सॉल्वेशन: Difference between revisions

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[[File:Na+H2O.svg|thumb|260px|पानी के अणुओं द्वारा घुलनशील सोडियम आयन]]सॉल्वेशन [[समाधान (रसायन विज्ञान)]] [[अणु]]ओं के साथ एक [[विलायक]] की बातचीत का वर्णन करता है। [[आयन]]ित और अपरिवर्तित दोनों अणु एक विलायक के साथ दृढ़ता से बातचीत करते हैं, और इस बातचीत की ताकत और प्रकृति घुलनशीलता, प्रतिक्रियाशीलता और रंग सहित विलेय के कई गुणों को प्रभावित करती है, साथ ही साथ विलायक के गुणों जैसे इसकी चिपचिपाहट और घनत्व को प्रभावित करती है।<ref name=article-1 />यदि विलायक और विलेय कणों के बीच आकर्षक बल विलेय कणों को एक साथ रखने वाले आकर्षक बलों से अधिक हैं, तो विलायक के कण विलेय कणों को अलग करते हैं और उन्हें घेर लेते हैं। घिरे हुए विलेय कण तब ठोस विलेय से दूर होकर विलयन में चले जाते हैं। आयन एक [[सॉल्वेशन शेल]] से घिरे होते हैं। सॉल्वेशन विलायक और विलेय अणुओं को सॉल्वैंशन कॉम्प्लेक्स में पुनर्गठित करने की प्रक्रिया है और इसमें बंधन गठन, हाइड्रोजन बॉन्डिंग और [[वैन डेर वाल्स बल]] शामिल हैं। जल द्वारा विलेय का विलयन जलयोजन कहलाता है।<ref>{{Cite book|title=रसायन विज्ञान - कैलिफोर्निया संस्करण|last=Cambell|first=Neil|publisher=Pearson Prentice Hall|year=2006|isbn=978-0-13-201304-8|location=Boston, Massachusetts|pages=734}}</ref>
[[File:Na+H2O.svg|thumb|260px|जल के अणुओं द्वारा घुलनशील सोडियम आयन]]'''विलायकन''' [[Index.php?title=विलायकन|विलयन]] [[अणु]]ओं के साथ एक [[विलायक]] की पारस्परिक क्रिया का वर्णन करता है। आयनित और अनावेशित दोनों अणु एक विलायक के साथ दृढ़ता से पारस्परिक क्रिया करते हैं, और इस पारस्परिक क्रिया की क्षमता और प्रकृति घुलनशीलता, अभिक्रियाशीलता और रंग सहित विलेय के कई गुणों को प्रभावित करती है, साथ ही साथ विलायक के गुणों जैसे इसकी श्यानता और घनत्व को प्रभावित करती है।<ref name=article-1 />यदि विलायक और विलेय कणों के बीच आकर्षक बल विलेय कणों को एक साथ रखने वाले आकर्षक बलों से अधिक हैं, तो विलायक के कण विलेय कणों को अलग करते हैं और उन्हें घेर लेते हैं। घिरे हुए विलेय कण तब ठोस विलेय से दूर होकर विलयन में चले जाते हैं। आयन एक [[सॉल्वेशन शेल|विलायकन]] परिरक्षक से घिरे होते हैं। विलायकन विलायक और विलेय अणुओं को विलायकन जटिल में पुनर्गठित करने की प्रक्रिया है और इसमें बंधन गठन, हाइड्रोजन बंधन और [[वैन डेर वाल्स बल]] सम्मिलित हैं। जल द्वारा विलेय का विलायकन जलयोजन कहलाता है।<ref>{{Cite book|title=रसायन विज्ञान - कैलिफोर्निया संस्करण|last=Cambell|first=Neil|publisher=Pearson Prentice Hall|year=2006|isbn=978-0-13-201304-8|location=Boston, Massachusetts|pages=734}}</ref>
[[ठोस]] यौगिकों की घुलनशीलता [[जाली ऊर्जा]] और सॉल्वैंशन के बीच प्रतिस्पर्धा पर निर्भर करती है, जिसमें सॉल्वेंट संरचना में परिवर्तन से संबंधित एन्ट्रापी प्रभाव शामिल हैं।<ref>{{Greenwood&Earnshaw2nd|page= 823}}</ref>
 


[[ठोस]] यौगिकों की घुलनशीलता [[Index.php?title=जालक ऊर्जा|जालक ऊर्जा]]  और विलायकन के बीच प्रतिद्वंद्विता पर निर्भर करती है, जिसमें विलायक संरचना में परिवर्तन से संबंधित एन्ट्रापी प्रभाव सम्मिलित हैं।<ref>{{Greenwood&Earnshaw2nd|page= 823}}</ref>
== घुलनशीलता से भेद ==
== घुलनशीलता से भेद ==
[[शुद्ध और व्यावहारिक रसायन के अंतर्राष्ट्रीय संघ]] की परिभाषा के अनुसार,<ref>{{GoldBookRef|title=solvation|file=S05747}}</ref> सॉल्वैंशन विलायक के साथ विलेय की एक अंतःक्रिया है, जो विलयन (रसायन विज्ञान) में विलेय प्रजातियों के स्थिरीकरण की ओर ले जाती है। विलायक अवस्था में, एक आयन या अणु एक समाधान में घिरा हुआ है या विलायक अणुओं द्वारा [[जटिल (रसायन विज्ञान)]] है। सॉल्वेटेड प्रजातियों को अक्सर [[समन्वय संख्या]] और जटिल संतुलन स्थिरांक द्वारा वर्णित किया जा सकता है। सॉल्वेशन इंटरैक्शन की अवधारणा को अघुलनशील सामग्री पर भी लागू किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, आयन-एक्सचेंज राल की सतह पर कार्यात्मक समूहों का सॉल्वेशन।
[[शुद्ध और व्यावहारिक रसायन के अंतर्राष्ट्रीय संघ]] की परिभाषा के अनुसार,<ref>{{GoldBookRef|title=solvation|file=S05747}}</ref> विलायकन विलायक के साथ विलेय की एक पारस्परिक क्रिया है, जो विलयन में विलेय प्रजातियों के स्थिरीकरण की ओर ले जाती है। विलायक अवस्था में, एक विलयन में एक आयन या अणु विलायक के अणुओं से घिरा या उसके परिसर में होता है। विलायकयोजित प्रजातियों को अक्सर [[Index.php?title=उपसहसंयोजन संख्या|उपसहसंयोजन संख्या]] और जटिल संतुलन स्थिरांक द्वारा वर्णित किया जा सकता है। विलायकन परस्पर क्रिया की अवधारणा को अघुलनशील सामग्री पर भी लागू किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, आयन-विनिमय राल की सतह पर कार्यात्मक समूहों का विलायकन।


सॉल्वेशन, अवधारणा में, [[घुलनशीलता]] से अलग है। सॉल्वेशन या विघटन एक रासायनिक कैनेटीक्स प्रक्रिया है और इसकी दर से इसकी मात्रा निर्धारित की जाती है। घुलनशीलता [[गतिशील संतुलन]] स्थिति को प्राप्त करती है जब विघटन की दर [[वर्षा (रसायन विज्ञान)]] की दर के बराबर होती है। इकाइयों पर विचार करने से भेद स्पष्ट हो जाता है। विघटन दर के लिए विशिष्ट इकाई mol/s है। घुलनशीलता के लिए इकाइयाँ एक सांद्रता व्यक्त करती हैं: द्रव्यमान प्रति आयतन (mg/mL), मोलरिटी (mol/L), आदि।{{cn|date=August 2022}}
विलायकन, अवधारणा में, [[घुलनशीलता]] से अलग है। विलायकन या विघटन एक रासायनिक प्रक्रिया है और इसकी दर से इसकी मात्रा निर्धारित की जाती है। घुलनशीलता [[गतिशील संतुलन]] स्थिति को प्राप्त करती है जब विघटन की दर [[Index.php?title=अवक्षेपण|अवक्षेपण]] की दर के बराबर होती है। इकाइयों पर विचार करने से भेद स्पष्ट हो जाता है। विघटन दर के लिए विशिष्ट इकाई mol/s है। घुलनशीलता के लिए इकाइयाँ एक सांद्रता व्यक्त करती हैं: द्रव्यमान प्रति आयतन (mg/mL), मोलरिटी (mol/L), आदि।{{cn|date=August 2022}}


== सॉल्वैंट्स और इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन ==
== विलायक और अंतराआण्विक पारस्परिक क्रिया ==
सॉल्वेशन में विभिन्न प्रकार के इंटरमॉलिक्युलर इंटरैक्शन शामिल हैं: [[ हाइड्रोजन बंध ]], आयन-डीपोल इंटरैक्शन, और वैन डेर वाल्स फोर्स (जिसमें डीपोल-डीपोल, डीपोल-प्रेरित डीपोल, और प्रेरित डीपोल-प्रेरित डीपोल इंटरैक्शन शामिल हैं)। इनमें से कौन सी ताकत काम कर रही है, यह विलायक और विलेय की आणविक संरचना और गुणों पर निर्भर करता है। विलायक और विलेय के बीच इन गुणों की समानता या पूरक चरित्र यह निर्धारित करता है कि किसी विशेष विलायक द्वारा विलेय को कितनी अच्छी तरह से घोला जा सकता है।
विलायकन में विभिन्न प्रकार के अंतराआण्विक पारस्परिक क्रिया सम्मिलित हैं: [[ हाइड्रोजन बंध ]], आयन-द्विध्रुव पारस्परिक क्रिया, और वैन डेर वाल्स बल (जिसमें द्विध्रुव-द्विध्रुव, द्विध्रुव-प्रेरित द्विध्रुव, और प्रेरित द्विध्रुव-प्रेरित द्विध्रुव पारस्परिक क्रिया सम्मिलित हैं)। इनमें से कौन सा बल काम कर रहा है, यह विलायक और विलेय की आणविक संरचना और गुणों पर निर्भर करता है। विलायक और विलेय के बीच इन गुणों की समानता या पूरक चरित्र यह निर्धारित करता है कि किसी विशेष विलायक द्वारा विलेय को कितनी अच्छी तरह से घोला जा सकता है।


