विलेयता: Difference between revisions
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[[File:Crystals ammonium sulfate.jpg|thumb|upright|4.2 मोलर सांद्रता वाले [[अमोनियम सल्फेट]] घोल में क्रिस्टल का निर्माण। समाधान शुरू में 20 डिग्री सेल्सियस पर तैयार किया गया था और फिर 2 दिनों के लिए 4 डिग्री सेल्सियस पर संग्रहीत किया गया था।]][[रसायन विज्ञान]] में, घुलनशीलता एक [[रासायनिक पदार्थ]] की क्षमता है, विलेय, एक अन्य पदार्थ, [[विलायक]] के साथ एक [[समाधान (रसायन विज्ञान)]] बनाने के लिए। अघुलनशीलता विपरीत संपत्ति है, विलेय की इस तरह के समाधान को बनाने में असमर्थता। | [[File:Crystals ammonium sulfate.jpg|thumb|upright|4.2 मोलर सांद्रता वाले [[अमोनियम सल्फेट]] घोल में क्रिस्टल का निर्माण। समाधान शुरू में 20 डिग्री सेल्सियस पर तैयार किया गया था और फिर 2 दिनों के लिए 4 डिग्री सेल्सियस पर संग्रहीत किया गया था।]][[रसायन विज्ञान]] में, घुलनशीलता एक [[रासायनिक पदार्थ]] की क्षमता है, विलेय, एक अन्य पदार्थ, [[विलायक]] के साथ एक [[समाधान (रसायन विज्ञान)]] बनाने के लिए। अघुलनशीलता विपरीत संपत्ति है, विलेय की इस तरह के समाधान को बनाने में असमर्थता। | ||
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एक विशिष्ट विलायक में किसी पदार्थ की घुलनशीलता की सीमा को आम तौर पर विक्ट:संतृप्त#रसायन विज्ञान के घोल में विलेय की सांद्रता के रूप में मापा जाता है, जिसमें कोई और विलेय नहीं घुल सकता है।<ref name=iupac/>इस बिंदु पर, दो पदार्थों को [[घुलनशीलता संतुलन]] पर कहा जाता है। कुछ विलेय और सॉल्वैंट्स के लिए, ऐसी कोई सीमा नहीं हो सकती है, जिस स्थिति में दो पदार्थों को सभी अनुपातों में मिश्रणीयता (या सिर्फ मिश्रणीय) कहा जाता है।<ref name=clug2000/> | एक विशिष्ट विलायक में किसी पदार्थ की घुलनशीलता की सीमा को आम तौर पर विक्ट:संतृप्त#रसायन विज्ञान के घोल में विलेय की सांद्रता के रूप में मापा जाता है, जिसमें कोई और विलेय नहीं घुल सकता है।<ref name=iupac/>इस बिंदु पर, दो पदार्थों को [[घुलनशीलता संतुलन]] पर कहा जाता है। कुछ विलेय और सॉल्वैंट्स के लिए, ऐसी कोई सीमा नहीं हो सकती है, जिस स्थिति में दो पदार्थों को सभी अनुपातों में मिश्रणीयता (या सिर्फ मिश्रणीय) कहा जाता है।<ref name=clug2000/> | ||
विलेय [[ठोस]], [[तरल]] या [[गैस]] हो सकता है, जबकि विलायक आमतौर पर ठोस या तरल होता है। दोनों शुद्ध पदार्थ हो सकते हैं, या स्वयं समाधान हो सकते हैं। अत्यधिक चरम स्थितियों को छोड़कर, गैसें हमेशा सभी अनुपातों में मिश्रणीय होती हैं।<ref name=swaan1966>J. de Swaan Arons and G. A. M. Diepen (1966): "Gas—Gas Equilibria". ''Journal of Chemical Physics'', volume 44, issue 6, page 2322. {{doi|10.1063/1.1727043}}</ref> और एक ठोस या तरल को पहले गैसीय अवस्था में पारित करके ही गैस में घोला जा सकता है। | विलेय [[ठोस]], [[तरल]] या [[गैस]] हो सकता है, जबकि विलायक आमतौर पर ठोस या तरल होता है। दोनों शुद्ध पदार्थ हो सकते हैं, या स्वयं समाधान हो सकते हैं। अत्यधिक चरम स्थितियों को छोड़कर, गैसें हमेशा सभी अनुपातों में मिश्रणीय होती हैं।<ref name="swaan1966">J. de Swaan Arons and G. A. M. Diepen (1966): "Gas—Gas Equilibria". ''Journal of Chemical Physics'', volume 44, issue 6, page 2322. {{doi|10.1063/1.1727043}}</ref> और एक ठोस या तरल को पहले गैसीय अवस्था में पारित करके ही गैस में घोला जा सकता है। | ||
