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रसायन विज्ञान में, संपार्श्विक गुण विलयन के वे गुण हैं जो किसी विलयन में विलेय कणों की संख्या के अनुपात पर निर्भर करते हैं, न कि उपस्थित रासायनिक प्रजातियों की प्रकृति पर निर्भर करते हैं। किसी विलयन की सांद्रता के लिए संख्या अनुपात विभिन्न इकाइयों से संबंधित हो सकता है जैसे कि मोलरता, मोललता, नार्मलताbआदि। यह धारणा कि विलयन गुण विलेय कणों की प्रकृति से स्वतंत्र हैं, केवल आदर्श विलयनों के लिए सटीक हैं, जो विलयन हैं जो एक आदर्श गैस के समान ऊष्मप्रवैगिकी गुणों को प्रदर्शित करता है, और तनु वास्तविक विलयनों के लिए अनुमानित है। दूसरे शब्दों में, संपार्श्विक गुण विलयन गुणों का एक समूह है जो कि इस धारणा से यथोचित अनुमानित है कि विलयनआदर्श है।

केवल वे गुण जो एक वाष्पशील तरल विलायक में एक अवाष्पशील विलेय के विघटन से उत्पन्न होते हैं, पर विचार किया जाता है। वे अनिवार्य रूप से विलायक गुण हैं जो विलेय की उपस्थिति से बदल जाते हैं। विलेय कण तरल चरण में कुछ विलायक अणुओं को विस्थापित करते हैं और इस तरह विलायक की सांद्रता को कम करते हैं और इसकी एन्ट्रापी को बढ़ाते हैं, जिससे विलेय की प्रकृति से संपार्श्विक गुण स्वतंत्र होते हैं। कोलीगेटिव शब्द लैटिन के कोलिगेटस से लिया गया है जिसका अर्थ है एक साथ बंधा हुआ। यह इंगित करता है कि सभी संपार्श्विक गुणों में एक सामान्य विशेषता होती है, अर्थात् वे केवल विलेय अणुओं की संख्या से संबंधित होते हैं जो विलायक के अणुओं की संख्या के सापेक्ष होते हैं और विलेय की प्रकृति से संबंधित नहीं हैं।

संपार्श्विक गुणों में सम्मिलित हैं: किसी दिए गए विलेय-विलायक द्रव्यमान अनुपात के लिए, सभी संपार्श्विक गुण विलेय मोलर द्रव्यमान के व्युत्क्रमानुपाती होते हैं।
 * वाष्प दाब का आपेक्षिक अवनमन (राउल्ट का नियम)
 * क्वथनांक उन्नयन
 * हिमांक अवनमन
 * परासरणी दवाब

यूरिया या ग्लूकोज जैसे जल या किसी अन्य विलायक के एक गैर-आयनित विलेय के तनु विलयन के लिए संपार्श्विक गुणों का मापन, छोटे अणुओं और पॉलिमर दोनों के लिए सापेक्ष मोलर द्रव्यमान के निर्धारण का कारण बन सकता है, जिसका अन्य तरीकों से अध्ययन नहीं किया जा सकता है। वैकल्पिक रूप से, आयनित विलेय के मापन से होने वाले पृथक्करण के प्रतिशत का अनुमान लगाया जा सकता है।

संपार्श्विक गुणों का अध्ययन ज्यादातर तनु विलयनों के लिए किया जाता है, जिनके व्यवहार को एक आदर्श विलयन के रूप में अनुमानित किया जा सकता है। वास्तव में, ऊपर सूचीबद्ध सभी गुण केवल तनु सीमा में संपार्श्विक हैं: उच्च सांद्रता पर, हिमांक बिंदु अवसाद, क्वथनांक उन्नयन, वाष्प दबाव उन्नयन या अवसाद, और आसमाटिक दबाव सभी विलायक और विलेय की रासायनिक प्रकृति पर निर्भर होते हैं ।

