri tjetri më

1916 e përpunuan kimisti amerikan G. N. LEWIS dhe fizikani gjerman W. KOSSEL,

ndërsa pastaj më 1919 e zgjeroi kimisti amerikan L. LANGMUIR. Sipas kësaj teorie,

lidhja në mes atomeve, me këtë edhe valenca, është e shkaktuar nga struktura elektronike

e atomit. Duke zbatuar teorinë e mekanikës kuantike në lidhjet mes atomeve (W.

HEITLER dhe F. LONDON, 1927), teoria elektronike e valencës përfundimisht është

zhvilluar në teorinë moderne të sotme. Për zhvillimin e saj kanë kontribuar shumë

kimistët e njohur amerikan L. PAULING dhe J. C. SLATER. Aplikimin e metodës

bashkëkohore të orbitaleve molekulare e kanë zhvilluar (kah viti 1932) F. HUND, R.

MULLIKEN, E. HÜCKEL dhe J. LENNARDS-JONES.

Kur dy ose më tepër atome lidhen ndërmjet vete, ata këtë e bëjnë përmes

elektroneve të shtresave të jashtme. Normalisht, elektronet për valencën e atomit i jep

shtresa elektronike e paplotësuar ose përkohësisht e plotësuar. Për këtë arsye valencën e

atomeve të elementeve e me këtë edhe vetitë kimike të tyre i përcakton konfiguracioni

elektronik i dy shtresave elektronike të jashtme, përkatësisht orbitaleve të tyre. Sipas

kësaj, elektronet e atomit ndahen në dy lloje: elektrone valente, të cilët shërbejnë për

lidhjen e atomit dhe elektrone të brendshme që nuk marrin pjesë në lidhjen kimike, të

cilët e rruajnë konfiguracionin e vet në të gjitha komponimet e elementit përkatës.

Atomet në mes vete lidhen sepse të lidhur formojnë sistem më stabil nga aspekti

energjetik. Që të formohet sistem energjetik më stabil, atomet kalojnë në konfiguracione

elektronike të tilla të cilat mundësojnë të ulet energjia e sistemit, ashtu që:

a) atomet të kalojnë në jone me ngarkesë pozitive dhe negative, të cilët me

tërheqje reciproke (duke liruar energjinë potenciale) formojnë lidhje jonike në rrjetën 2

kristalore jonike ( duke liruar energjinë e rrjetës kristalore). Sistemi jonik mund të

stabilizohet edhe me solvatim në tretësirë (duke liruar energjinë e solvatimit).

b) atomet të lidhen me lidhje kovalente duke formuar çift elektronik të përbashkët

me këmbim të elektroneve ( duke liruar energjinë e këmbimit).

Sipas kësaj, atomet mund të lidhen me bashkëveprim të ndërsjelltë të elektroneve

valente të tyre. Pasi që lidhjen kovalente e karakterizon formimi i çiftit të përbashkët

elektronik me këmbim të elektroneve, është e mundur që elektronet me rastin e këmbimit

të gjenden më shumë në sferën e njërit nga atomet, edhe atë atij që ka afinitet më të madh

për elektrone. Në rastin kufitar, kur afiniteti për elektrone i njërit atom është shumë i

madh, atëherë çifti elektronik ndodhet gati plotësisht në sferën e atij atomi, prandaj ai

fiton ngarkesë negative, ndërsa atomi tjetër ngarkesë pozitive. Kjo përsëri karakterizon

lidhjen jonike. Pra, nuk ekziston ndonjë kufi i mprehtë ndërmjet lidhjes kovalente dhe

jonike, por ekziston një kalim i vazhdueshëm (kontinual). Me fjalë tjera, lidhja në mes

atomeve është edhe me natyrë kovalente edhe jonike. Nëse dominon kontributi i lidhjes

jonike, flasim për lidhjen jonike me karakter të pjesërishëm kovalent. Në rastin e kundërt

flasim për lidhjen kovalente me karakter të pjesërishëm jonik.

E gjithë kjo na tregon se lidhja mes atomeve në të vërtetë në esencë është e njëjtë,

pra interaksion mes elektroneve. Mirëpo, pasi që interaksioni i tillë mes elektroneve

valente manifestohet me veti të ndryshme të substancave, atëherë flasim për dy lloje të

lidhjeve kimike, prandaj edhe si të tilla do ti shqyrtojmë më detalisht.