घुलनशीलता मुख्य रूप से विलेय और विलायक की संरचना (उनके [[पीएच]] और अन्य भंग पदार्थों की उपस्थिति सहित) के साथ-साथ तापमान और दबाव पर निर्भर करती है। निर्भरता को अक्सर दो पदार्थों के कणों ([[परमाणु]]ओं, [[अणु]]ओं, या [[आयन]]ों) के बीच परस्पर क्रियाओं के संदर्भ में और [[तापीय धारिता]] और एन्ट्रॉपी जैसी [[ऊष्मप्रवैगिकी]] अवधारणाओं के संदर्भ में समझाया जा सकता है। | घुलनशीलता मुख्य रूप से विलेय और विलायक की संरचना (उनके [[पीएच]] और अन्य भंग पदार्थों की उपस्थिति सहित) के साथ-साथ तापमान और दबाव पर निर्भर करती है। निर्भरता को अक्सर दो पदार्थों के कणों ([[परमाणु]]ओं, [[अणु]]ओं, या [[आयन]]ों) के बीच परस्पर क्रियाओं के संदर्भ में और [[तापीय धारिता]] और एन्ट्रॉपी जैसी [[ऊष्मप्रवैगिकी]] अवधारणाओं के संदर्भ में समझाया जा सकता है। | ||
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रसायन विज्ञान के अलावा कई विज्ञानों में घुलनशीलता की अवधारणा और माप अत्यंत महत्वपूर्ण हैं, जैसे कि भूविज्ञान, जीव विज्ञान, भौतिकी और समुद्र विज्ञान, साथ ही साथ [[अभियांत्रिकी]], चिकित्सा, [[कृषि]] और यहां तक कि गैर-तकनीकी गतिविधियों जैसे [[चित्र]], [[सफाई]], खाना पकाने, और शराब बनाना। वैज्ञानिक, औद्योगिक, या व्यावहारिक हित की अधिकांश रासायनिक प्रतिक्रियाएँ तभी होती हैं जब [[अभिकर्मक]]ों को एक उपयुक्त विलायक में घोल दिया जाता है। [[पानी]] अब तक का सबसे आम विलायक है। | रसायन विज्ञान के अलावा कई विज्ञानों में घुलनशीलता की अवधारणा और माप अत्यंत महत्वपूर्ण हैं, जैसे कि भूविज्ञान, जीव विज्ञान, भौतिकी और समुद्र विज्ञान, साथ ही साथ [[अभियांत्रिकी]], चिकित्सा, [[कृषि]] और यहां तक कि गैर-तकनीकी गतिविधियों जैसे [[चित्र]], [[सफाई]], खाना पकाने, और शराब बनाना। वैज्ञानिक, औद्योगिक, या व्यावहारिक हित की अधिकांश रासायनिक प्रतिक्रियाएँ तभी होती हैं जब [[अभिकर्मक]]ों को एक उपयुक्त विलायक में घोल दिया जाता है। [[पानी]] अब तक का सबसे आम विलायक है। | ||
घुलनशील शब्द का प्रयोग कभी-कभी उन सामग्रियों के लिए किया जाता है जो तरल में बहुत महीन ठोस कणों के [[कोलाइड]] बना सकते हैं।<ref name=korm1988>Claudius Kormann, Detlef W. Bahnemann, and Michael R. Hoffmann (1988): "Preparation and characterization of quantum-size titanium dioxide". ''Journal of Physical Chemistry'',volume 92, issue 18, pages 5196–5201. {{doi|10.1021/j100329a027}}</ref> हालांकि, ऐसे पदार्थों की मात्रात्मक घुलनशीलता आमतौर पर अच्छी तरह से परिभाषित नहीं होती है। | घुलनशील शब्द का प्रयोग कभी-कभी उन सामग्रियों के लिए किया जाता है जो तरल में बहुत महीन ठोस कणों के [[कोलाइड]] बना सकते हैं।<ref name="korm1988">Claudius Kormann, Detlef W. Bahnemann, and Michael R. Hoffmann (1988): "Preparation and characterization of quantum-size titanium dioxide". ''Journal of Physical Chemistry'',volume 92, issue 18, pages 5196–5201. {{doi|10.1021/j100329a027}}</ref> हालांकि, ऐसे पदार्थों की मात्रात्मक घुलनशीलता आमतौर पर अच्छी तरह से परिभाषित नहीं होती है। | ||
== घुलनशीलता की मात्रा == | == घुलनशीलता की मात्रा == | ||