वाष्प दबाव का सापेक्षिक रूप से कम होना
वाष्प एक पदार्थ है जो गैसीय अवस्था में अपने क्रांतिक बिंदु से कम तापमान पर होता है। वाष्प दाब एक वाष्प द्वारा अपनी ठोस या तरल अवस्था के साथ ऊष्मागतिक साम्यावस्था में डाला गया दबाव है।किसी विलायक का वाष्प दबाव तब कम हो जाता है जब एक गैर-वाष्पशील विलेय को घोल बनाने के लिए उसमें घोला जाता है।

एक आदर्श विलयन के लिए, राउल्ट के कानून द्वारा संतुलन वाष्प दबाव दिया जाता है$$p = p^{\star}_{\rm A} x_{\rm A} + p^{\star}_{\rm B} x_{\rm B} + \cdots,$$

जहां $$p^{\star}_{\rm i}$$ शुद्ध घटक का वाष्प दाब है (i= A, B, ...) और $$x_{\rm i}$$ विलयन में घटक का मोल अंश है

एक विलायक (A) और एक गैर-वाष्पशील विलेय (B) के विलयन के लिए, $$p^{\star}_{\rm B} = 0$$ और $$p = p^{\star}_{\rm A} x_{\rm A}$$शुद्ध विलायक के सापेक्ष कम होने वाला वाष्प दाब है $$\Delta p = p^{\star}_{\rm A} - p = p^{\star}_{\rm A} (1 - x_{\rm A}) = p^{\star}_{\rm A} x_{\rm B}$$, जो विलेय के मोल अंश के समानुपाती होता है।

यदि घोल में आयनिक पृथक्करण होता है, तो विलेय के मोल्स की संख्या वांट हॉफ कारक से बढ़ जाती है $$i$$, जो प्रत्येक सूत्र इकाई के लिए विलेय कणों की सही संख्या का प्रतिनिधित्व करता है। उदाहरण के लिए, मजबूत इलेक्ट्रोलाइट मैग्नीशियम क्लोराइड|MgCl2एक Mg में वियोजित हो जाता है2+ आयन और दो Cl− आयन, ताकि अगर आयनीकरण पूरा हो जाए, तो i = 3 और $$\Delta p = p^{\star}_{\rm A} x_{\rm B}$$, जहां$$x_{\rm B}$$ वियोजन से पहले विलायक के प्रारंभिक मोल्स के समान विलेय के प्रारंभिक मोलों और विलायक के मोलों के गुणा के साथ परिकलित किया जाता है। मापा संपार्श्विक गुणों से पता चलता है कि आयन संघ के कारण i 3 से कुछ कम है।

क्वथनांक और हिमांक
विलयन बनाने के लिए विलेय का योग तरल चरण में विलायक को स्थिर करता है, और विलायक की रासायनिक क्षमता को कम करता है जिससे विलायक के अणुओं में गैस या ठोस चरणों में जाने की प्रवृत्ति कम होती है। परिणामस्वरूप, दिए गए दबाव पर विलायक क्वथनांक से थोड़ा ऊपर तरल घोल स्थिर हो जाता है, जिसका अर्थ है कि क्वथनांक बढ़ जाता है। इसी तरह, विलायक हिमांक से थोड़ा नीचे तरल विलयनस्थिर हो जाता है जिसका अर्थ है कि हिमांक कम हो जाता है। क्वथनांक उन्नयन और हिमांक अवनमन दोनों एक तनु विलयन में वाष्प दाब के घटने के समानुपाती होते हैं।

ये गुण उन प्रणालियों में संपार्श्विक हैं जहां विलेय अनिवार्य रूप से तरल चरण तक ही सीमित है। क्वथनांक उन्नयन (वाष्प दबाव कम करने की तरह) गैर-वाष्पशील विलेय के लिए संपार्श्विक होता है जहां गैस चरण में विलेय की उपस्थिति नगण्य होती है। हिमांक बिंदु अवसाद अधिकांश विलेय के लिए संपार्श्विक है क्योंकि बहुत कम विलेय ठोस सॉल्वैंट्स में सराहनीय रूप से घुलते हैं।