Cila nga lidhjet kimike do të formohet në mes atomeve të lidhur, varet nga

konfiguracioni elektronik i atomeve të lirë, përkatësisht nga gjendja energjetike e

elektroneve valente të tyre të cilët ndikojnë në energjinë e jonizimit gjegjësisht në

afinitetin elektronik të atomit. Prandaj do të shqyrtojmë se cilët konfiguracione

elektronike të atomit janë të përshtatshëm për formim të lidhjes jonike, përkatësisht

lidhjes kovalente.

3

LIDHJA JONIKE

Për t’u formuar lidhja jonike ndërmjet atomeve, njëri prej atomeve patjetër duhet

të kalojë në jon me ngarkesë pozitive duke humbur numër të caktuar të elektroneve,

ndërsa atomi tjetër patjetër t’i pranojë këto elektrone dhe të kalojë në jon me ngarkesë

negative. Është e qartë se sa më e vogël që është energjia e shpenzuar për lirimin e

elektronit nga atomi, aq më lehtë atomi do t’ia jep elektronin atomit tjetër, me fjalë tjera

sa më e vogël që është energjia e jonizimit Ei e cila definohet me procesin:

A → A+ + e- ( Ei,1)

A+ → A2+ + e- (Ei,2)

etj.

gjegjësisht:

A → A2+ + 2e- ( Ei,1 + Ei,2)

Anasjelltas, atomi i cili e pranon elektronin do t’a bëjë këtë aq më lehtë sa më i

madh të jetë afiniteti elektronik (E,a) i tij.

A + e- → A- ( Ea,1)

A- + e- → A2- (Ea,2)

etj.

gjegjësisht:

A + 2e- → A2- ( Ea,1 + Ea,2)

Pasi që energji më të vogël të jonizimit kanë elementet që gjenden në anën e majtë

të sistemit periodik (grupi IA dhe IIA), ndërsa afinitet elektronik më të madh kanë atomet

e elementeve që gjenden në anën e djathtë të sistemit periodik ( grupi VII B), pikërisht

këto atome lehtë formojnë jone pozitive përkatësisht negative.

Natyrisht që numri i elektroneve të lëshuar dhe të pranuar varet para së gjithash

nga numri i elektroneve valente në shtresën valente të atomeve të cilët lidhen mes vete.

Për këtë arsye numri i elektroneve të lëshuar nuk mund të jetë më i madh se numri i 4

elektroneve valente. Gjithashtu edhe numri i elektroneve që atomi mund t’i pranojë është

i kufizuar me orbitalet e paplotësuara në shtresën valente. Në përgjithësi mund të themi se

numri i elektroneve valente të cilët marrin pjesë në lidhjen kimike varet nga gjendja

energjetike e elektroneve. Gjendja energjetike e elektroneve përsëri është e përcaktuar –

për nivelin kuantik të dhënë – me ngarkesën efektive të bërthamës atomike; sa më e

madhe që është ajo, elektroni ka energji më të vogël, prandaj është më inert për të

formuar lidhje kimike.

Për shembull, të marrim atomin e natriumit (Ei,1 = 5,14 eV) dhe atomin e klorit (Ea

= - 3,61 eV). Konfiguracionet elektronike të tyre janë:

Na( 1s2 2s2 2p6 3s1), Cl(1s2 2s2 2p6 3s2 3p5).

Sipas kësaj, atomi i natriumit mund t’a jep një elektron (duke i sjellë energjinë e

jonizimit) nga orbitalja 3s e shtresës valente dhe të kalojë në jon të natriumit me ngarkesë

pozitive:

Na ( 1s2 2s2 2p6 3s1) → Na+ ( 1s2 2s2 2p6) + e-.

Këtë elektron mund t’a pranojë (duke liruar energji) atomi i klorit në orbitalen 3p të

paplotësuar të shtresës valente dhe të kalojë në jon të klorit me ngarkesë negative:

Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5) + e- → Cl- (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6).

Për shkak të ngarkesave të kundërta jonet Na+ dhe Cl- mbahen bashkë, gjegj.

lidhen me lidhje jonike, që mund t’a tregojmë me formulën:

Na+Cl-.