एक विशिष्ट विलायक में एक विशिष्ट विलेय की घुलनशीलता को आम तौर पर दो के संतृप्त समाधान की एकाग्रता के रूप में व्यक्त किया जाता है।<ref name=iupac>{{GoldBookRef|title=Solubility|file=S05740}}</ref> समाधानों की एकाग्रता को व्यक्त करने के कई तरीकों में से किसी का भी उपयोग किया जा सकता है, जैसे [[द्रव्यमान]], आयतन, या विलेय का मोल (इकाई) किसी विशिष्ट द्रव्यमान, आयतन या विलायक या विलयन की तिल [[मात्रा]] के लिए। | एक विशिष्ट विलायक में एक विशिष्ट विलेय की घुलनशीलता को आम तौर पर दो के संतृप्त समाधान की एकाग्रता के रूप में व्यक्त किया जाता है।<ref name="iupac">{{GoldBookRef|title=Solubility|file=S05740}}</ref> समाधानों की एकाग्रता को व्यक्त करने के कई तरीकों में से किसी का भी उपयोग किया जा सकता है, जैसे [[द्रव्यमान]], आयतन, या विलेय का मोल (इकाई) किसी विशिष्ट द्रव्यमान, आयतन या विलायक या विलयन की तिल [[मात्रा]] के लिए। | ||
===विलायक की प्रति मात्रा=== | ===विलायक की प्रति मात्रा=== | ||
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=== घुलनशीलता मूल्यों का रूपांतरण === | === घुलनशीलता मूल्यों का रूपांतरण === | ||
घुलनशीलता को मापने के इन विभिन्न तरीकों के बीच रूपांतरण तुच्छ नहीं हो सकता है, क्योंकि इसके लिए समाधान के घनत्व को जानने की आवश्यकता हो सकती है - जिसे अक्सर मापा नहीं जाता है, और भविष्यवाणी नहीं की जा सकती। जबकि कुल द्रव्यमान को विघटन द्वारा संरक्षित किया जाता है, अंतिम मात्रा विलायक की मात्रा और दोनों मात्राओं के योग से भिन्न हो सकती है।<ref name=lee2012>I. Lee and J. Lee (2012): "Measurement of mixing ratio and volume change of ethanol-water binary mixtures using suspended microchannel resonators." ''SENSORS'', volume 2012, pages 1-3. {{doi|10.1109/ICSENS.2012.6411272}}.</ref> | घुलनशीलता को मापने के इन विभिन्न तरीकों के बीच रूपांतरण तुच्छ नहीं हो सकता है, क्योंकि इसके लिए समाधान के घनत्व को जानने की आवश्यकता हो सकती है - जिसे अक्सर मापा नहीं जाता है, और भविष्यवाणी नहीं की जा सकती। जबकि कुल द्रव्यमान को विघटन द्वारा संरक्षित किया जाता है, अंतिम मात्रा विलायक की मात्रा और दोनों मात्राओं के योग से भिन्न हो सकती है।<ref name="lee2012">I. Lee and J. Lee (2012): "Measurement of mixing ratio and volume change of ethanol-water binary mixtures using suspended microchannel resonators." ''SENSORS'', volume 2012, pages 1-3. {{doi|10.1109/ICSENS.2012.6411272}}.</ref> | ||
इसके अलावा, कई ठोस (जैसे [[अम्ल]] और [[नमक (रसायन विज्ञान)]]) भंग होने पर गैर-तुच्छ तरीकों से पृथक्करण (रसायन विज्ञान) होगा; इसके विपरीत, विलायक विलेय के अणुओं या आयनों के साथ समन्वय परिसर बना सकता है। उन मामलों में, विलेय और विलायक के अणुओं के मोल्स का योग वास्तव में स्वतंत्र कणों के विलयन का कुल मोल नहीं होता है। उस समस्या को दूर करने के लिए, समाधान के प्रति तिल की घुलनशीलता की गणना आमतौर पर की जाती है और इसे इस तरह उद्धृत किया जाता है जैसे कि विलेय अलग नहीं होता है या जटिल नहीं होता है - अर्थात, यह दिखावा करके कि समाधान की तिल मात्रा दो पदार्थों की तिल मात्रा का योग है। . | इसके अलावा, कई ठोस (जैसे [[अम्ल]] और [[नमक (रसायन विज्ञान)]]) भंग होने पर गैर-तुच्छ तरीकों से पृथक्करण (रसायन विज्ञान) होगा; इसके विपरीत, विलायक विलेय के अणुओं या आयनों के साथ समन्वय परिसर बना सकता है। उन मामलों में, विलेय और विलायक के अणुओं के मोल्स का योग वास्तव में स्वतंत्र कणों के विलयन का कुल मोल नहीं होता है। उस समस्या को दूर करने के लिए, समाधान के प्रति तिल की घुलनशीलता की गणना आमतौर पर की जाती है और इसे इस तरह उद्धृत किया जाता है जैसे कि विलेय अलग नहीं होता है या जटिल नहीं होता है - अर्थात, यह दिखावा करके कि समाधान की तिल मात्रा दो पदार्थों की तिल मात्रा का योग है। . | ||