क्वथनांक उन्नयन (एबुलियोस्कोपी)
किसी दिए गए बाहरी दबाव पर तरल का क्वथनांक तापमान होता है ($$T_{\rm b}$$) जिस पर द्रव का वाष्प दाब बाह्य दाब के बराबर हो जाता है। सामान्य क्वथनांक 1 वायुमंडल (इकाई) के बराबर दाब पर क्वथनांक होता है।

एक शुद्ध विलायक का क्वथनांक एक अवाष्पशील विलेय के योग से बढ़ जाता है, और ऊंचाई को एबुलिओस्कोपी द्वारा मापा जा सकता है। यह पाया गया है कि
 * $$\Delta T_{\rm b} = T_{\rm b,\text{solution}} - T_{\rm b,\text{pure solvent}} = i\cdot K_b \cdot m $$

यहाँ मैं वैन 'टी हॉफ कारक ऊपर के रूप में है, केb विलायक का एबुलियोस्कोपिक स्थिरांक है ( जलके लिए 0.512 °C किग्रा/मोल के बराबर), और m विलयन की मोललता है।

क्वथनांक वह तापमान है जिस पर तरल और गैस चरणों के बीच संतुलन होता है। क्वथनांक पर, द्रव में संघनित होने वाले गैस अणुओं की संख्या गैस में वाष्पित होने वाले द्रव अणुओं की संख्या के बराबर होती है। विलेय जोड़ने से तरल अणुओं की सांद्रता कम हो जाती है और वाष्पीकरण की दर कम हो जाती है। इसकी भरपाई करने और संतुलन को पुनः प्राप्त करने के लिए क्वथनांक उच्च तापमान पर होता है।

यदि विलयनको एक आदर्श विलयनमाना जाता है, तो Kb तरल-वाष्प संतुलन के लिए thermodynamic  स्थिति से मूल्यांकन किया जा सकता है। क्वथनांक पर रासायनिक क्षमता μA विलयनचरण में विलायक विलयनके ऊपर शुद्ध वाष्प चरण में रासायनिक क्षमता के बराबर होता है।


 * $$\mu _A(T_b) = \mu_A^{\star}(T_b)  + RT\ln x_A\  = \mu_A^{\star}(g, 1 \,\mathrm{atm}),$$

जहां तारांकन शुद्ध चरणों का संकेत देते हैं। यह परिणाम की ओर जाता है $$K_b = RMT_b^2/\Delta H_{\mathrm{vap}}$$, जहां R मोलरगैस स्थिरांक है, M विलायक मोलर द्रव्यमान और ΔH हैvap वाष्पीकरण की विलायक मोलर एन्थैल्पी है।

हिमांक बिंदु अवसाद (क्रायोस्कोपी)
हिमांक बिंदु ($$T_{\rm f}$$) एक शुद्ध विलायक का एक विलेय जोड़कर कम किया जाता है जो ठोस विलायक में अघुलनशील होता है, और इस अंतर के माप को क्रायोस्कोपी कहा जाता है। यह पाया गया है कि
 * $$\Delta T_{\rm f} = T_{\rm f,\text{solution}} - T_{\rm f,\text{pure solvent}} = - i\cdot K_f \cdot m $$ (जिसे इस रूप में भी लिखा जा सकता है $$\Delta T_{\rm f} = T_{\rm f,\text{pure solvent}} - T_{\rm f,\text{solution}} = i\cdot K_f \cdot m $$)

इधर केfक्रायोस्कोपिक स्थिरांक है ( जलके हिमांक के लिए 1.86 °C किग्रा/मोल के बराबर), i वांट हॉफ कारक है, और m मोललता (mol/kg में) है। यह सड़क नमक द्वारा बर्फ के पिघलने की भविष्यवाणी करता है।