Atomi i cili jep elektronin e quajmë elektron-donor(lat. donare = me dhënë),

ndërsa atomi që pranon elektronin e quajmë elektron-akceptor (lat. aceptare = me pranu).

Të marrim si shembull tjetër atomin e magnezit konfiguracioni elektronik i të cilit

është:5

Mg (1s2 2s2 2p6 3s2).

Pasi që në orbitalen 3s të shtresës valente gjenden dy elektrone, atomi i magnezit mund

t’ia jep elektron-akceptorit këto dy elektrone (energjia e shpenzuar për jonizimin e këtyre

dy elektroneve është: Ei,1 + Ei,2 = 7,65 eV + 15,04 eV = 22,69 eV). Nga kjo formohet

joni i magnezit me ngarkesë pozitive të dyfishtë:

Mg ( 1s2 2s2 2p6 3s2) → Mg2+ ( 1s2 2s2 2p6) + 2e-.

Për shembull, nëse si atom elektron-akceptor është atomi i klorit, ndërsa ai mund të

pranojë vetëm një elektron – nevojiten dy atome të klorit që t’i pranojnë këto dy elektrone

të atomit të magnezit. Formimin e lidhjes jonike ndërmjet jonit të magnezit dhe dy joneve

klorure mund t’a tregojmë në këtë mënyrë:

Mg2+Cl2-.

Shohim se numri i ngarkesave të jonit cakton valencën e tij, të cilën në këtë rast e

quajmë valencë jonike ose elektrovalencë. Pra, në shembujt e përmendur natriumi është

njëvalent pozitiv, magnezi dyvalent pozitiv, ndërsa klori është njëvalent negativ.

Nga shembujt shihet qartë se jonet e formuara Na+, Mg2+ dhe Cl- kanë

konfiguracion të atomit të gazit fisnik përkatës: Jonet Na+ dhe Mg2+ kanë konfiguracion

elektronik të neonit, Ne (1s2 2s2 2p6), ndërsa joni Cl- ka konfiguracion elektronik të

argonit, Ar (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6). Për arsye se këto janë konfiguracione elektronike stabile

të oktetit, G. N. LEWIS përfundoi se atomet duke u lidhur ndërmjet vete tentojnë të

arrijnë strukturën elektronike të oktetit dhe në këtë mënyrë të fitojnë stabilitet më të

madh. Kjo është bazë e teorisë klasike të tij për valencën e oktetit. Mirëpo edhe nga

shqyrtimet e gjertanishme shohim se një përfundim i tillë është vetëm iluzor, sepse për

formimin e jonit me ngarkesë pozitive patjetër nevojitet që sistemit t’i sillet energjia e

nevojshme e jonizimit, e cila është më e madhe se sa energjia që lirohet te formimi i jonit

me ngarkesë negative. Pra, lidhja jonike, përkatësisht stabilizimi i sistemit nuk është

shkaktuar nga struktura stabile e oktetit, por nga energjia e rrjetës kristalore. Me fjalë

tjera, konfiguracioni elektronik stabil i oktetit – sikurse edhe konfiguracionet elektronike

stabile tjera – janë pasojë e jo shkak i lidhjes kimike.

6

Simbolet e Lewisit shfrytëzohen edhe në ditët e sotme për shkak të karakterit

ilustrues që kanë në paraqitjet kualitative gjatë formimit të lidhjes kimike, por jo në

kuptimin e domethënies të teorisë valencore të Lewisit për oktetin. Kështu në shembujt e

shqyrtuar mund të tregojmë formimin e jonit Na+, Mg2+ dhe Cl-, si dhe formimin e lidhjes

jonike në këtë mënyrë:

Na + Cl [Na]+

Cl ]-[

Cl + Mg + Cl Cl[ ]- [Mg] 2+ -][ Cl

Energjia e jonizimit (e cila duhet t’a sjell atomin, përkatësisht jonin që t’a lëshojë

elektronin) për elektronin e dytë të magnezit është shumë më e madhe (Ei,2 = 15,04 eV) se

sa ajo për elektronin e parë (Ei,1 = 5,14 eV). Shkaku është se elektroni i dytë (dhe çdonjëri

me rradhë) largohet nga joni pozitiv e jo nga atomi neutral. Natyrisht që energjia e

jonizimit për elektronin e tretë valent (Ei,3) do të jetë edhe më e madhe. Për shembull,

energjia e përgjithshme e jonizimit ( ∑Ei ) për elektronet valente të tre elementeve të parë

në periodën e dytë është si vijon:

Li+ Be2+ B3+

∑Ei/eV 5,4 27,5 71,4

Mirëpo, energjia e përgjithshme e jonizimit për tre elektronet valente të atomit të lantanit,

me fjalë tjera për kalimin e tij në jon La3+ është gjithsej 35,8 eV.