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रसायन विज्ञान में, घुलनशीलता एक रासायनिक पदार्थ की क्षमता है, विलेय, एक अन्य पदार्थ, विलायक के साथ एक समाधान (रसायन विज्ञान) बनाने के लिए। अघुलनशीलता विपरीत संपत्ति है, विलेय की इस तरह के समाधान को बनाने में असमर्थता।
एक विशिष्ट विलायक में किसी पदार्थ की घुलनशीलता की सीमा को आम तौर पर विक्ट:संतृप्त#रसायन विज्ञान के घोल में विलेय की सांद्रता के रूप में मापा जाता है, जिसमें कोई और विलेय नहीं घुल सकता है।[1]इस बिंदु पर, दो पदार्थों को घुलनशीलता संतुलन पर कहा जाता है। कुछ विलेय और सॉल्वैंट्स के लिए, ऐसी कोई सीमा नहीं हो सकती है, जिस स्थिति में दो पदार्थों को सभी अनुपातों में मिश्रणीयता (या सिर्फ मिश्रणीय) कहा जाता है।[2]
विलेय ठोस, तरल या गैस हो सकता है, जबकि विलायक आमतौर पर ठोस या तरल होता है। दोनों शुद्ध पदार्थ हो सकते हैं, या स्वयं समाधान हो सकते हैं। अत्यधिक चरम स्थितियों को छोड़कर, गैसें हमेशा सभी अनुपातों में मिश्रणीय होती हैं।[3] और एक ठोस या तरल को पहले गैसीय अवस्था में पारित करके ही गैस में घोला जा सकता है।
घुलनशीलता मुख्य रूप से विलेय और विलायक की संरचना (उनके पीएच और अन्य भंग पदार्थों की उपस्थिति सहित) के साथ-साथ तापमान और दबाव पर निर्भर करती है। निर्भरता को अक्सर दो पदार्थों के कणों (परमाणुओं, अणुओं, या आयनों) के बीच परस्पर क्रियाओं के संदर्भ में और तापीय धारिता और एन्ट्रॉपी जैसी ऊष्मप्रवैगिकी अवधारणाओं के संदर्भ में समझाया जा सकता है।
कुछ शर्तों के तहत, विलेय की सघनता इसकी सामान्य विलेयता सीमा से अधिक हो सकती है। परिणाम एक अधिसंतृप्ति है, जो metastability है और यदि एक उपयुक्त केंद्रक साइट दिखाई देती है तो अतिरिक्त विलेय को तेजी से बाहर कर देगा।[4] घुलनशीलता की अवधारणा तब लागू नहीं होती है जब दो पदार्थों के बीच एक अपरिवर्तनीय रासायनिक प्रतिक्रिया होती है, जैसे कि हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड की प्रतिक्रिया; भले ही कोई कह सकता है, अनौपचारिक रूप से, कि एक ने दूसरे को भंग कर दिया। घुलनशीलता भी समाधान की दर के समान नहीं है, जो कि तरल विलायक में एक ठोस विलेय कितनी तेजी से घुलता है। यह संपत्ति कई अन्य चरों पर निर्भर करती है, जैसे कि दो पदार्थों का भौतिक रूप और मिश्रण का तरीका और तीव्रता।
रसायन विज्ञान के अलावा कई विज्ञानों में घुलनशीलता की अवधारणा और माप अत्यंत महत्वपूर्ण हैं, जैसे कि भूविज्ञान, जीव विज्ञान, भौतिकी और समुद्र विज्ञान, साथ ही साथ अभियांत्रिकी, चिकित्सा, कृषि और यहां तक कि गैर-तकनीकी गतिविधियों जैसे चित्र, सफाई, खाना पकाने, और शराब बनाना। वैज्ञानिक, औद्योगिक, या व्यावहारिक हित की अधिकांश रासायनिक प्रतिक्रियाएँ तभी होती हैं जब अभिकर्मकों को एक उपयुक्त विलायक में घोल दिया जाता है। पानी अब तक का सबसे आम विलायक है।
घुलनशील शब्द का प्रयोग कभी-कभी उन सामग्रियों के लिए किया जाता है जो तरल में बहुत महीन ठोस कणों के कोलाइड बना सकते हैं।[5] हालांकि, ऐसे पदार्थों की मात्रात्मक घुलनशीलता आमतौर पर अच्छी तरह से परिभाषित नहीं होती है।
घुलनशीलता की मात्रा