[[File:Nile red 01.jpg|thumb|विभिन्न सॉल्वैंट्स में दिन के उजाले (शीर्ष पंक्ति) और यूवी-प्रकाश (दूसरी पंक्ति) में [[नील लाल]]। बाएं से दाएं: 1. पानी, 2. मेथनॉल, 3. इथेनॉल, 4. एसिटोनिट्राइल, 5. डाइमिथाइलफोर्माइड, 6. एसीटोन, 7. एथिलैसेटेट, 8. डाइक्लोरमीथेन 9. एन-हेक्सेन, 10. मिथाइल-टर्ट-ब्यूटीलेथर, 11. साइक्लोहेक्सेन, 12. टोल्यूनि। फोटोग्राफर: आर्मिन कुबेलबेक, सीसी-बाय-एसए, विकिमीडिया कॉमन्स]]विलायक [[रासायनिक ध्रुवीयता]] यह निर्धारित करने में सबसे महत्वपूर्ण कारक है कि यह किसी विशेष विलेय को कितनी अच्छी तरह से घोलता है। ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में आणविक द्विध्रुव होते हैं, जिसका अर्थ है कि विलायक अणु के हिस्से में अणु के दूसरे भाग की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व वाला भाग आंशिक ऋणात्मक आवेश का अनुभव करेगा जबकि कम इलेक्ट्रॉन घनत्व वाला भाग आंशिक धनात्मक आवेश का अनुभव करेगा। ध्रुवीय विलायक के अणु ध्रुवीय विलेय और आयनों को घोल सकते हैं क्योंकि वे अणु के आंशिक रूप से चार्ज किए गए हिस्से को इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के माध्यम से विलेय की ओर उन्मुख कर सकते हैं। यह सिस्टम को स्थिर करता है और विलेय के प्रत्येक कण के चारों ओर एक सॉल्वैंशन शेल (या पानी के मामले में हाइड्रेशन शेल) बनाता है। एक विलेय कण के तत्काल आसपास के विलायक के अणुओं में अक्सर बाकी विलायक की तुलना में बहुत अलग क्रम होता है, और अलग-अलग क्रम वाले विलायक अणुओं के इस क्षेत्र को साइबोटैक्टिक क्षेत्र कहा जाता है।<ref name="Anslyn & Dougherty">Eric V. Anslyn; Dennis A. Dougherty (2006). Modern Physical Organic Chemistry. University Science Books. {{ISBN|978-1-891389-31-3}}.</ref> पानी सबसे आम और अच्छी तरह से अध्ययन किया गया ध्रुवीय विलायक है, लेकिन अन्य मौजूद हैं, जैसे कि [[इथेनॉल]], [[मेथनॉल]], [[एसीटोन]], [[acetonitrile]] और [[डाइमिथाइल सल्फ़ोक्साइड]]। ध्रुवीय सॉल्वैंट्स में अक्सर एक उच्च ढांकता हुआ स्थिरांक पाया जाता है, हालांकि अन्य विलायक पैमानों का उपयोग विलायक ध्रुवीयता को वर्गीकृत करने के लिए भी किया जाता है। ध्रुवीय सॉल्वैंट्स का उपयोग लवण जैसे अकार्बनिक या आयनिक यौगिकों को भंग करने के लिए किया जा सकता है। किसी विलयन की [[विद्युत प्रतिरोधकता और चालकता]] उसके आयनों के विलयन पर निर्भर करती है। गैर-ध्रुवीय सॉल्वैंट्स आयनों को सॉल्व नहीं कर सकते हैं, और आयनों को आयन जोड़े के रूप में पाया जाएगा।
[[File:Nile red 01.jpg|thumb|विभिन्न विलायक में दिन के उजाले (शीर्ष पंक्ति) और यूवी-प्रकाश (दूसरी पंक्ति) में [[नील लाल]]। बाएं से दाएं: 1. जल, 2. मेथनॉल, 3. इथेनॉल, 4. एसिटोनिट्राइल, 5. डाइमिथाइलफोर्माइड, 6. एसीटोन, 7. एथिलैसेटेट, 8. डाइक्लोरमीथेन 9. एन-हेक्सेन, 10. मिथाइल-टर्ट-ब्यूटीलेथर, 11. साइक्लोहेक्सेन, 12. टोल्यूनि। फोटोग्राफर: आर्मिन कुबेलबेक, सीसी-बाय-एसए, विकिमीडिया कॉमन्स]]विलायक [[रासायनिक ध्रुवीयता]] यह निर्धारित करने में सबसे महत्वपूर्ण कारक है कि यह किसी विशेष विलेय को कितनी अच्छी तरह से घोलता है। ध्रुवीय विलायक में आणविक द्विध्रुव होते हैं, जिसका अर्थ है कि विलायक अणु के हिस्से में अणु के दूसरे भाग की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व वाला भाग आंशिक ऋणात्मक आवेश का अनुभव करेगा जबकि कम इलेक्ट्रॉन घनत्व वाला भाग आंशिक धनात्मक आवेश का अनुभव करेगा। ध्रुवीय विलायक के अणु ध्रुवीय विलेय और आयनों को घोल सकते हैं क्योंकि वे अणु के आंशिक रूप से आवेशित किए गए हिस्से को स्थिर वैद्युत् आकर्षण के माध्यम से विलेय की ओर उन्मुख कर सकते हैं। यह व्यवस्था को स्थिर करता है और विलेय के प्रत्येक कण के चारों ओर एक विलायकन परिरक्षक(या जल के मामले में जल योजन परिरक्षक) बनाता है। एक विलेय कण के तत्काल आसपास के विलायक के अणुओं में प्रायः अन्य  विलायक की तुलना में बहुत अलग क्रम होता है, और अलग-अलग क्रम वाले विलायक अणुओं के इस क्षेत्र को साइबोटैक्टिक क्षेत्र कहा जाता है।<ref name="Anslyn & Dougherty">Eric V. Anslyn; Dennis A. Dougherty (2006). Modern Physical Organic Chemistry. University Science Books. {{ISBN|978-1-891389-31-3}}.</ref> जल सबसे सामान्य और अच्छी तरह से अध्ययन किया गया ध्रुवीय विलायक है, लेकिन अन्य उपस्थित हैं, जिनमे  [[इथेनॉल]], [[मेथनॉल]], [[एसीटोन]], [[Index.php?title=ऐसीटोनाइट्राइल|ऐसीटोनाइट्राइल]] और [[डाइमिथाइल सल्फ़ोक्साइड|डाइमिथाइल सल्फ़ोक्साइड है]]। ध्रुवीय विलायक में अक्सर एक उच्च परावैद्युतिकी स्थिरांक पाया जाता है, सामान्यतः अन्य विलायक पैमानों का उपयोग विलायक ध्रुवीयता को वर्गीकृत करने के लिए भी किया जाता है। ध्रुवीय विलायक का उपयोग लवण जैसे अकार्बनिक या आयनिक यौगिकों को घोलने के लिए किया जा सकता है। किसी विलयन की [[विद्युत प्रतिरोधकता और चालकता]] उसके आयनों के विलयन पर निर्भर करती है। गैर-ध्रुवीय विलायक आयनों का विलायकन नहीं कर सकते हैं, और आयनों को आयन जोड़े के रूप में पाया जाएगा।