Parashtrohet pra pyetja, cili është shkaku i formimit të jonit Mg2+ e jo i jonit Mg+ i

cili ka energji të jonizimit shumë më të vogël. Shkaku është te stabiliteti më i madh i

sistemit i cili përmban jonin me ngarkesë më të madhe Mg2+, sepse në atë rast lirohet

energji më e madhe e rrjetës kristalore.

Në kuadër të një grupi të sistemit periodik, me rritjen e numrit atomik të elementit

energjia e jonizimit zvogëlohet, ndërsa në periodën e njëjtë rritet me rritjen e numrit

atomik të elementit. Me rritjen e numrit atomik të elementit brenda një grupi, rritet numri

i shtresave elektronike e me këtë edhe madhësia e atomit. Me këtë rritet edhe largësia

ndërmjet bërthamës dhe elektroneve valente në shtresat e fundit, prandaj zvogëlohet forca

tërheqëse në mes bërthamës dhe atyre elektroneve. Përveç kësaj, për shkak të rritjes së

ngarkesës së bërthamës, elektronet e shtresave të brendshme gjithnjë e më tepër puthiten

7

për bërthame dhe e hijezojnë fuqishëm ngarkesën e saj. Rezultat i kësaj është se

elektronet e shtresave të jashtme janë të lidhur gjithnjë e më dobët, prandaj, energjia e

jonizimit zvogëlohet. Mirëpo, brenda një periode me rritjen e numrit atomik rritet

ngarkesa e bërthamës, por nuk ndërron shtresa elektronike. Elektronet të cilët vijnë në

këtë shtresë elektronike nuk mund që plotësisht t’a hijezojnë ngarkesën e bërthamës,

prandaj me rritjen e numrit atomik rritet ngarkesa efektive e bërthamës. Në përgjithësi

mund të themi se elektronet me vlera të njëjta të n dhe l në mes vete realativisht dobët e

hijezojnë ngarkesën e bërthamës. Për këtë arsye zvogëlohet madhësia e orbitaleve, gjegj.

radiusi i atomit, prandaj rritet forca tërheqëse ndërmjet bërthamës dhe elektroneve. Pasojë

e kësaj është rritja e energjisë së jonizimit brenda një periode, përkatësisht gjendjes

kuantike.

Ngarkesën efektive të bërthamës (Z*e) që vepron në elektronin e vështruar,

përkatësisht numrin e ngarkesës efektive të bërthamës (Z*) mund t’a llogaritim nga numri

i ngarkesës të bërthamës atomike (Z) nëse dihet efekti i hijezimit apo konstanta e hijezimit

(S) për atë elektron:

Z* = Z – S

Një metodë të thjeshtë, por jo shumë të saktë për llogaritjen e konstantës së hijezimit (S)

gjegjësisht numrin e ngarkesës efektive të bërthamës (Z*) e ka dhënë J.C. SLATER. Ai

supozon se të gjithë elektronet – s, p, d, ose f – në mënyrë të barabartë i hijezojnë

elektronet të cilët gjenden pas tyre. Metoda është e njohur me emrin rregullat e Slaterit:

1. Shkruhet konfiguracioni elektronik i atomit me këtë rend dhe grupim të elektroneve:

(1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p) etj.

2. Elektronet e cilit do grup në të djathtë prej grupit (nsnp) fare nuk i kontribuojnë

konstantës së hijezimit.

3. Çdo elektron në grup e mbron elektronin e vrojtuar të atij grupi me vlerën 0,35.

Përjashtim bën elektroni 1s i cili e mbron elektronin 1s me vlerën 0,30.

8

4. Çdo elektron i nivelit (n-1) i mbron elektronet ns dhe np me vlerën 0,85.

5. . Çdo elektron i nivelit (n-2) dhe më i ulët i mbron elektronet ns dhe np me vlerën

1,00, pra plotësisht.