एक विशिष्ट विलायक में एक विशिष्ट विलेय की घुलनशीलता को आम तौर पर दो के संतृप्त समाधान की एकाग्रता के रूप में व्यक्त किया जाता है।[1] समाधानों की एकाग्रता को व्यक्त करने के कई तरीकों में से किसी का भी उपयोग किया जा सकता है, जैसे द्रव्यमान, आयतन, या विलेय का मोल (इकाई) किसी विशिष्ट द्रव्यमान, आयतन या विलायक या विलयन की तिल मात्रा के लिए।
विलायक की प्रति मात्रा
विशेष रूप से, रासायनिक पुस्तिकाएं अक्सर एक तरल पदार्थ में पदार्थ की घुलनशीलता को विलेय प्रति देसी ट्रे (100 मिली लीटर) विलायक (g/dL) के चना के रूप में व्यक्त करती हैं; या, आमतौर पर ग्राम प्रति लीटर (g/L) के रूप में। इसके बजाय विलायक की मात्रा द्रव्यमान में व्यक्त की जा सकती है, जैसे जी/100 ग्राम या जी/किग्रा। इस मामले में संख्या को प्रतिशत के रूप में व्यक्त किया जा सकता है, और वजन प्रति वजन इंगित करने के लिए संक्षिप्त नाम w/w का उपयोग किया जा सकता है।[6] (g/L और g/kg में मान व्यावहारिक रूप से पानी के लिए समान हैं, लेकिन अन्य सॉल्वैंट्स के लिए नहीं।)
वैकल्पिक रूप से, विलेय की मात्रा द्रव्यमान के बजाय मोल्स में व्यक्त की जा सकती है; यदि विलायक की मात्रा किलोग्राम में दी गई है, तो मान विलयन की मोललता (mol/kg) है।
समाधान की प्रति मात्रा
किसी द्रव में किसी पदार्थ की विलेयता को विलायक की बजाय विलयन की प्रति मात्रा में विलेय की मात्रा के रूप में भी व्यक्त किया जा सकता है। उदाहरण के लिए, अनुमापन में सामान्य अभ्यास के बाद, इसे प्रति लीटर घोल (mol/L) के मोल के रूप में व्यक्त किया जा सकता है, बाद की मात्रा।
अधिक विशिष्ट संदर्भों में घुलनशीलता मोल अंश (विलेय प्लस सॉल्वेंट के कुल मोल प्रति विलेय के मोल्स) या द्रव्यमान अंश (रसायन विज्ञान) द्वारा संतुलन (विलेय प्लस सॉल्वेंट के द्रव्यमान प्रति द्रव्यमान का द्रव्यमान), दोनों आयामी विश्लेषण द्वारा दी जा सकती है। 0 और 1 के बीच की संख्याएँ जिन्हें प्रतिशत के रूप में व्यक्त किया जा सकता है।
तरल और गैसीय विलेय
द्रवों या गैसों के द्रवों में विलयन के लिए, दोनों पदार्थों की मात्राओं को द्रव्यमान या मोल राशि के बजाय आयतन दिया जा सकता है; जैसे कि प्रति लीटर विलायक का लीटर, या घोल का लीटर प्रति लीटर घोल। मान प्रतिशत के रूप में दिया जा सकता है, और इस विकल्प को इंगित करने के लिए वॉल्यूम प्रति वॉल्यूम के लिए संक्षिप्त नाम v/v का उपयोग किया जा सकता है।
घुलनशीलता मूल्यों का रूपांतरण
घुलनशीलता को मापने के इन विभिन्न तरीकों के बीच रूपांतरण तुच्छ नहीं हो सकता है, क्योंकि इसके लिए समाधान के घनत्व को जानने की आवश्यकता हो सकती है - जिसे अक्सर मापा नहीं जाता है, और भविष्यवाणी नहीं की जा सकती। जबकि कुल द्रव्यमान को विघटन द्वारा संरक्षित किया जाता है, अंतिम मात्रा विलायक की मात्रा और दोनों मात्राओं के योग से भिन्न हो सकती है।[7] इसके अलावा, कई ठोस (जैसे अम्ल और नमक (रसायन विज्ञान)) भंग होने पर गैर-तुच्छ तरीकों से पृथक्करण (रसायन विज्ञान) होगा; इसके विपरीत, विलायक विलेय के अणुओं या आयनों के साथ समन्वय परिसर बना सकता है। उन मामलों में, विलेय और विलायक के अणुओं के मोल्स का योग वास्तव में स्वतंत्र कणों के विलयन का कुल मोल नहीं होता है। उस समस्या को दूर करने के लिए, समाधान के प्रति तिल की घुलनशीलता की गणना आमतौर पर की जाती है और इसे इस तरह उद्धृत किया जाता है जैसे कि विलेय अलग नहीं होता है या जटिल नहीं होता है - अर्थात, यह दिखावा करके कि समाधान की तिल मात्रा दो पदार्थों की तिल मात्रा का योग है। .
