Microsoft Word 00 Korica-potkorica doc

 
30
 Rëndomtë zgjedhen koeficientët më të vegjël numra të plotë të cilat mundësojnë barazimin, por nuk 
ekzistojnë arsye esenciale të cilat do të pengonin sikur të veprohet edhe ndryshe. 
Nga rëndësia e përgjithshme e tekstit (nga konteksti) duhet të nxirret përfundim për atë se barazimi që shqyrtuam 
deri tani (2H
2
 
 O
2
 
 2H
2
O
), tregon një akt elementarë të transformimit kimik ose, e përshkruan shndërrimin e 
substancave të cilët janë reaktantë në substanca që janë produkte të reaksionit. 
Të barazuarit e barazimeve është shkathtësi që duhet të ushtrohet. Kuptohet, së pari duhet të dimë se si bëhet kjo, 
pastaj njohuritë duhet ti vërtetojmë në atë mënyrë që do të barazojmë sa më shumë barazime. Me që, pa dyshim, 
edhe në të ardhmen do të takohesh me problemin për barazimin e barazimeve, këtë shkathtësi mësoje qysh tani! 
Kryeje detyrën vijuese: 
Pa mrrë parasysh s a do të veprosh kështu apo ndryshe, mbetet përfundimi se  
Barzimi i barazimeve kimike duhet të ushtrohet.
 
 
Është shumë me rëndësi të mbash në mend se ajo që barazohet është një reaksion kimik. Vetë 
reaksioni kimik nuk mundet të barazohet!  
Mos gabo as në të menduarit, as në të folurit! 
 
Rëndësia e koeficientëve stekiometrik 
Me, ashtu të themi, anën praktike të përdorimit të koeficienteve stekiometrik u njohëm më lartë. Por a kanë 
koeficientët edhe ndonjë rëndësi esenciale? A kanë ato lidhje me atë që gjatë reaksionit kimik vërtetë ndodhë?  
Dimë se “rrjedha e reaksionit” d.m.th. ndryshimi i sasive të pjesëmarrësve në reaksion. Sipas asaj, reaksioni ka 
arritur më larg nëse më shumë reaktantë janë shndërruar në produkte, përkatësisht nëse janë formuar më shumë 
produkte. 
 
Mund të përdorim qasje edhe më kuantitative. Gjatë kësaj, do ta “lehtësojmë jetën” nëse marrim shembull 
konkret të një reaksioni, të themi, atë barazimi i reaksionit i të cilit është: 
 3H
2
 +
 N
2
 
 2NH
3
 
  
 
 
Shfleto tekstin. Gjej barazime që të duken interesante. Përshkruaji (por pakoeficientë) dhe mundohu që vetë ti barazosh. Madje pastaj vërteto 
a i ke kryer me sukses. Kuptohet, mund ti përshkruash koeficientët, por atëherë nuk do të mësosh! Zgjedhja është e jotja! 
Këshillë: së pari shkruaj të gjitha hapat në procesin e barazimit të barazimeve (të themi, gjitha operacionet e shumëzimit dhe 
mbledhjes si edhe vërtetimi i saktësisë). Pasi të aftësohesh, këto operacione kryej përmendësh. 
Mbaj llogari edhe për atë se, kur dy anët e barazimit paraqiten grupe të cilat në reaksion nuk ndërrohen (të themi grupe SO
4
2
), 
ato mund të konsiderohen si tërësi dhe kështu të barazohen. 
Me mënyrat e barzimit të disa llojeve të veçanta të barazimeve do të njoftohesh më vonë. Në disa raste barazimi i barazimeve 
është detyrë e komplikuar e cila vështirë zgjidhet pa përdorimin e kompjuterit.
 

---

 
31
Nëse supozojmë se barazimi përshkruan akt elementar të transformimit kimik
*
, prej tij shohim se kur 
transformohen tri molekula hidrogjen dhe një molekulë azot, do të formohen dy molekula amoniak.  
Siç shihet,  
Kur barazimi paraqet akt elementarë të transformimit kimik, koeficientët stekiometrik e japin numrin e 
grimcave të secilit prej pjesëmarrësve në atë akt.  
Kuptohet, nëse transformohen gjashtë molekula hidrogjen dhe dy molekula azot, do të formohen katër molekula 
amoniak, nëse transformohen pesëmbëdhjetë miliardë molekula hidrogjen dhe pesë miliardë molekula azot, do të 
formohen dhjetë miliardë molekula amoniak.  
Duke e ditur se numri i molekulave është shumë i madh (madje edhe atëherë kur ka krejt pak substancë), është  
qartë se dukshëm më mirë është të shfrytëzojmë madhësinë e sasisë së substancës. Nëse veprojmë kështu, 
atëherë mund të përfundojmë se kur reagojnë 3 
 N
A
 molekula hidrogjen dhe N
A
 molekula azot, do të formohen  
2 
 N
A
 molekula amoniak
†
. Me fjalë të tjera, nëse (prej fillimit të reaksionit deri në moment të dhënë) kanë 
reaguar tri mole hidrogjen dhe një mol azot, njëkohësisht janë formuar dy mole amoniak
‡
. 
Të lartë përmendurën mund ta paraqesim edhe me barazime sasiore: 
 
 n
0
(H
2
)  n(H
2
)  3 mol  
 n
0
(N
2
) n(N
2
)  1 mol  
 n(NH
3
)  n
0
(NH
3
)  2 mol  
 
ku n(H
2
), n(O
2
) dhe n(NH
3
) janë sasitë e hidrogjenit, azotit dhe amoniakut në momentin e dhënë, ndërsa n
0
(H
2
), 
n
0
(O
2
) dhe n
0
(NH
3
) janë sasitë e substancave përkatëse në fillim të reaksionit. 
Nëse dëshirojmë çdoherë ndryshimin e sasive ta llogarisim si dallim midis vlerës përfundimtare dhe fillestare
§
, 
n(H
2
) do të jetë e barabartë me –3 mol (nga më e vogla, zbresim vlerën më të madhe), 
n(N
2
) do të jenë po 
ashtu negative dhe do të ketë vlerën –1 mol dhe vetëm 
n(NH
3
) do të jenë pozitive dhe do të jetë e barabartë me 
2 mol. Kështu është, por kjo nuk është shumë praktike. 
Mirëpo, nëse ndryshimet e sasive të gjithë pjesëmarrësve në reaksion i pjesëtojmë me koeficientët përkatës 
stekiometrik në barazimin e reaksionit ashtu siç është i shkruar ai, sasitë do të bëhen të barabarta sipas vlerës 
absolute. Por, kur punohet për reaktantë, sasitë do të jenë negative, ndërsa për produktet e reaksionit, sasitë e tyre 
do të jenë pozitive. Që gjitha sasitë të jenë plotësisht të barabarta, koeficientët stekiometrik duhet ti marrim të 
tillë siç janë në përzierjen reaguese (ashtu siç është e shkruar ajo), por me parashenjë negative. Përndryshe, 
                                                           
*
 Kjo nuk është krejtësisht e vërtetë. Me fjalë të tjera, në aktin elementarë do të duhej të marrin pjesë katër molekula, ndërsa konsiderohet se 
numri i grimcave pjesëmarrëse në aktin elementarë të transformimit kimik nuk mund të tejkalojë tre. 
†
 Këtu NA tregon numrin e Avogadros, e jo konstantën e Avogadros. 
‡
  Reaksioni i formimit të amoniakut është mjaftë i ngadalshëm dhe kjo mundëson eksperimentalisht të përcaktohet se sa prej reaktantëve 
kanë reaguar dhe sa produkte janë formuar. Me fjalë të tjera, vërtetë mund të përcaktohet deri ku ka arritur reaksioni.  
§
 Jo vetëm këtu, por edhe gjithkah tutje kur për shënimin e dallimit do ta përdorim shenjën 

, do të supozojmë se nga vlera e fundme zbritet 
ajo fillestare. 

---