6. Çdo elektron në grupet që shtrihen në të majtë prej elektroneve nd apo nf i mbron

elektronet nd apo nf me vlerën 1,00.

Për shembull, për elektronet 4s dhe 3d të atomit të zinkut me konfiguracion elektronik 1s2

2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 dhe numër të ngarkesës së bërthamës Z = 30, kemi:

(1s2)( 2s2 2p6)(3s2 3p6)(3d10)(4s2)

S4s = (10 ∙ 1,00) + (18 ∙ 0,85) + (1 ∙ 0,35) = 25,65

Z*4s = 30 – 25,65 = 4,35

S3d = (18 ∙ 1,00) + (9 ∙ 0,35) = 21,15

Z*3d = 30 – 21,15 = 8,85.

Sipas kësaj, jone me ngarkesë pozitive, përkatësisht lidhje jonike formojnë atomet e

elementeve-s, në rradhë të parë atomet e metaleve alkaline, pastaj edhe metalet alkalino-

tokësorë. Mirëpo, edhe atomet e elementeve -p,-d dhe -f, formojnë jone me ngarkesë

pozitive kur energjia e jonizimit u është e vogël. Por, duhet theksuar se ngarkesa pozitive

maksimale e kationeve të tilla është 4+, edhe ate vetëm nëse janë mjaft të mëdha ( atomet

e elementeve në fund të sistemit periodik), siç është p.sh. joni i Th4+. Sigurisht se shumica

e këtyre kationeve nuk kanë konfiguracion elektronik të oktetit, por kanë konfiguracion

me orbitale-d të plotësuara, gjegj. konfiguracion me 18 elektrone (ns2np6nd10), p.sh.:

Cu+, Zn2+, Ga3+, Ag+, Cd2+, In3+, Au+, Hg2+, Tl3+, Pb4+ etj.

Atomet e elementeve në anën e djadhtë të sistemit periodik kanë afinitet

elektronik të madh. Në të vërtetë, elektronet rreth bërthamës atomike nuk e hijezojnë

plotësisht ngarkesën e saj dhe atomi neutral në përgjithësi ka afinitet të madh për

elektrone. Ai, natyrisht rritet, me zvogëlimin e mundësisë për hijezim, gjegjësisht me 9

rritjen e ngarkesës efektive të bërthamës, e kjo do të thotë me rritjen e numrit atomik

brenda periodës së njëjtë. Më tej, afiniteti elktronik rritet me zvogëlimin e radiusit

atomik, sepse në atë rast rritet forca tërheqëse e bërthamës. Mirëpo, me zvogëlimin e

radiusit atomik rritet forca shtytëse e elektroneve të pranishëm në atom me elektronin që

vijon. Në rradhë të parë, afiniteti elektronik është aq më i madh sa më i vogël që është

atomi, sepse në atë rast forca tërheqëse e bërthamës është më e madhe, ndërsa forca

shtytëse e elektroneve të pranishëm është më e vogël. Për këtë arsye, tendenca e formimit

të joneve me ngarkesë negative te lidhja jonike, në kuadër të një grupi zvogëlohet me

rritjen e numrit atomik. Pra, atomi i fluorit ka tendencë më të madhe për formimin e jonit

F- se sa që ka atomi i jodit për formimin e jonit I-. Mirëpo, afiniteti elektronik i atomit të

klorit është më i madh se sa i atomit të fluorit për shkak të dëbimit më të madh të reve

elektronike në atomin e vogël të fluorit. Atomet në fund të periodës së caktuar (elementet

halogjene) mund të pranojnë 1 elektron në orbitalen-p të shtresës valente. Atomet e

elementeve që vijojnë në të majtë në të njëjtën periodë mund të pranojnë 2, 3 dhe më

shumë elektrone. Por, tendenca e pranimit të elektronit të dytë është shumë më e vogël se

e të parit, sepse elektroni i dytë tani më vin në jonin me ngarkesë negative. Për këtë arsye

joni F- formohet lehtë, joni O2- shumë vështirë, ndërsa joni N3- shumë rëndë, derisa joni

C4- dhe joni C4+ nuk janë të njohur.