विलेयता की सीमा का वर्णन करने के लिए प्रयुक्त क्वालिफायर्स
घुलनशीलता की सीमा व्यापक रूप से, असीम रूप से घुलनशील (बिना सीमा के, यानी मिश्रणीय) से होती है[2]) जैसे पानी में इथेनॉल, अनिवार्य रूप से अघुलनशील, जैसे पानी में रंजातु डाइऑक्साइड किसी दिए गए आवेदन के लिए घुलनशीलता की सीमा को अर्हता प्राप्त करने के लिए कई अन्य वर्णनात्मक शर्तों का भी उपयोग किया जाता है। उदाहरण के लिए, यू.एस. फार्माकोपिया द्रव्यमान एम के अनुसार निम्नलिखित शर्तें देता हैsv द्रव्यमान m की एक इकाई को घोलने के लिए आवश्यक विलायकsu विलेय का:[8] (20-25 डिग्री सेल्सियस पर पानी के लिए उदाहरणों की घुलनशीलता अनुमानित है।)
| Term | range | Example | g/dL | msv/msu |
|---|---|---|---|---|
| Very soluble | <1 | calcium nitrate | 158.7 | 0.63 |
| Freely soluble | 1 to 10 | calcium chloride | 65 | 1.54 |
| Soluble | 10 to 30 | sodium oxalate | 3.9 | 26 |
| Sparingly soluble | 30 to 100 | |||
| Slightly soluble | 100 to 1000 | calcium sulfate | 0.21 | 490 |
| Very slightly soluble | 1000 to 10,000 | dicalcium phosphate | 0.02 | 5000 |
| Practically insoluble or insoluble | ≥ 10,000 | barium sulfate | 0.000245 | 409000 |
अघुलनशील, या समान शर्तों के रूप में किसी चीज़ का वर्णन करने के लिए थ्रेसहोल्ड, आवेदन पर निर्भर हो सकता है। उदाहरण के लिए, एक स्रोत बताता है कि पदार्थों को अघुलनशील के रूप में वर्णित किया जाता है जब उनकी घुलनशीलता प्रति 100 एमएल विलायक में 0.1 ग्राम से कम होती है।[9]
आणविक दृश्य
घुलनशीलता गतिशील संतुलन के तहत होती है, जिसका अर्थ है कि विलेयता solation और चरण में शामिल होने की एक साथ और विरोधी प्रक्रियाओं (जैसे ठोस पदार्थों की वर्षा (रसायन विज्ञान)) से उत्पन्न होती है। घुलनशीलता संतुलन तब होता है जब दो प्रक्रियाएं समान और विपरीत दरों पर आगे बढ़ती हैं।
विलेयता शब्द का उपयोग कुछ क्षेत्रों में भी किया जाता है जहां विलेय को सॉल्वोलिसिस द्वारा बदल दिया जाता है। उदाहरण के लिए, कई धातुओं और उनके ऑक्साइड को हाइड्रोक्लोरिक एसिड में घुलनशील कहा जाता है, हालांकि वास्तव में जलीय एसिड घुलनशील उत्पादों को देने के लिए अपरिवर्तनीय रूप से ठोस को कम कर देता है। यह भी सच है कि अधिकांश आयनिक ठोस ध्रुवीय विलायकों द्वारा घुल जाते हैं, लेकिन ऐसी प्रक्रियाएं उत्क्रमणीय होती हैं। उन मामलों में जहां विलायक के वाष्पीकरण पर विलेय को पुनर्प्राप्त नहीं किया जाता है, इस प्रक्रिया को सॉल्वोलिसिस कहा जाता है। घुलनशीलता की थर्मोडायनामिक अवधारणा सीधे तौर पर सॉल्वोलिसिस पर लागू नहीं होती है।
जब एक विलेय घुल जाता है, तो यह घोल में कई प्रजातियाँ बना सकता है। उदाहरण के लिए, आयरन (IIआयरन (द्वितीय) हाइड्रॉक्साइड का एक जलीय निलंबन (रसायन विज्ञान), Fe(OH)
2, श्रृंखला शामिल होगी [Fe(H2O)x(OH)x](2x)+ साथ ही अन्य प्रजातियां। इसके अलावा, फेरस हाइड्रॉक्साइड की घुलनशीलता और इसके घुलनशील घटकों की संरचना पीएच पर निर्भर करती है। सामान्य तौर पर, विलायक चरण में घुलनशीलता केवल एक विशिष्ट विलेय के लिए दी जा सकती है जो थर्मोडायनामिक रूप से स्थिर है, और घुलनशीलता के मूल्य में सभी प्रजातियों को समाधान में शामिल किया जाएगा (ऊपर के उदाहरण में, सभी लोहे युक्त परिसरों)।