तरल विलयनमें, विलायक को विलेय के अतिरिक्त पतला किया जाता है, जिससे कम अणु जमने के लिए उपलब्ध होते हैं। संतुलन की पुन: स्थापना कम तापमान पर हासिल की जाती है जिस पर ठंड की दर द्रवीभूत होने की दर के बराबर हो जाती है। निचले हिमांक पर, तरल का वाष्प दबाव संगत ठोस के वाष्प दबाव के बराबर होता है, और दो चरणों की रासायनिक क्षमता भी बराबर होती है। रासायनिक क्षमता की समानता क्रायोस्कोपिक स्थिरांक के मूल्यांकन की अनुमति देती है $$K_f = RMT_f^2/\Delta_{\mathrm{fus}}H$$, जहां डीfusH विलयन की विलायक मोलर एन्थैल्पी है।

आसमाटिक दबाव
एक विलयनका आसमाटिक दबाव विलयनऔर शुद्ध तरल विलायक के बीच दबाव में अंतर होता है जब दोनों एक अर्ध-पारगम्य झिल्ली में संतुलन में होते हैं, जो विलायक के अणुओं के पारित होने की अनुमति देता है लेकिन विलेय कणों की नहीं। यदि दो चरण एक ही प्रारंभिक दबाव पर हैं, तो झिल्ली के पार विलायक का एक शुद्ध स्थानांतरण होता है जिसे असमस के रूप में जाना जाता है। प्रक्रिया रुक जाती है और संतुलन तब प्राप्त होता है जब दबाव अंतर आसमाटिक दबाव के बराबर होता है।

एक तनु घोल के आसमाटिक दबाव को नियंत्रित करने वाले दो कानूनों की खोज जर्मन वनस्पतिशास्त्री विल्हेम फ़ेफ़र | डब्ल्यू। एफ़. पी. फ़ेफ़र और डच रसायनशास्त्री जेकोबस हेनरिकस वैन 'टी हॉफ़|जे. एच। वांट हॉफ:

ये बॉयल के नियम और चार्ल्स के नियम | गैसों के लिए चार्ल्स के नियम के अनुरूप हैं। इसी प्रकार, संयुक्त आदर्श गैस कानून, $$PV = nRT$$, आदर्श विलयनके लिए एक एनालॉग के रूप में है $$\Pi V = n R T i$$, जहां$$\Pi$$ आसमाटिक दबाव है; वी मात्रा है; n विलेय के मोल्स की संख्या है; R  मोलरगैस स्थिरांक 8.314 J K है−1 तिल-1; टी पूर्ण तापमान है; और मैं वैंट हॉफ कारक है।
 * 1) स्थिर तापमान पर एक तनु घोल का आसमाटिक दबाव सीधे उसकी सांद्रता के समानुपाती होता है।
 * 2) किसी घोल का आसमाटिक दबाव उसके पूर्ण तापमान के सीधे आनुपातिक होता है।

आसमाटिक दबाव तब मोलरकी एकाग्रता के समानुपाती होता है $$c = n/V$$, तब से


 * $$\Pi = \frac {n R T i}{V} = c R T i$$

आसमाटिक दबाव विलेय कणों की सांद्रता के समानुपाती होता है और इसलिए यह एक संपार्श्विक गुण है।

अन्य संपार्श्विक गुणों के साथ, यह समीकरण संतुलन में दो चरणों की विलायक रासायनिक क्षमता की समानता का परिणाम है। इस मामले में चरण दबाव P पर शुद्ध विलायक हैं और कुल दबाव (P + $$\Pi$$).

इतिहास
कोलीगेटिव शब्द (लैटिन: co, ligare) 1891 में विल्हेम ओस्टवाल्ड द्वारा पेश किया गया था। ओस्टवाल्ड ने विलेय गुणों को तीन श्रेणियों में वर्गीकृत किया है: # संपार्श्विक गुण, जो केवल विलेय सांद्रता और तापमान पर निर्भर करते हैं और विलेय कणों की प्रकृति से स्वतंत्र होते हैं
 * 1) योज्य गुण जैसे द्रव्यमान, जो घटक कणों के गुणों का योग हैं और इसलिए विलेय की संरचना (या आणविक सूत्र) पर भी निर्भर करते हैं, और
 * 2) संवैधानिक गुण, जो आगे दिए गए विलेय की आणविक संरचना पर निर्भर करते हैं।