Afinitetet elektronike të atomeve është vështirë të përcaktohen në mënyrë

eksperimentale. Lidhja e elektroneve sipas relacionit

A + e- → A-

mund të ndodh duke liruar energji dhe ky proces është spontan. Në këtë rast ndryshimi i

energjisë së sistemit, përkatësisht afiniteti elektronik, Ea, është negativ. Rast të tillë kemi

te këto atome:

Ea/eV

F + e- → F- -3,45

Cl + e- → Cl- -3,61

Br + e- → Br- -3,36

I + e- → I- -3,07

H + e- → H- -0,76

10

Nëse reaksioni i lidhjes së elektronit përcillet me lidhje të energjisë, procesi nuk është

spontan dhe afiniteti elektronik është pozitiv, p.sh.

Ea/eV

O + e- → O - -1,47

O- + e- → O2- +8,1

O + 2e- → O2- +6,6

S + e- → S- -2,07

S- + e- → S2- +6,1

S + 2e- → S2- +4,0

Nga kjo është e kuptueshme ajo që u tha për tendencën e formimit të joneve negative me

ngarkesë më të lartë. Por, edhe jonet negative të tilla me ngarkesë më të lartë (për

shembull O2- dhe S2-) mund të stabilizohen në rrjetën kristalore jonike (duke liruar

energjinë e rrjetës kristalore) ose me solvatim në tretësirë (duke liruar energjinë e

solvatimit).

Pra, mund të themi se lidhja jonike formohet në mes atomeve të metaleve tipike

me atomet e jometaleve tipike. Për këtë arsye komponime jonike tipike janë komponimet

e elementeve alkaline me elementet halogjene, përkatësisht halogjenuret alkaline.

Komponimet jonike tipike ndryshe quhen edhe kripëra tipike.

Thamë se atomet lidhen mes vete për arsye se lidhja jonike u mundësonte

atomeve të lidhur të kenë gjendje energjetike më të ulët. Te shembulli i formimit të çiftit

jonik Na+Cl- nga atomet Na dhe Cl, do të tregojmë se çifti jonik Na+Cl- me të vërtetë ka

përmbajtje të energjisë më të vogël (gjendje energjetike më të ulët) se sa atomet Na + Cl.

Të marrim se reagojnë natriumi në gjendje të gaztë me klorin në gjendje të gaztë dhe

gjatë kësaj formohet çifti jonikNa+Cl- poashtu në gjendje të gaztë sipas barazimit kimik:

Na(g) + Cl(g) →Na+Cl-(g). (1)

Gjatë rrjedhës së këtij procesi kimik vin deri te ndryshimi i energjisë ∆E. Nëse sistemi i

formuarNa+Cl-(g) ka energji më të vogël se sistemi fillestar Na+(g) + Cl-(g), ndryshimi i

energjisë ∆E është negativ dhe procesi i përmendur (1) zhvillohet vetvetiu nga e majta në

të djathtë, përkatësisht kah gjendja energjetike më e ulët. Duke e ditur energjinë e 11

jonizimit të atomit të Na(g) dhe afinitetin elektronik të atomit të klorit Cl(g), si dhe nga

ndryshimi i energjisë potenciale të çiftit jonik të formuar Na+Cl-(g), mund t’a llogaritim

ndryshimin e energjisë së reaksionit (1).

Për shkëputjen e elektronit nga atomi Na(g) duhet të shpenzohet energjia e

jonizimit Ei = +5,14 eV, pra:

Na(g) → Na+(g) + e- ∆E1 = +5,14 eV (2)

Gjatë lidhjes së elektronit në atomin e Cl(g) lirohet e energjia që është e barabartë me

afinitetin elektronik të klorit dhe është Ea = -3,61 eV, pra:

Cl(g) + e- → Cl-(g) ∆E2 = -3,61 eV (3)

Nëse jonet e formuara Na+(g) dhe Cl-(g) nuk do të lidheshin në çift jonik Na+Cl-(g),

ndryshimi i energjisë së joneve të formuara Na+(g) dhe Cl-(g) nga atomet Na(g) dhe Cl(g)

do të ishte e barabartë me shumën e barazimeve (2) dhe (3):

Na(g) → Na+(g) + e- ∆E1 = +5,14 eV

Cl(g) + e- → Cl-(g) ∆E2 = -3,61 eV

__________________________ ______________

Na(g) + Cl(g) → Na+(g) + Cl-(g) ∆E3 = +1,53 eV (4)

Pra, shohim se procesi i formimit të joneve të lira Na+(g) dhe Cl-(g) nga atomet e Na(g)

dhe Cl(g) nuk është spontan dhe që të vijë deri te ai duhet të shpenzohet energji prej

+1,53 eV. Kjo do të thotë se sistemi i atomeve të lirë të Na(g) dhe Cl(g) është më stabil se

sa sistemi i joneve të lira Na+(g) dhe Cl-(g) edhe përkundër formimit të konfiguracionit

elektronik stabil.