घुलनशीलता को प्रभावित करने वाले कारक
घुलनशीलता को विशिष्ट चरण (पदार्थ) के लिए परिभाषित किया गया है। उदाहरण के लिए, पानी में एंरेगोनाइट और केल्साइट की घुलनशीलता अलग-अलग होने की उम्मीद है, भले ही वे दोनों कैल्शियम कार्बोनेट के बहुरूपता (सामग्री विज्ञान) हैं और उनका रासायनिक सूत्र समान है।
एक पदार्थ की दूसरे में घुलनशीलता विलायक और विलेय के बीच अंतर-आणविक बलों के संतुलन और सॉल्वेशन के साथ होने वाले एन्ट्रापी परिवर्तन से निर्धारित होती है। तापमान और दबाव जैसे कारक इस संतुलन को बदल देंगे, इस प्रकार घुलनशीलता बदल जाएगी।
घुलनशीलता विलायक में घुली अन्य प्रजातियों की उपस्थिति पर भी दृढ़ता से निर्भर हो सकती है, उदाहरण के लिए, जटिल (रसायन विज्ञान) | तरल पदार्थों में जटिल-गठन आयनों (लिगैंड्स)। विलेयता विलयन में एक सामान्य आयन की अधिकता या कमी पर भी निर्भर करेगी, एक घटना जिसे सामान्य-आयन प्रभाव के रूप में जाना जाता है। कुछ हद तक, घुलनशीलता समाधानों की आयनिक शक्ति पर निर्भर करेगी। घुलनशीलता संतुलन के लिए समीकरण का उपयोग करके पिछले दो प्रभावों को मात्राबद्ध किया जा सकता है।
रेडॉक्स प्रतिक्रिया में घुलने वाले ठोस के लिए, घुलनशीलता क्षमता पर निर्भर होने की उम्मीद है (संभावित सीमा के भीतर जिसके तहत ठोस थर्मोडायनामिक रूप से स्थिर चरण रहता है)। उदाहरण के लिए, उच्च तापमान वाले पानी में सोने की घुलनशीलता लगभग उच्च परिमाण के एक क्रम (यानी लगभग दस गुना अधिक) के रूप में देखी जाती है, जब अत्यधिक ऑक्सीडाइजिंग Fe का उपयोग करके रेडॉक्स क्षमता को नियंत्रित किया जाता है।3O4-फे2O3 मामूली ऑक्सीडाइजिंग Ni-NiO बफर की तुलना में रेडॉक्स बफर।[10]
घुलनशीलता (मेटास्टेबल, संतृप्ति के करीब आने वाली सांद्रता पर) क्रिस्टल के भौतिक आकार या विलेय की छोटी बूंद (या, सख्ती से बोलना, विशिष्ट सतह क्षेत्र या विलेय के दाढ़ सतह क्षेत्र पर) पर निर्भर करता है।[11] परिमाणीकरण के लिए, विलेयता संतुलन#कण आकार प्रभाव पर लेख में समीकरण देखें। अत्यधिक दोषपूर्ण क्रिस्टल के लिए, विकार की बढ़ती डिग्री के साथ घुलनशीलता बढ़ सकती है। ये दोनों प्रभाव क्रिस्टल की गिब्स ऊर्जा पर घुलनशीलता स्थिरांक की निर्भरता के कारण होते हैं। अंतिम दो प्रभाव, हालांकि मापना अक्सर मुश्किल होता है, व्यावहारिक महत्व के होते हैं।[citation needed] उदाहरण के लिए, वे ऑस्वाल्ड राइपनिंग के लिए प्रेरणा शक्ति प्रदान करते हैं (क्रिस्टल का आकार अनायास समय के साथ बढ़ता है)।
तापमान
किसी दिए गए विलायक में दिए गए विलेय की घुलनशीलता तापमान का कार्य है। विघटन प्रतिक्रिया के एन्थैल्पी (ΔH) में परिवर्तन के आधार पर, यानी, एंडोथर्मिक प्रक्रिया (ΔH > 0) या एक्ज़ोथिर्मिक प्रक्रिया (ΔH < 0) विघटन प्रतिक्रिया के चरित्र पर, किसी दिए गए यौगिक की घुलनशीलता बढ़ या घट सकती है तापमान। वैन 'टी हॉफ समीकरण घुलनशीलता संतुलन स्थिरांक के परिवर्तन से संबंधित है (केsp) तापमान परिवर्तन और प्रतिक्रिया एन्थैल्पी परिवर्तन। अधिकांश ठोस और तरल पदार्थों के लिए, तापमान के साथ उनकी घुलनशीलता बढ़ जाती है क्योंकि उनकी विघटन प्रतिक्रिया एंडोथर्मिक (ΔH > 0) होती है।[12] उच्च तापमान पर तरल पानी में, (जैसे कि महत्वपूर्ण तापमान के करीब), तरल पानी के गुणों और संरचना में परिवर्तन के कारण आयनिक विलेय की घुलनशीलता कम हो जाती है; कम ढांकता हुआ स्थिरांक एक कम ध्रुवीय विलायक और जलयोजन ऊर्जा के परिवर्तन में विघटन प्रतिक्रिया के ΔG को प्रभावित करता है।