विलायक और विलेय अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधन एच-बॉन्ड को स्वीकार करने, एच-बांड दान करने या दोनों की क्षमता पर निर्भर करता है। सॉल्वैंट्स जो एच-बांड दान कर सकते हैं उन्हें प्रोटिक कहा जाता है, जबकि सॉल्वैंट्स जिनमें हाइड्रोजन परमाणु के लिए ध्रुवीकृत बंधन नहीं होता है और हाइड्रोजन बांड दान नहीं कर सकते हैं उन्हें एप्रोटिक कहा जाता है। एच-बॉन्ड डोनर क्षमता को स्केल (α) पर वर्गीकृत किया गया है।<ref>{{cite journal | author = Taft R. W., Kamlet M. J. | year = 1976 | title = The solvatochromic comparison method. 2. The .alpha.-scale of solvent hydrogen-bond donor (HBD) acidities | journal = J. Am. Chem. Soc. | volume = 98 | issue = 10| pages = 2886–2894 | doi = 10.1021/ja00426a036 }}</ref> प्रोटिक सॉल्वैंट्स विलेय को सॉल्व कर सकते हैं जो हाइड्रोजन बॉन्ड को स्वीकार कर सकते हैं। इसी तरह, सॉल्वैंट्स जो हाइड्रोजन बॉन्ड को स्वीकार कर सकते हैं, एच-बॉन्ड-दान करने वाले विलेय को सॉल्व कर सकते हैं। एक विलायक की हाइड्रोजन बांड स्वीकर्ता क्षमता को एक पैमाने (β) पर वर्गीकृत किया जाता है।<ref>{{cite journal | author = Taft R. W., Kamlet M. J. | year = 1976 | title = सॉल्वैटोक्रोमिक तुलना विधि। 1. सॉल्वेंट हाइड्रोजन-बॉन्ड स्वीकर्ता (HBA) बेसिकिटी का .beta.-स्केल| doi = 10.1021/ja00418a009 | journal = J. Am. Chem. Soc. | volume = 98 | issue = 2| pages = 377–383 }}</ref> सॉल्वैंट्स जैसे कि पानी दोनों हाइड्रोजन बॉन्ड दान और स्वीकार कर सकते हैं, जो सॉल्विंग विलेय में उत्कृष्ट होते हैं जो एच-बांड दान या स्वीकार (या दोनों) कर सकते हैं।
विलायक और विलेय अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधन H-बन्ध को स्वीकार करने, H-बन्ध दान करने या दोनों की क्षमता पर निर्भर करता है। विलायक जो एच H-बन्ध दान कर सकते हैं उन्हें प्रोटिक कहा जाता है, जबकि विलायक जिनमें हाइड्रोजन परमाणु के लिए ध्रुवीकृत बंधन नहीं होता है और हाइड्रोजन बन्ध दान नहीं कर सकते हैं उन्हें एप्रोटिक कहा जाता है। एच-बन्ध दाता क्षमता को पैमाने (α) पर वर्गीकृत किया गया है।<ref>{{cite journal | author = Taft R. W., Kamlet M. J. | year = 1976 | title = The solvatochromic comparison method. 2. The .alpha.-scale of solvent hydrogen-bond donor (HBD) acidities | journal = J. Am. Chem. Soc. | volume = 98 | issue = 10| pages = 2886–2894 | doi = 10.1021/ja00426a036 }}</ref> प्रोटिक विलायक विलेय का विलायकयोजन कर सकते हैं जो हाइड्रोजन बन्ध को स्वीकार कर सकते हैं। इसी तरह, विलायक जो हाइड्रोजन बन्ध को स्वीकार कर सकते हैं, H-बन्ध-दान करने वाले विलेय को विलायकयोजित कर सकते हैं। एक विलायक की हाइड्रोजन बन्ध स्वीकर्ता क्षमता को एक पैमाने (β) पर वर्गीकृत किया जाता है।<ref>{{cite journal | author = Taft R. W., Kamlet M. J. | year = 1976 | title = सॉल्वैटोक्रोमिक तुलना विधि। 1. सॉल्वेंट हाइड्रोजन-बॉन्ड स्वीकर्ता (HBA) बेसिकिटी का .beta.-स्केल| doi = 10.1021/ja00418a009 | journal = J. Am. Chem. Soc. | volume = 98 | issue = 2| pages = 377–383 }}</ref> विलायक जैसे कि जल हाइड्रोजन बन्ध दान और स्वीकार दोनों कर सकते हैं, उन्हें घुलनशील विलेय में उत्कृष्ट बनाते हैं जो H-बन्ध को दान या स्वीकार (या दोनों) कर सकते हैं।


कुछ रासायनिक यौगिकों में [[solvatochromism]] का अनुभव होता है, जो विलायक ध्रुवीयता के कारण रंग में परिवर्तन होता है। यह घटना बताती है कि कैसे अलग-अलग सॉल्वैंट्स एक ही विलेय के साथ अलग-अलग तरीके से इंटरैक्ट करते हैं। अन्य सॉल्वेंट प्रभावों में कंफॉर्मल या आइसोमेरिक प्राथमिकताएं और विलेय की अम्लता में परिवर्तन शामिल हैं।
कुछ रासायनिक यौगिकों में [[Index.php?title=सॉल्वैटोक्रोमिज्म|सॉल्वैटोक्रोमिज्म]] का अनुभव होता है, जो विलायक ध्रुवीयता के कारण रंग में परिवर्तन होता है। यह घटना बताती है कि कैसे अलग-अलग विलायक एक ही विलेय के साथ अलग-अलग तरीके से पारस्परिक क्रिया करते हैं। अन्य विलायक प्रभावों में गठनात्मक या समावयवी प्राथमिकताएं और विलेय की अम्लता में परिवर्तन सम्मिलित हैं।


== सॉल्वेशन एनर्जी और थर्मोडायनामिक विचार ==
== विलायकन  ऊर्जा और ऊष्मागतिक विचार ==
अलग किए गए विलायक और ठोस (या गैस या तरल) की [[गिब्स ऊर्जा]] की तुलना में, समाधान की समग्र गिब्स ऊर्जा कम होने पर सॉल्वैंशन प्रक्रिया थर्मोडायनामिक रूप से अनुकूल होगी। इसका मतलब यह है कि [[तापीय धारिता]] माइनस [[एन्ट्रापी]] में परिवर्तन (निरपेक्ष तापमान से गुणा) एक नकारात्मक मान है, या यह कि सिस्टम की गिब्स ऊर्जा घट जाती है। एक नकारात्मक गिब्स ऊर्जा एक सहज प्रक्रिया को इंगित करती है लेकिन विघटन की दर के बारे में जानकारी प्रदान नहीं करती है।
अलग किए गए विलायक और ठोस (या गैस या तरल) की [[गिब्स ऊर्जा]] की तुलना में, विलयन की समग्र गिब्स ऊर्जा कम होने पर विलायकन प्रक्रिया ऊष्मागतिक रूप से अनुकूल होगी। इसका मतलब यह है कि [[Index.php?title=एन्थैल्पी|एन्थैल्पी]] में न्यूनता [[एन्ट्रापी]] में परिवर्तन (निरपेक्ष तापमान से गुणा) एक नकारात्मक मान है, या यह कि व्यवस्था की गिब्स ऊर्जा घट जाती है। एक नकारात्मक गिब्स ऊर्जा एक सहज प्रक्रिया को इंगित करती है लेकिन विघटन की दर के बारे में जानकारी प्रदान नहीं करती है।


सॉल्वेशन में विभिन्न ऊर्जा परिणामों के साथ कई चरण शामिल होते हैं। सबसे पहले, एक विलेय के लिए जगह बनाने के लिए विलायक में एक गुहा बननी चाहिए। यह एंट्रोपिक और थैलेपिक रूप से प्रतिकूल दोनों है, क्योंकि सॉल्वेंट ऑर्डर बढ़ता है और सॉल्वेंट-सॉल्वेंट इंटरैक्शन घटता है। विलायक के अणुओं के बीच मजबूत अंतःक्रिया गुहा गठन के लिए अधिक से अधिक थैलेपिक दंड की ओर ले जाती है। अगला, विलेय का एक कण थोक से अलग होना चाहिए। विलेय-विलेय अंतःक्रिया घटने के बाद से यह थैलेपिक रूप से प्रतिकूल है, लेकिन जब विलेय कण गुहा में प्रवेश करता है, तो परिणामी विलायक-विलेय अंतःक्रियाएं थैलेपिक रूप से अनुकूल होती हैं। अंत में, जैसे ही विलेय विलायक में मिश्रित होता है, एक एन्ट्रापी लाभ होता है।<ref name="Anslyn & Dougherty" />
विलायकन में विभिन्न ऊर्जा परिणामों के साथ कई चरण सम्मिलित होते हैं। सबसे पहले, एक विलेय के लिए जगह बनाने के लिए विलायक में एक गुहा बननी चाहिए। यह एंट्रोपिक और एंथैलेपिक रूप से प्रतिकूल दोनों है, क्योंकि विलायक क्रम बढ़ता है और विलायक-विलायक पारस्परिक क्रिया घटती है। विलायक के अणुओं के बीच मजबूत पारस्परिक क्रिया गुहा गठन के लिए अधिक से अधिक एंथैलेपिक शास्ति की ओर ले जाती है। अगला, विलेय का एक कण स्थूल से अलग होना चाहिए। विलेय-विलेय पारस्परिक क्रिया घटने के बाद से यह एंथैलेपिक प्रतिकूल है, लेकिन जब विलेय कण गुहा में प्रवेश करता है, तो परिणामी विलायक-विलेय पारस्परिक क्रियाएं एंथैलेपिक रूप से अनुकूल होती हैं। अंत में, जैसे ही विलेय विलायक में मिश्रित होता है, एक एन्ट्रापी लाभ होता है।<ref name="Anslyn & Dougherty" />


[[File:Effect of solvent on solubility.png|600px|विलायक द्वारा विलेय का विलयन]]समाधान की एन्थैल्पी समाधान एन्थैल्पी माइनस अलग-अलग प्रणालियों की एन्थैल्पी है, जबकि समाधान की एन्ट्रापी एंट्रॉपी में संबंधित अंतर है। सॉल्वैंशन एनर्जी ([[गिब्स मुक्त ऊर्जा]] में परिवर्तन) एन्थैल्पी माइनस तापमान ([[केल्विन]] में) के गुणनफल में एंट्रॉपी में परिवर्तन का परिवर्तन है। गैस के घुलने पर गैस के आयतन में कमी के कारण गैसों के विलयन की ऋणात्मक एन्ट्रापी होती है। चूँकि उनके [[विलयन की एन्थैल्पी]] तापमान के साथ बहुत अधिक कम नहीं होती है, और उनके विलयन की एन्ट्रापी ऋणात्मक होती है और तापमान के साथ उल्लेखनीय रूप से भिन्न नहीं होती है, अधिकांश गैसें उच्च तापमान पर कम घुलनशील होती हैं।


सॉल्वैंशन की एन्थैल्पी यह समझाने में मदद कर सकती है कि सॉल्वैंशन कुछ आयनिक लैटिस के साथ क्यों होता है लेकिन दूसरों के साथ नहीं। किसी आयन को उसकी जाली से मुक्त करने के लिए आवश्यक ऊर्जा और विलायक के अणु के साथ संयोजन करने पर दी गई ऊर्जा के बीच के अंतर को [[विलयन का एन्थैल्पी परिवर्तन]] कहा जाता है। समाधान के एन्थैल्पी परिवर्तन के लिए एक [[ऋणात्मक संख्या]] मान एक आयन से मेल खाता है जो भंग होने की संभावना है, जबकि एक उच्च धनात्मक संख्या मान का अर्थ है कि सॉल्वेशन नहीं होगा। यह संभव है कि कोई आयन सकारात्मक एन्थैल्पी मान होने पर भी घुल जाएगा। आवश्यक अतिरिक्त ऊर्जा एंट्रॉपी में वृद्धि से आती है जिसके परिणामस्वरूप आयन घुल जाता है। एन्ट्रापी की शुरूआत अकेले गणना द्वारा यह निर्धारित करना कठिन बना देती है कि कोई पदार्थ घुलेगा या नहीं। सॉल्वैंट्स की सॉल्वेशन पावर के लिए एक मात्रात्मक माप [[दाता संख्या]] द्वारा दिया जाता है।<ref>{{cite journal | author = Gutmann V | year = 1976 | title = ऑर्गोनोमेटिक यौगिकों की प्रतिक्रियाशीलता पर विलायक प्रभाव| journal = Coord. Chem. Rev. | volume = 18 | issue = 2| page = 225 | doi = 10.1016/S0010-8545(00)82045-7 }}</ref>
[[File:Effect of solvent on solubility.png|600px|विलायक द्वारा विलेय का विलयन]]
हालांकि प्रारंभिक सोच यह थी कि [[आयनिक त्रिज्या]], या आवेश घनत्व के लिए एक धनायन के आयन आवेश का एक उच्च अनुपात, जिसके परिणामस्वरूप अधिक विलेयता होती है, यह लोहे (III) या [[लैंथेनाइड]]्स और [[एक्टिनाइड]]्स जैसे आयनों के लिए जांच के लिए खड़ा नहीं होता है, जो आसानी से हाइड्रोलाइज्ड होते हैं। अघुलनशील (हाइड्रस) ऑक्साइड बनाने के लिए। चूंकि ये ठोस हैं, यह स्पष्ट है कि ये विलायक नहीं हैं।


मजबूत सॉल्वेंट-विलेय इंटरैक्शन सॉल्वेशन की प्रक्रिया को अधिक अनुकूल बनाते हैं। अलग-अलग सॉल्वैंट्स में विलेय का विघटन कितना अनुकूल है, इसकी तुलना करने का एक तरीका स्थानांतरण की मुक्त ऊर्जा पर विचार करना है। स्थानांतरण की मुक्त ऊर्जा दो अलग-अलग सॉल्वैंट्स में विलेय के तनु विलयनों के बीच मुक्त ऊर्जा अंतर की मात्रा निर्धारित करती है। यह मान अनिवार्य रूप से विलेय-विलेय अंतःक्रियाओं को शामिल किए बिना सॉल्वैंशन ऊर्जाओं की तुलना करने की अनुमति देता है।<ref name="Anslyn & Dougherty" />
विलयन की एन्थैल्पी विलयन एन्थैल्पी कमी की अलग-अलग प्रणालियों की एन्थैल्पी है, जबकि विलयन की एन्ट्रापी एंट्रॉपी में  तदनुरूपी अंतर है। विलायकन ऊर्जा ([[गिब्स मुक्त ऊर्जा]] में परिवर्तन) एन्थैल्पी कमी तापमान ([[केल्विन]] में) के गुणनफल में एंट्रॉपी में परिवर्तन का परिवर्तन है। गैस के घुलने पर गैस के आयतन में कमी के कारण गैसों के विलयन की ऋणात्मक एन्ट्रापी होती है। चूँकि उनके [[विलयन की एन्थैल्पी]] तापमान के साथ बहुत अधिक कम नहीं होती है, और उनके विलयन की एन्ट्रापी ऋणात्मक होती है और तापमान के साथ उल्लेखनीय रूप से भिन्न नहीं होती है, अधिकांश गैसें उच्च तापमान पर कम घुलनशील होती हैं।


सामान्य तौर पर, समाधानों का थर्मोडायनामिक विश्लेषण उन्हें प्रतिक्रियाओं के रूप में मॉडलिंग करके किया जाता है। उदाहरण के लिए, यदि आप पानी में सोडियम क्लोराइड मिलाते हैं, तो नमक सोडियम (+aq) और क्लोराइड (-aq) आयनों में अलग हो जाएगा। इस पृथक्करण के लिए संतुलन स्थिरांक का अनुमान इस अभिक्रिया की गिब्स ऊर्जा में परिवर्तन द्वारा लगाया जा सकता है।
विलायकन की एन्थैल्पी यह समझाने में मदद कर सकती है कि विलायकन कुछ आयनिक लैटिस के साथ क्यों होता है लेकिन दूसरों के साथ नहीं होता है। किसी आयन को उसकी जाली से मुक्त करने के लिए आवश्यक ऊर्जा और विलायक के अणु के साथ संयोजन करने पर दी गई ऊर्जा के बीच के अंतर को [[विलयन का एन्थैल्पी परिवर्तन]] कहा जाता है। विलयन के एन्थैल्पी परिवर्तन के लिए एक [[ऋणात्मक संख्या]] मान एक आयन से मेल खाता है जो  घुलने की संभावना है, जबकि एक उच्च धनात्मक संख्या मान का अर्थ है कि विलायकन नहीं होगा। यह संभव है कि कोई आयन सकारात्मक एन्थैल्पी मान होने पर भी घुल जाएगा। आवश्यक अतिरिक्त ऊर्जा एंट्रॉपी में वृद्धि से आती है जिसके परिणामस्वरूप आयन घुल जाता है। एन्ट्रापी की शुरूआत अकेले गणना द्वारा यह निर्धारित करना कठिन बना देती है कि कोई पदार्थ घुलेगा या नहीं।  विलायक की विलायकन क्षमता के लिए एक मात्रात्मक माप [[दाता संख्या]] द्वारा दिया जाता है।<ref>{{cite journal | author = Gutmann V | year = 1976 | title = ऑर्गोनोमेटिक यौगिकों की प्रतिक्रियाशीलता पर विलायक प्रभाव| journal = Coord. Chem. Rev. | volume = 18 | issue = 2| page = 225 | doi = 10.1016/S0010-8545(00)82045-7 }}</ref>


गैसीय आयन के सॉल्वैंशन की गिब्स मुक्त ऊर्जा का अनुमान लगाने के लिए बोर्न समीकरण का उपयोग किया जाता है।
सामान्यतः प्रारंभिक सोच यह थी कि [[आयनिक त्रिज्या]], या आवेश घनत्व के लिए एक धनायन के आयन आवेश का एक उच्च अनुपात, जिसके परिणामस्वरूप अधिक विलेयता होती है, यह लोहे (III) या [[लैंथेनाइड|लैंथेनाइ]]ड्स और [[एक्टिनाइड|एक्टिनाइ]]ड्स जैसे आयनों के लिए जांच के लिए खड़ा नहीं होता है,अघुलनशील (जलीय) ऑक्साइड बनाने के लिए आसानी से हाइड्रोलाइज्ड होते हैं। चूंकि ये ठोस हैं, यह स्पष्ट है कि ये विलायक नहीं हैं।


हाल के सिमुलेशन अध्ययनों से पता चला है कि आयनों और आसपास के पानी के अणुओं के बीच सॉल्वैंशन ऊर्जा में भिन्नता [[हॉफमिस्टर श्रृंखला]] के तंत्र को रेखांकित करती है।<ref>{{cite journal |author=M. Andreev|author2=A. Chremos |author3=J. de Pablo|author4=J. F. Douglas |title=इलेक्ट्रोलाइट समाधान की गतिशीलता का मोटे अनाज वाला मॉडल|journal=J. Phys. Chem. B |volume=121 |issue=34 |pages=8195–8202|year=2017|doi=10.1021/acs.jpcb.7b04297|pmid=28816050 }}</ref><ref name="article-1">{{cite journal |author=M. Andreev|author2=J. de Pable |author3=A. Chremos|author4=J. F. Douglas |title=इलेक्ट्रोलाइट समाधानों के गुणों पर आयन विलयन का प्रभाव|journal=J. Phys. Chem. B |volume=122 |issue=14 |pages=4029–4034|year=2018|doi=10.1021/acs.jpcb.8b00518|pmid=29611710 }}</ref>
मजबूत विलायक-विलेय पारस्परिक क्रिया विलायकन की प्रक्रिया को अधिक अनुकूल बनाते हैं। अलग-अलग विलायक में विलेय का विघटन कितना अनुकूल है, इसकी तुलना करने का एक तरीका स्थानांतरण की मुक्त ऊर्जा पर विचार करना है। स्थानांतरण की मुक्त ऊर्जा दो अलग-अलग  विलायक में विलेय के तनु विलयनों के बीच मुक्त ऊर्जा अंतर की मात्रा निर्धारित करती है। यह मान अनिवार्य रूप से विलेय-विलेय पारस्परिक क्रियाओं को सम्मिलित किए बिना विलायकन ऊर्जाओं की तुलना करने की अनुमति देता है।<ref name="Anslyn & Dougherty" />


सामान्य तौर पर, विलयनों का ऊष्मागतिक विश्लेषण उन्हें अभिक्रियाओं के रूप में प्रतिरूपण करके किया जाता है। उदाहरण के लिए, यदि आप जल में सोडियम क्लोराइड मिलाते हैं, तो नमक सोडियम (+aq) और क्लोराइड (-aq) आयनों में अलग हो जाएगा। इस पृथक्करण के लिए संतुलन स्थिरांक का अनुमान इस अभिक्रिया की गिब्स ऊर्जा में परिवर्तन द्वारा लगाया जा सकता है।


== मैक्रोमोलेक्युलस और असेंबली ==
गैसीय आयन के विलायकन की गिब्स मुक्त ऊर्जा का अनुमान लगाने के लिए बोर्न समीकरण का उपयोग किया जाता है।


सॉल्वेशन (विशेष रूप से, [[हाइड्रेट]]) कई जैविक संरचनाओं और प्रक्रियाओं के लिए महत्वपूर्ण है। उदाहरण के लिए, जलीय विलयनों में [[डीएनए]] और प्रोटीन जैसे आयनों और/या आवेशित मैक्रोमोलेक्युलस का विलायक विषम संयोजनों के गठन को प्रभावित करता है, जो जैविक क्रिया के लिए जिम्मेदार हो सकता है।<ref>{{cite journal |author=A. Chremos|author2=J. F. Douglas |title=पॉलीइलेक्ट्रोलाइट एसोसिएशन और सॉल्वैंशन|journal= The Journal of Chemical Physics|volume=149 |issue=16 |pages=163305|year=2018|doi=10.1063/1.5030530|pmid=30384680 |pmc=6217855 |bibcode=2018JChPh.149p3305C }}</ref> एक अन्य उदाहरण के रूप में, प्रोटीन तह अनायास होता है, आंशिक रूप से प्रोटीन और आसपास के पानी के अणुओं के बीच बातचीत में अनुकूल परिवर्तन के कारण। मुड़े हुए प्रोटीन को सॉल्वेशन के संयोजन और एच-बॉन्ड सहित फ्यूजन की एन्थैल्पी के कारण [[ यादृच्छिक कुंडल ]] के सापेक्ष 5-10 किलो कैलोरी/मोल द्वारा स्थिर किया जाता है।<ref>{{cite journal | author = Pace CN, Shirley BA, McNutt M, Gajiwala K | year = 1996 | title = प्रोटीन के गठनात्मक स्थिरता में योगदान देने वाली शक्तियाँ| journal = FASEB Journal | volume = 10 | issue = 1| pages = 75–83 | pmid = 8566551 | doi = 10.1096/fasebj.10.1.8566551 | s2cid = 20021399 }}</ref> तह प्रोटीन के केंद्र में दफन करके पानी के संपर्क में आने वाली [[ जल विरोधी ]] साइड चेन की संख्या को कम करना सॉल्वेशन से संबंधित एक प्रेरक शक्ति है।
नवीन के अनुकरण अध्ययनों से पता चला है कि आयनों और आसपास के जल के अणुओं के बीच विलायकन ऊर्जा में भिन्नता [[हॉफमिस्टर श्रृंखला]] के तंत्र को रेखांकित करती है।<ref>{{cite journal |author=M. Andreev|author2=A. Chremos |author3=J. de Pablo|author4=J. F. Douglas |title=इलेक्ट्रोलाइट समाधान की गतिशीलता का मोटे अनाज वाला मॉडल|journal=J. Phys. Chem. B |volume=121 |issue=34 |pages=8195–8202|year=2017|doi=10.1021/acs.jpcb.7b04297|pmid=28816050 }}</ref><ref name="article-1">{{cite journal |author=M. Andreev|author2=J. de Pable |author3=A. Chremos|author4=J. F. Douglas |title=इलेक्ट्रोलाइट समाधानों के गुणों पर आयन विलयन का प्रभाव|journal=J. Phys. Chem. B |volume=122 |issue=14 |pages=4029–4034|year=2018|doi=10.1021/acs.jpcb.8b00518|pmid=29611710 }}</ref>
== बृहत्अणु और समन्वायोजन ==


सॉल्वेशन मेजबान-अतिथि रसायन विज्ञान को भी प्रभावित करता है। मेजबान-अतिथि रंग। कई मेजबान अणुओं में एक हाइड्रोफोबिक छिद्र होता है जो एक हाइड्रोफोबिक अतिथि को आसानी से घेर लेता है। इन अंतःक्रियाओं का उपयोग दवा वितरण जैसे अनुप्रयोगों में किया जा सकता है, जैसे कि एक हाइड्रोफोबिक दवा अणु को जैविक प्रणाली में वितरित किया जा सकता है, बिना इसे घुलनशील बनाने के लिए दवा को संशोधित करने की आवश्यकता के बिना। समावेशन यौगिक के लिए बाध्यकारी स्थिरांक | मेजबान-अतिथि परिसर विलायक की ध्रुवीयता पर निर्भर करते हैं।<ref>Steed, J. W. and Atwood, J. L. (2013) Supramolecular Chemistry. 2nd ed. Wiley. {{ISBN|1118681509}}, 9781118681503.</ref>
विलायकन (विशेष रूप से, [[Index.php?title= जलयोजन|जलयोजन]]) कई जैविक संरचनाओं और प्रक्रियाओं के लिए महत्वपूर्ण है। उदाहरण के लिए, जलीय विलयनों में [[डीएनए]] और प्रोटीन जैसे आयनों और/या आवेशित बृहत्अणुओं का विलायक विषम समन्वायोजनों के गठन को प्रभावित करता है, जो जैविक क्रिया के लिए जिम्मेदार हो सकता है।<ref>{{cite journal |author=A. Chremos|author2=J. F. Douglas |title=पॉलीइलेक्ट्रोलाइट एसोसिएशन और सॉल्वैंशन|journal= The Journal of Chemical Physics|volume=149 |issue=16 |pages=163305|year=2018|doi=10.1063/1.5030530|pmid=30384680 |pmc=6217855 |bibcode=2018JChPh.149p3305C }}</ref> एक अन्य उदाहरण के रूप में, प्रोटीन का मुड़ना स्वतः होता है, आंशिक रूप से प्रोटीन और आसपास के जल के अणुओं के बीच पारस्परिक क्रिया में अनुकूल परिवर्तन के कारण होता है।विलायकन  के संयोजन और हाइड्रोजन बॉन्डिंग सहित मुड़े हुए प्रोटीन संरचना में मजबूत अंतःअणुक पारस्परिक क्रिया के कारण मुड़े हुए प्रोटीन को बिना मुड़े हुए अवस्था के सापेक्ष 5-10 kcal/mol द्वारा स्थिर किया जाता है।<ref>{{cite journal | author = Pace CN, Shirley BA, McNutt M, Gajiwala K | year = 1996 | title = प्रोटीन के गठनात्मक स्थिरता में योगदान देने वाली शक्तियाँ| journal = FASEB Journal | volume = 10 | issue = 1| pages = 75–83 | pmid = 8566551 | doi = 10.1096/fasebj.10.1.8566551 | s2cid = 20021399 }}</ref>मुड़े हुए प्रोटीन के केंद्र में अंत्योष्टि करके जल के संपर्क में आने वाली [[ जल विरोधी |जल विरोधी]] पार्श्व शृंखला की संख्या को कम करना विलायकन से संबंधित एक प्रेरक शक्ति है।
जलयोजन बायोमोलेक्यूल्स के इलेक्ट्रॉनिक और कंपन गुणों को प्रभावित करता है।<ref>{{cite journal | author = Mashaghi Alireza | display-authors = etal | year = 2012| title = जलयोजन झिल्ली फॉस्फोलिपिड्स की आणविक और इलेक्ट्रॉनिक संरचना को दृढ़ता से प्रभावित करता है| journal = J. Chem. Phys. | volume = 136 | issue = 11| page = 114709 | doi = 10.1063/1.3694280 | pmid = 22443792 | bibcode = 2012JChPh.136k4709M }}</ref><ref>{{cite journal | author = Bonn Mischa | display-authors = etal | year = 2012 | title = मेम्ब्रेन लिपिड्स में विस्तारित कंपन को प्रेरित करके इंटरफेशियल जल ऊर्जा हस्तांतरण की सुविधा देता है| journal = J Phys Chem | volume = 116| issue = 22| pages = 6455–6460| doi = 10.1021/jp302478a | pmid = 22594454 }}</ref>




== कंप्यूटर सिमुलेशन में सॉल्वैंशन का महत्व ==
मैक्रोमोलेक्युलस की संरचना पर सॉल्वैंशन के प्रभाव के महत्व के कारण, प्रारंभिक कंप्यूटर सिमुलेशन, जिन्होंने सॉल्वेंट (वैक्यूओ में) के प्रभाव को शामिल किए बिना अपने व्यवहार को मॉडल करने का प्रयास किया, जब समाधान में प्राप्त प्रयोगात्मक डेटा की तुलना में खराब परिणाम प्राप्त हो सकते हैं। छोटे अणु भी अधिक कॉम्पैक्ट कन्फर्मेशन अपना सकते हैं जब वेक्यूओ में अनुकरण किया जाता है; यह अनुकूल वैन डेर वाल्स बल और इंट्रामोल्युलर इलेक्ट्रोस्टैटिक इंटरैक्शन के कारण है जो एक विलायक की उपस्थिति में नम हो जाएगा।


जैसे-जैसे कंप्यूटर की शक्ति में वृद्धि हुई, एक सिमुलेशन के भीतर सॉल्वैंशन के प्रभावों को आजमाना और शामिल करना संभव हो गया और ऐसा करने का सबसे सरल तरीका यह है कि सॉल्वेंट अणुओं की एक त्वचा के साथ अणु को घेरना, विलायक की एक बूंद के भीतर अणु का अनुकरण करने के समान है। अगर त्वचा पर्याप्त गहरी है।<ref>{{Cite book |last=Leach |first=Andrew R. |url=https://www.worldcat.org/oclc/45008511 |title=Molecular modelling : principles and applications |date=2001 |publisher=Prentice Hall |isbn=0-582-38210-6 |edition=2nd |location=Harlow, England |pages=320 |oclc=45008511}}</ref>
विलायकन सूत्रधार-अतिथि  संकुलन को भी प्रभावित करता है।  कई सूत्रधार अणुओं में एक जलविरोधी छिद्र होता है जो एक जलविरोधी अतिथि को आसानी से घेर लेता है। इन पारस्परिक क्रियाओं का उपयोग दवा वितरण जैसे अनुप्रयोगों में किया जा सकता है, जैसे कि एक जलविरोधी दवा अणु को जैविक प्रणाली में वितरित किया जा सकता है, इसे घुलनशील बनाने के लिए दवा को संशोधित करने की आवश्यकता के बिना किया जाता है। समावेशन यौगिक के लिए बाध्यकारी स्थिरांक सूत्रधार-अतिथि परिसर विलायक की ध्रुवीयता पर निर्भर करते हैं।<ref>Steed, J. W. and Atwood, J. L. (2013) Supramolecular Chemistry. 2nd ed. Wiley. {{ISBN|1118681509}}, 9781118681503.</ref>


जलयोजन जैवाणु के इलेक्ट्रॉनिक और कंपन गुणों को प्रभावित करता है।<ref>{{cite journal | author = Mashaghi Alireza | display-authors = etal | year = 2012| title = जलयोजन झिल्ली फॉस्फोलिपिड्स की आणविक और इलेक्ट्रॉनिक संरचना को दृढ़ता से प्रभावित करता है| journal = J. Chem. Phys. | volume = 136 | issue = 11| page = 114709 | doi = 10.1063/1.3694280 | pmid = 22443792 | bibcode = 2012JChPh.136k4709M }}</ref><ref>{{cite journal | author = Bonn Mischa | display-authors = etal | year = 2012 | title = मेम्ब्रेन लिपिड्स में विस्तारित कंपन को प्रेरित करके इंटरफेशियल जल ऊर्जा हस्तांतरण की सुविधा देता है| journal = J Phys Chem | volume = 116| issue = 22| pages = 6455–6460| doi = 10.1021/jp302478a | pmid = 22594454 }}</ref>
== कंप्यूटरअनुरूपण में विलायकन का महत्व ==
बृहत्अणु की संरचना पर विलायकन के प्रभाव के महत्व के कारण, प्रारंभिक कंप्यूटरअनुरूपण, जिन्होंने विलायक (निर्वात में) के प्रभाव को सम्मिलित किए बिना अपने व्यवहार को प्रतिरूप करने का प्रयास किया,  विलयन में प्राप्त प्रयोगात्मक आँकड़े की तुलना में खराब परिणाम दिये हैं। छोटे अणु भी अधिक संक्षिप्त अनुरूपता अपना सकते हैं जब निर्वात में अनुकरण किया जाता है; यह अनुकूल वैन डेर वाल्स बल और अंतःअणुक पारस्परिक क्रिया के कारण है जो एक विलायक की उपस्थिति में घट जाएगा।


जैसे-जैसे कंप्यूटर की शक्ति में वृद्धि हुई, एकअनुरूपण के भीतर विलायकन के प्रभावों को जांचना और सम्मिलित करना संभव हो गया और ऐसा करने का सबसे सरल तरीका यह है कि विलायक अणुओं की एक त्वचा के साथ अणु को घेरना, विलायक की एक बूंद के भीतर अणु का अनुकरण करने के समान है यदि त्वचा पर्याप्त गहरी है।<ref>{{Cite book |last=Leach |first=Andrew R. |url=https://www.worldcat.org/oclc/45008511 |title=Molecular modelling : principles and applications |date=2001 |publisher=Prentice Hall |isbn=0-582-38210-6 |edition=2nd |location=Harlow, England |pages=320 |oclc=45008511}}</ref>
== यह भी देखें ==
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Latest revision as of 18:42, 1 May 2023

Not to be confused with salvation.
जल के अणुओं द्वारा घुलनशील सोडियम आयन

विलायकन विलयन अणुओं के साथ एक विलायक की पारस्परिक क्रिया का वर्णन करता है। आयनित और अनावेशित दोनों अणु एक विलायक के साथ दृढ़ता से पारस्परिक क्रिया करते हैं, और इस पारस्परिक क्रिया की क्षमता और प्रकृति घुलनशीलता, अभिक्रियाशीलता और रंग सहित विलेय के कई गुणों को प्रभावित करती है, साथ ही साथ विलायक के गुणों जैसे इसकी श्यानता और घनत्व को प्रभावित करती है।[1]यदि विलायक और विलेय कणों के बीच आकर्षक बल विलेय कणों को एक साथ रखने वाले आकर्षक बलों से अधिक हैं, तो विलायक के कण विलेय कणों को अलग करते हैं और उन्हें घेर लेते हैं। घिरे हुए विलेय कण तब ठोस विलेय से दूर होकर विलयन में चले जाते हैं। आयन एक विलायकन परिरक्षक से घिरे होते हैं। विलायकन विलायक और विलेय अणुओं को विलायकन जटिल में पुनर्गठित करने की प्रक्रिया है और इसमें बंधन गठन, हाइड्रोजन बंधन और वैन डेर वाल्स बल सम्मिलित हैं। जल द्वारा विलेय का विलायकन जलयोजन कहलाता है।[2]

ठोस यौगिकों की घुलनशीलता जालक ऊर्जा और विलायकन के बीच प्रतिद्वंद्विता पर निर्भर करती है, जिसमें विलायक संरचना में परिवर्तन से संबंधित एन्ट्रापी प्रभाव सम्मिलित हैं।[3]

घुलनशीलता से भेद

शुद्ध और व्यावहारिक रसायन के अंतर्राष्ट्रीय संघ की परिभाषा के अनुसार,[4] विलायकन विलायक के साथ विलेय की एक पारस्परिक क्रिया है, जो विलयन में विलेय प्रजातियों के स्थिरीकरण की ओर ले जाती है। विलायक अवस्था में, एक विलयन में एक आयन या अणु विलायक के अणुओं से घिरा या उसके परिसर में होता है। विलायकयोजित प्रजातियों को अक्सर उपसहसंयोजन संख्या और जटिल संतुलन स्थिरांक द्वारा वर्णित किया जा सकता है। विलायकन परस्पर क्रिया की अवधारणा को अघुलनशील सामग्री पर भी लागू किया जा सकता है, उदाहरण के लिए, आयन-विनिमय राल की सतह पर कार्यात्मक समूहों का विलायकन।

विलायकन, अवधारणा में, घुलनशीलता से अलग है। विलायकन या विघटन एक रासायनिक प्रक्रिया है और इसकी दर से इसकी मात्रा निर्धारित की जाती है। घुलनशीलता गतिशील संतुलन स्थिति को प्राप्त करती है जब विघटन की दर अवक्षेपण की दर के बराबर होती है। इकाइयों पर विचार करने से भेद स्पष्ट हो जाता है। विघटन दर के लिए विशिष्ट इकाई mol/s है। घुलनशीलता के लिए इकाइयाँ एक सांद्रता व्यक्त करती हैं: द्रव्यमान प्रति आयतन (mg/mL), मोलरिटी (mol/L), आदि।[citation needed]

विलायक और अंतराआण्विक पारस्परिक क्रिया

विलायकन में विभिन्न प्रकार के अंतराआण्विक पारस्परिक क्रिया सम्मिलित हैं: हाइड्रोजन बंध , आयन-द्विध्रुव पारस्परिक क्रिया, और वैन डेर वाल्स बल (जिसमें द्विध्रुव-द्विध्रुव, द्विध्रुव-प्रेरित द्विध्रुव, और प्रेरित द्विध्रुव-प्रेरित द्विध्रुव पारस्परिक क्रिया सम्मिलित हैं)। इनमें से कौन सा बल काम कर रहा है, यह विलायक और विलेय की आणविक संरचना और गुणों पर निर्भर करता है। विलायक और विलेय के बीच इन गुणों की समानता या पूरक चरित्र यह निर्धारित करता है कि किसी विशेष विलायक द्वारा विलेय को कितनी अच्छी तरह से घोला जा सकता है।

File:Nile red 01.jpg
विभिन्न विलायक में दिन के उजाले (शीर्ष पंक्ति) और यूवी-प्रकाश (दूसरी पंक्ति) में नील लाल। बाएं से दाएं: 1. जल, 2. मेथनॉल, 3. इथेनॉल, 4. एसिटोनिट्राइल, 5. डाइमिथाइलफोर्माइड, 6. एसीटोन, 7. एथिलैसेटेट, 8. डाइक्लोरमीथेन 9. एन-हेक्सेन, 10. मिथाइल-टर्ट-ब्यूटीलेथर, 11. साइक्लोहेक्सेन, 12. टोल्यूनि। फोटोग्राफर: आर्मिन कुबेलबेक, सीसी-बाय-एसए, विकिमीडिया कॉमन्स

विलायक रासायनिक ध्रुवीयता यह निर्धारित करने में सबसे महत्वपूर्ण कारक है कि यह किसी विशेष विलेय को कितनी अच्छी तरह से घोलता है। ध्रुवीय विलायक में आणविक द्विध्रुव होते हैं, जिसका अर्थ है कि विलायक अणु के हिस्से में अणु के दूसरे भाग की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व होता है। अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व वाला भाग आंशिक ऋणात्मक आवेश का अनुभव करेगा जबकि कम इलेक्ट्रॉन घनत्व वाला भाग आंशिक धनात्मक आवेश का अनुभव करेगा। ध्रुवीय विलायक के अणु ध्रुवीय विलेय और आयनों को घोल सकते हैं क्योंकि वे अणु के आंशिक रूप से आवेशित किए गए हिस्से को स्थिर वैद्युत् आकर्षण के माध्यम से विलेय की ओर उन्मुख कर सकते हैं। यह व्यवस्था को स्थिर करता है और विलेय के प्रत्येक कण के चारों ओर एक विलायकन परिरक्षक(या जल के मामले में जल योजन परिरक्षक) बनाता है। एक विलेय कण के तत्काल आसपास के विलायक के अणुओं में प्रायः अन्य विलायक की तुलना में बहुत अलग क्रम होता है, और अलग-अलग क्रम वाले विलायक अणुओं के इस क्षेत्र को साइबोटैक्टिक क्षेत्र कहा जाता है।[5] जल सबसे सामान्य और अच्छी तरह से अध्ययन किया गया ध्रुवीय विलायक है, लेकिन अन्य उपस्थित हैं, जिनमे इथेनॉल, मेथनॉल, एसीटोन, ऐसीटोनाइट्राइल और डाइमिथाइल सल्फ़ोक्साइड है। ध्रुवीय विलायक में अक्सर एक उच्च परावैद्युतिकी स्थिरांक पाया जाता है, सामान्यतः अन्य विलायक पैमानों का उपयोग विलायक ध्रुवीयता को वर्गीकृत करने के लिए भी किया जाता है। ध्रुवीय विलायक का उपयोग लवण जैसे अकार्बनिक या आयनिक यौगिकों को घोलने के लिए किया जा सकता है। किसी विलयन की विद्युत प्रतिरोधकता और चालकता उसके आयनों के विलयन पर निर्भर करती है। गैर-ध्रुवीय विलायक आयनों का विलायकन नहीं कर सकते हैं, और आयनों को आयन जोड़े के रूप में पाया जाएगा।

विलायक और विलेय अणुओं के बीच हाइड्रोजन बंधन H-बन्ध को स्वीकार करने, H-बन्ध दान करने या दोनों की क्षमता पर निर्भर करता है। विलायक जो एच H-बन्ध दान कर सकते हैं उन्हें प्रोटिक कहा जाता है, जबकि विलायक जिनमें हाइड्रोजन परमाणु के लिए ध्रुवीकृत बंधन नहीं होता है और हाइड्रोजन बन्ध दान नहीं कर सकते हैं उन्हें एप्रोटिक कहा जाता है। एच-बन्ध दाता क्षमता को पैमाने (α) पर वर्गीकृत किया गया है।[6] प्रोटिक विलायक विलेय का विलायकयोजन कर सकते हैं जो हाइड्रोजन बन्ध को स्वीकार कर सकते हैं। इसी तरह, विलायक जो हाइड्रोजन बन्ध को स्वीकार कर सकते हैं, H-बन्ध-दान करने वाले विलेय को विलायकयोजित कर सकते हैं। एक विलायक की हाइड्रोजन बन्ध स्वीकर्ता क्षमता को एक पैमाने (β) पर वर्गीकृत किया जाता है।[7] विलायक जैसे कि जल हाइड्रोजन बन्ध दान और स्वीकार दोनों कर सकते हैं, उन्हें घुलनशील विलेय में उत्कृष्ट बनाते हैं जो H-बन्ध को दान या स्वीकार (या दोनों) कर सकते हैं।

कुछ रासायनिक यौगिकों में सॉल्वैटोक्रोमिज्म का अनुभव होता है, जो विलायक ध्रुवीयता के कारण रंग में परिवर्तन होता है। यह घटना बताती है कि कैसे अलग-अलग विलायक एक ही विलेय के साथ अलग-अलग तरीके से पारस्परिक क्रिया करते हैं। अन्य विलायक प्रभावों में गठनात्मक या समावयवी प्राथमिकताएं और विलेय की अम्लता में परिवर्तन सम्मिलित हैं।

विलायकन ऊर्जा और ऊष्मागतिक विचार

अलग किए गए विलायक और ठोस (या गैस या तरल) की गिब्स ऊर्जा की तुलना में, विलयन की समग्र गिब्स ऊर्जा कम होने पर विलायकन प्रक्रिया ऊष्मागतिक रूप से अनुकूल होगी। इसका मतलब यह है कि एन्थैल्पी में न्यूनता एन्ट्रापी में परिवर्तन (निरपेक्ष तापमान से गुणा) एक नकारात्मक मान है, या यह कि व्यवस्था की गिब्स ऊर्जा घट जाती है। एक नकारात्मक गिब्स ऊर्जा एक सहज प्रक्रिया को इंगित करती है लेकिन विघटन की दर के बारे में जानकारी प्रदान नहीं करती है।

विलायकन में विभिन्न ऊर्जा परिणामों के साथ कई चरण सम्मिलित होते हैं। सबसे पहले, एक विलेय के लिए जगह बनाने के लिए विलायक में एक गुहा बननी चाहिए। यह एंट्रोपिक और एंथैलेपिक रूप से प्रतिकूल दोनों है, क्योंकि विलायक क्रम बढ़ता है और विलायक-विलायक पारस्परिक क्रिया घटती है। विलायक के अणुओं के बीच मजबूत पारस्परिक क्रिया गुहा गठन के लिए अधिक से अधिक एंथैलेपिक शास्ति की ओर ले जाती है। अगला, विलेय का एक कण स्थूल से अलग होना चाहिए। विलेय-विलेय पारस्परिक क्रिया घटने के बाद से यह एंथैलेपिक प्रतिकूल है, लेकिन जब विलेय कण गुहा में प्रवेश करता है, तो परिणामी विलायक-विलेय पारस्परिक क्रियाएं एंथैलेपिक रूप से अनुकूल होती हैं। अंत में, जैसे ही विलेय विलायक में मिश्रित होता है, एक एन्ट्रापी लाभ होता है।[5]


विलायक द्वारा विलेय का विलयन

विलयन की एन्थैल्पी विलयन एन्थैल्पी कमी की अलग-अलग प्रणालियों की एन्थैल्पी है, जबकि विलयन की एन्ट्रापी एंट्रॉपी में तदनुरूपी अंतर है। विलायकन ऊर्जा (गिब्स मुक्त ऊर्जा में परिवर्तन) एन्थैल्पी कमी तापमान (केल्विन में) के गुणनफल में एंट्रॉपी में परिवर्तन का परिवर्तन है। गैस के घुलने पर गैस के आयतन में कमी के कारण गैसों के विलयन की ऋणात्मक एन्ट्रापी होती है। चूँकि उनके विलयन की एन्थैल्पी तापमान के साथ बहुत अधिक कम नहीं होती है, और उनके विलयन की एन्ट्रापी ऋणात्मक होती है और तापमान के साथ उल्लेखनीय रूप से भिन्न नहीं होती है, अधिकांश गैसें उच्च तापमान पर कम घुलनशील होती हैं।

विलायकन की एन्थैल्पी यह समझाने में मदद कर सकती है कि विलायकन कुछ आयनिक लैटिस के साथ क्यों होता है लेकिन दूसरों के साथ नहीं होता है। किसी आयन को उसकी जाली से मुक्त करने के लिए आवश्यक ऊर्जा और विलायक के अणु के साथ संयोजन करने पर दी गई ऊर्जा के बीच के अंतर को विलयन का एन्थैल्पी परिवर्तन कहा जाता है। विलयन के एन्थैल्पी परिवर्तन के लिए एक ऋणात्मक संख्या मान एक आयन से मेल खाता है जो घुलने की संभावना है, जबकि एक उच्च धनात्मक संख्या मान का अर्थ है कि विलायकन नहीं होगा। यह संभव है कि कोई आयन सकारात्मक एन्थैल्पी मान होने पर भी घुल जाएगा। आवश्यक अतिरिक्त ऊर्जा एंट्रॉपी में वृद्धि से आती है जिसके परिणामस्वरूप आयन घुल जाता है। एन्ट्रापी की शुरूआत अकेले गणना द्वारा यह निर्धारित करना कठिन बना देती है कि कोई पदार्थ घुलेगा या नहीं। विलायक की विलायकन क्षमता के लिए एक मात्रात्मक माप दाता संख्या द्वारा दिया जाता है।[8]

सामान्यतः प्रारंभिक सोच यह थी कि आयनिक त्रिज्या, या आवेश घनत्व के लिए एक धनायन के आयन आवेश का एक उच्च अनुपात, जिसके परिणामस्वरूप अधिक विलेयता होती है, यह लोहे (III) या लैंथेनाइड्स और एक्टिनाइड्स जैसे आयनों के लिए जांच के लिए खड़ा नहीं होता है,अघुलनशील (जलीय) ऑक्साइड बनाने के लिए आसानी से हाइड्रोलाइज्ड होते हैं। चूंकि ये ठोस हैं, यह स्पष्ट है कि ये विलायक नहीं हैं।

मजबूत विलायक-विलेय पारस्परिक क्रिया विलायकन की प्रक्रिया को अधिक अनुकूल बनाते हैं। अलग-अलग विलायक में विलेय का विघटन कितना अनुकूल है, इसकी तुलना करने का एक तरीका स्थानांतरण की मुक्त ऊर्जा पर विचार करना है। स्थानांतरण की मुक्त ऊर्जा दो अलग-अलग विलायक में विलेय के तनु विलयनों के बीच मुक्त ऊर्जा अंतर की मात्रा निर्धारित करती है। यह मान अनिवार्य रूप से विलेय-विलेय पारस्परिक क्रियाओं को सम्मिलित किए बिना विलायकन ऊर्जाओं की तुलना करने की अनुमति देता है।[5]

सामान्य तौर पर, विलयनों का ऊष्मागतिक विश्लेषण उन्हें अभिक्रियाओं के रूप में प्रतिरूपण करके किया जाता है। उदाहरण के लिए, यदि आप जल में सोडियम क्लोराइड मिलाते हैं, तो नमक सोडियम (+aq) और क्लोराइड (-aq) आयनों में अलग हो जाएगा। इस पृथक्करण के लिए संतुलन स्थिरांक का अनुमान इस अभिक्रिया की गिब्स ऊर्जा में परिवर्तन द्वारा लगाया जा सकता है।

गैसीय आयन के विलायकन की गिब्स मुक्त ऊर्जा का अनुमान लगाने के लिए बोर्न समीकरण का उपयोग किया जाता है।

नवीन के अनुकरण अध्ययनों से पता चला है कि आयनों और आसपास के जल के अणुओं के बीच विलायकन ऊर्जा में भिन्नता हॉफमिस्टर श्रृंखला के तंत्र को रेखांकित करती है।[9][1]

बृहत्अणु और समन्वायोजन

विलायकन (विशेष रूप से, जलयोजन) कई जैविक संरचनाओं और प्रक्रियाओं के लिए महत्वपूर्ण है। उदाहरण के लिए, जलीय विलयनों में डीएनए और प्रोटीन जैसे आयनों और/या आवेशित बृहत्अणुओं का विलायक विषम समन्वायोजनों के गठन को प्रभावित करता है, जो जैविक क्रिया के लिए जिम्मेदार हो सकता है।[10] एक अन्य उदाहरण के रूप में, प्रोटीन का मुड़ना स्वतः होता है, आंशिक रूप से प्रोटीन और आसपास के जल के अणुओं के बीच पारस्परिक क्रिया में अनुकूल परिवर्तन के कारण होता है।विलायकन के संयोजन और हाइड्रोजन बॉन्डिंग सहित मुड़े हुए प्रोटीन संरचना में मजबूत अंतःअणुक पारस्परिक क्रिया के कारण मुड़े हुए प्रोटीन को बिना मुड़े हुए अवस्था के सापेक्ष 5-10 kcal/mol द्वारा स्थिर किया जाता है।[11]मुड़े हुए प्रोटीन के केंद्र में अंत्योष्टि करके जल के संपर्क में आने वाली जल विरोधी पार्श्व शृंखला की संख्या को कम करना विलायकन से संबंधित एक प्रेरक शक्ति है।


विलायकन सूत्रधार-अतिथि संकुलन को भी प्रभावित करता है। कई सूत्रधार अणुओं में एक जलविरोधी छिद्र होता है जो एक जलविरोधी अतिथि को आसानी से घेर लेता है। इन पारस्परिक क्रियाओं का उपयोग दवा वितरण जैसे अनुप्रयोगों में किया जा सकता है, जैसे कि एक जलविरोधी दवा अणु को जैविक प्रणाली में वितरित किया जा सकता है, इसे घुलनशील बनाने के लिए दवा को संशोधित करने की आवश्यकता के बिना किया जाता है। समावेशन यौगिक के लिए बाध्यकारी स्थिरांक सूत्रधार-अतिथि परिसर विलायक की ध्रुवीयता पर निर्भर करते हैं।[12]

जलयोजन जैवाणु के इलेक्ट्रॉनिक और कंपन गुणों को प्रभावित करता है।[13][14]

कंप्यूटरअनुरूपण में विलायकन का महत्व

बृहत्अणु की संरचना पर विलायकन के प्रभाव के महत्व के कारण, प्रारंभिक कंप्यूटरअनुरूपण, जिन्होंने विलायक (निर्वात में) के प्रभाव को सम्मिलित किए बिना अपने व्यवहार को प्रतिरूप करने का प्रयास किया, विलयन में प्राप्त प्रयोगात्मक आँकड़े की तुलना में खराब परिणाम दिये हैं। छोटे अणु भी अधिक संक्षिप्त अनुरूपता अपना सकते हैं जब निर्वात में अनुकरण किया जाता है; यह अनुकूल वैन डेर वाल्स बल और अंतःअणुक पारस्परिक क्रिया के कारण है जो एक विलायक की उपस्थिति में घट जाएगा।

जैसे-जैसे कंप्यूटर की शक्ति में वृद्धि हुई, एकअनुरूपण के भीतर विलायकन के प्रभावों को जांचना और सम्मिलित करना संभव हो गया और ऐसा करने का सबसे सरल तरीका यह है कि विलायक अणुओं की एक त्वचा के साथ अणु को घेरना, विलायक की एक बूंद के भीतर अणु का अनुकरण करने के समान है यदि त्वचा पर्याप्त गहरी है।[15]

यह भी देखें

संदर्भ

  1. ↑ 1.0 1.1 M. Andreev; J. de Pable; A. Chremos; J. F. Douglas (2018). "इलेक्ट्रोलाइट समाधानों के गुणों पर आयन विलयन का प्रभाव". J. Phys. Chem. B. 122 (14): 4029–4034. doi:10.1021/acs.jpcb.8b00518. PMID 29611710.
  2. ↑ Cambell, Neil (2006). रसायन विज्ञान - कैलिफोर्निया संस्करण. Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall. p. 734. ISBN 978-0-13-201304-8.
  3. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 823. ISBN 978-0-08-037941-8.
  4. ↑ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006–) "solvation". doi:10.1351/goldbook.S05747
  5. ↑ 5.0 5.1 5.2 Eric V. Anslyn; Dennis A. Dougherty (2006). Modern Physical Organic Chemistry. University Science Books. ISBN 978-1-891389-31-3.
  6. ↑ Taft R. W., Kamlet M. J. (1976). "The solvatochromic comparison method. 2. The .alpha.-scale of solvent hydrogen-bond donor (HBD) acidities". J. Am. Chem. Soc. 98 (10): 2886–2894. doi:10.1021/ja00426a036.
  7. ↑ Taft R. W., Kamlet M. J. (1976). "सॉल्वैटोक्रोमिक तुलना विधि। 1. सॉल्वेंट हाइड्रोजन-बॉन्ड स्वीकर्ता (HBA) बेसिकिटी का .beta.-स्केल". J. Am. Chem. Soc. 98 (2): 377–383. doi:10.1021/ja00418a009.
  8. ↑ Gutmann V (1976). "ऑर्गोनोमेटिक यौगिकों की प्रतिक्रियाशीलता पर विलायक प्रभाव". Coord. Chem. Rev. 18 (2): 225. doi:10.1016/S0010-8545(00)82045-7.
  9. ↑ M. Andreev; A. Chremos; J. de Pablo; J. F. Douglas (2017). "इलेक्ट्रोलाइट समाधान की गतिशीलता का मोटे अनाज वाला मॉडल". J. Phys. Chem. B. 121 (34): 8195–8202. doi:10.1021/acs.jpcb.7b04297. PMID 28816050.
  10. ↑ A. Chremos; J. F. Douglas (2018). "पॉलीइलेक्ट्रोलाइट एसोसिएशन और सॉल्वैंशन". The Journal of Chemical Physics. 149 (16): 163305. Bibcode:2018JChPh.149p3305C. doi:10.1063/1.5030530. PMC 6217855. PMID 30384680.
  11. ↑ Pace CN, Shirley BA, McNutt M, Gajiwala K (1996). "प्रोटीन के गठनात्मक स्थिरता में योगदान देने वाली शक्तियाँ". FASEB Journal. 10 (1): 75–83. doi:10.1096/fasebj.10.1.8566551. PMID 8566551. S2CID 20021399.{{cite journal}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link)
  12. ↑ Steed, J. W. and Atwood, J. L. (2013) Supramolecular Chemistry. 2nd ed. Wiley. ISBN 1118681509, 9781118681503.
  13. ↑ Mashaghi Alireza; et al. (2012). "जलयोजन झिल्ली फॉस्फोलिपिड्स की आणविक और इलेक्ट्रॉनिक संरचना को दृढ़ता से प्रभावित करता है". J. Chem. Phys. 136 (11): 114709. Bibcode:2012JChPh.136k4709M. doi:10.1063/1.3694280. PMID 22443792.
  14. ↑ Bonn Mischa; et al. (2012). "मेम्ब्रेन लिपिड्स में विस्तारित कंपन को प्रेरित करके इंटरफेशियल जल ऊर्जा हस्तांतरण की सुविधा देता है". J Phys Chem. 116 (22): 6455–6460. doi:10.1021/jp302478a. PMID 22594454.
  15. ↑ Leach, Andrew R. (2001). Molecular modelling : principles and applications (2nd ed.). Harlow, England: Prentice Hall. p. 320. ISBN 0-582-38210-6. OCLC 45008511.


अग्रिम पठन

  • Dogonadze, Revaz; et al., eds. (1985–88). The Chemical Physics of Solvation (3 vols. ed.). Amsterdam: Elsevier. ISBN 0-444-42551-9 (part A), ISBN 0-444-42674-4 (part B), ISBN 0-444-42984-0 (Chemistry)
  • Jiang D., Urakawa A., Yulikov M., Mallat T., Jeschke G., Baiker A. (2009). "Size selectivity of a copper metal-organic framework and origin of catalytic activity in epoxide alcoholysis". Chemistry. 15 (45): 12255–62. doi:10.1002/chem.200901510. PMID 19806616.{{cite journal}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link) [One example of a solvated MOF, where partial dissolution is described.]


बाहरी संबंध

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