Mirëpo, jonet e formuara Na+(g) dhe Cl-(g) nuk mbeten të lira, por për shkak të

ngarkesave të kundërta lidhen në çiftin jonik Na+Cl-(g). Gjatë kësaj lirohet energjia

potenciale që jepet me shprehjen:

12

1

4

Q1Q2re

ku re është largësia në mes bërthamave të joneve të lidhur dhe ka vlerën 2,76 ∙ 10-10 m (që

është gjetur me matje spektroskopike). Për arsye se jonet janë me ngarkesa elementare

njëfishe, atëherë Q1 = Q2 = e =1,6 ∙ 10-19 C ose1,6 ∙ 10-19 A s, prandaj energjia e liruar

gjatë formimit të çiftit jonik Na+Cl-(g) është:

- =10 kg m s A 1,6 10 As99 3 -4 ( )

2

2,76 10-10 m

-8,4 10-19 J = -19108,4- J1 eV

1,6 10-19 J

( )= - 5,3 eV-19-2

Me fjalë tjera, gjatë formimit të çiftit jonik Na+Cl-(g) nga jonet e lira Na+(g) dhe Cl-(g)

lirohet energji prej – 5,3 eV, pra:

Na+(g) + Cl-(g) → Na+Cl-(g) ∆E4 = -5,3 eV (5)

Prej këtu del ndryshimi i energjisë gjatë formimit të çiftit jonik Na+Cl-(g) nga atomet

Na(g) dhe Cl(g):

Na(g) + Cl(g) → Na+(g) + Cl-(g) ∆E3 = +1,5 eV

Na+(g) + Cl-(g) → Na+Cl-(g) ∆E4 = -5,3 eV

______________________________ ____________

Na(g) + Cl(g) → Na+Cl-(g) ∆E = -3,8 eV

Sipas kësaj, gjatë formimit të çiftit elektronikNa+Cl-(g) nga atomet Na(g) dhe Cl(g)

lirohet energji prej -3,8 eV dhe çifti jonik Na+Cl-(g) nga aspekti energjetik është më stabil

se sa atomet e palidhura Na(g) dhe Cl(g). Energjia e cila lirohet gjatë formimit të një moli

të kristalit nga jonet e veçanta (në largësi të pafundme) në gjendje të gaztë quhet energji e

rrjetës kristalore.

13

Vetitë e përgjithshme të komponimeve jonike

1. Lidhja mes joneve para së gjithash është e natyrës elektrike. Ekzistimi i joneve është

treguar me analizë strukturale të rrezeve rentgen, edhe atë jo vetëm pozita e joneve në

kristalin jonik, por edhe shpërndarja e dendësisë elektronike(diagrami i Furie-së). Për

shembull, në kristalin e klorurit të natriumit reth jonit Na+ janë gjetur afër 9,98 elektrone,

ndërsa rreth jonit të klorit Cl- afër 17,72 elektrone.

2. Për shkak të natyrës elektrike të saj lidhja jonike nuk është e orientuar në hapsirë, por

tërheqja elektrike vepron rreth tërë jonit, prandaj komponimet jonike kristalizojnë në

struktura kompakte të ngjeshura, sikurse kloruri i natriumit.

3. Për shkak të tërheqjes së fortë elektrike ndërmjet joneve me ngarkesa të kundërta,

kristalet jonike janë mjaft të forta me temperaturë të lartë të shkrirjes dhe të vlimit.

4. Komponimet jonike zakonisht janë lehtë të tretshme në ujë. Tretësira ujore e përcjell

rrymën elektrike, sepse në atë gjenden jonet e lira. Edhe shkrirjet e kripërave e përcjellin

rrymën elektrike, sepse me sjelljen e energjisë së nxehtësisë jonet lirohen nga lidhjet që

ekzistojnë mes tyre.

14