गैसीय विलेय तापमान के साथ अधिक जटिल व्यवहार प्रदर्शित करते हैं। जैसे-जैसे तापमान बढ़ता है, गैसें आमतौर पर पानी में कम घुलनशील हो जाती हैं (उनके जलयोजन से संबंधित एक्ज़ोथिर्मिक विघटन प्रतिक्रिया) (न्यूनतम तक, जो अधिकांश स्थायी गैसों के लिए 120 डिग्री सेल्सियस से कम है[13]), लेकिन कार्बनिक सॉल्वैंट्स में अधिक घुलनशील (उनके सॉल्वैंशन से संबंधित एंडोथर्मिक विघटन प्रतिक्रिया)।[12]
चार्ट तरल पानी में कुछ विशिष्ट ठोस अकार्बनिक नमक (रसायन विज्ञान) के लिए घुलनशीलता वक्र दिखाता है (तापमान डिग्री सेल्सीयस में है, यानी केल्विन माइनस 273.15)।[14] कई लवण बेरियम नाइट्रेट और डिसोडियम हाइड्रोजन आर्सेनेट की तरह व्यवहार करते हैं, और तापमान के साथ घुलनशीलता में बड़ी वृद्धि दिखाते हैं (ΔH > 0)। कुछ विलेय (जैसे पानी में सोडियम क्लोराइड) घुलनशीलता प्रदर्शित करते हैं जो तापमान से काफी स्वतंत्र है (ΔH ≈ 0)। कुछ, जैसे कैल्शियम सल्फेट (जिप्सम) और सेरियम (III) सल्फेट, तापमान बढ़ने पर पानी में कम घुलनशील हो जाते हैं (ΔH < 0)।[15] यही स्थिति कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड (पोर्टलैंडर्स) की भी है, जिसकी 70 डिग्री सेल्सियस पर घुलनशीलता 25 डिग्री सेल्सियस पर इसके मूल्य का लगभग आधा है। कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड का पानी में घुलना भी एक एक्ज़ोथिर्मिक प्रक्रिया (ΔH < 0) है और वैन 'टी हॉफ़ समीकरण और ले चेटेलियर के सिद्धांत का पालन करता है। तापमान में कमी प्रणाली से विघटन गर्मी को हटाने के पक्ष में है और इस प्रकार सीए (ओएच) के विघटन का पक्ष लेती है।2: इसलिए कम तापमान पर पोर्टलैंडाइट घुलनशीलता बढ़ जाती है। इस तापमान निर्भरता को कभी-कभी प्रतिगामी या प्रतिलोम विलेयता कहा जाता है। कभी-कभी, एक अधिक जटिल पैटर्न देखा जाता है, जैसे कि सोडियम सल्फेट के साथ, जहां कम घुलनशील डिकाहाइड्रेट क्रिस्टल (मिराबिलिट) 32 डिग्री सेल्सियस पर क्रिस्टलीकरण के पानी को खो देता है ताकि गिब्स मुक्त ऊर्जा में एक छोटे से बदलाव के साथ अधिक घुलनशील निर्जल चरण (sonardite) बन सके। ΔG) विघटन प्रतिक्रिया में।[citation needed]
तापमान के साथ कार्बनिक यौगिकों की घुलनशीलता लगभग हमेशा बढ़ जाती है। ठोस पदार्थों के शुद्धिकरण के लिए उपयोग की जाने वाली पुनर्क्रिस्टलीकरण (रसायन विज्ञान) की तकनीक गर्म और ठंडे विलायक में विलेय की विभिन्न विलेयताओं पर निर्भर करती है। कुछ अपवाद मौजूद हैं, जैसे कुछ साइक्लोडेक्सट्रिन।[16]
दबाव
संघनित चरणों (ठोस और तरल पदार्थ) के लिए, घुलनशीलता की दबाव निर्भरता आमतौर पर कमजोर होती है और आमतौर पर व्यवहार में उपेक्षित होती है। एक आदर्श समाधान मानते हुए, निर्भरता को इस प्रकार निर्धारित किया जा सकता है: