विलेयता साम्य

घुलनशीलता संतुलन प्रकार का गतिशील संतुलन है जो तब मौजूद होता है जब ठोस अवस्था में रासायनिक यौगिक उस यौगिक के समाधान (रसायन विज्ञान) के साथ रासायनिक संतुलन में होता है। पृथक्करण के साथ, या समाधान के किसी अन्य घटक जैसे एसिड या क्षार के साथ रासायनिक प्रतिक्रिया के साथ ठोस अपरिवर्तित हो सकता है। प्रत्येक घुलनशीलता संतुलन को तापमान-निर्भर घुलनशीलता उत्पाद द्वारा चित्रित किया जाता है जो संतुलन स्थिरांक की तरह कार्य करता है। घुलनशीलता संतुलन दवा, पर्यावरण और कई अन्य परिदृश्यों में महत्वपूर्ण हैं।

परिभाषाएँ

एक घुलनशीलता संतुलन तब मौजूद होता है जब ठोस अवस्था में रासायनिक यौगिक यौगिक युक्त समाधान (रसायन विज्ञान) के साथ रासायनिक संतुलन में होता है। इस प्रकार का संतुलन गतिशील संतुलन का उदाहरण है जिसमें कुछ अलग-अलग अणु ठोस और समाधान चरणों के बीच माइग्रेट करते हैं जैसे कि विघटन (रसायन विज्ञान) और वर्षा (रसायन विज्ञान) की दर दूसरे के बराबर होती है। जब संतुलन स्थापित हो जाता है और ठोस पूरी तरह से भंग नहीं होता है, तो समाधान को संतृप्त कहा जाता है। संतृप्त विलयन में विलेय की सांद्रता को विलेयता के रूप में जाना जाता है। विलेयता की इकाइयां दाढ़ हो सकती हैं (mol dm^-3) या द्रव्यमान प्रति इकाई आयतन के रूप में व्यक्त किया जाता है, जैसे μg mL^-1. घुलनशीलता तापमान पर निर्भर है। घुलनशीलता की तुलना में विलेय की उच्च सांद्रता वाले विलयन को अधिसंतृप्ति कहा जाता है। अतिसंतृप्ति घोल को बीज के अलावा संतुलन में आने के लिए प्रेरित किया जा सकता है जो विलेय का छोटा क्रिस्टल या छोटा ठोस कण हो सकता है, जो वर्षा की शुरुआत करता है।

घुलनशीलता संतुलन के तीन मुख्य प्रकार हैं।

1. सरल विघटन।
2. पृथक्करण प्रतिक्रिया के साथ विघटन। यह लवण की विशेषता है। इस मामले में संतुलन स्थिरांक को घुलनशीलता उत्पाद के रूप में जाना जाता है।
3. आयनीकरण प्रतिक्रिया के साथ विघटन। यह अलग-अलग पीएच के जलीय मीडिया में कमजोर एसिड या कमजोर आधारों के विघटन की विशेषता है।

प्रत्येक मामले में संतुलन स्थिरांक को गतिविधि (रसायन विज्ञान) के भागफल के रूप में निर्दिष्ट किया जा सकता है। यह संतुलन स्थिरांक विमाहीन है क्योंकि गतिविधि विमाहीन मात्रा है। हालांकि, गतिविधियों का उपयोग बहुत असुविधाजनक है, इसलिए संतुलन स्थिरांक को आमतौर पर गतिविधि गुणांक के भागफल से विभाजित किया जाता है, ताकि सांद्रता का भागफल बन सके। विवरण के लिए इक्विलिब्रियम केमिस्ट्री#इक्विलिब्रियम स्थिरांक देखें। इसके अलावा, ठोस की गतिविधि, परिभाषा के अनुसार, 1 के बराबर होती है, इसलिए इसे परिभाषित अभिव्यक्ति से हटा दिया जाता है।

रासायनिक संतुलन के लिए

$$\mathrm {A} _{p}\mathrm {B} _{q}\leftrightharpoons p\mathrm {A} +q\mathrm {B}$$

घुलनशीलता उत्पाद, के_sp यौगिक ए के लिए_pB_q निम्नानुसार परिभाषित किया गया है

$$K_{\mathrm {sp} }=[\mathrm {A} ]^{p}[\mathrm {B} ]^{q}$$

जहां [ए] और [बी] संतृप्त समाधान में ए और बी की सांद्रता हैं। घुलनशीलता उत्पाद की समान कार्यक्षमता संतुलन स्थिरांक के समान होती है, हालांकि औपचारिक रूप से K_sp (एकाग्रता) का आयाम है^{पी+क्यू}.

परिस्थितियों का प्रभाव

तापमान प्रभाव

घुलनशीलता तापमान में परिवर्तन के प्रति संवेदनशील है। उदाहरण के लिए, चीनी ठंडे पानी की तुलना में गर्म पानी में अधिक घुलनशील होती है। ऐसा इसलिए होता है क्योंकि घुलनशीलता उत्पाद, जैसे अन्य प्रकार के संतुलन स्थिरांक, तापमान के कार्य होते हैं। ले चेटेलियर के सिद्धांत के अनुसार, जब विघटन प्रक्रिया एंडोथर्मिक प्रतिक्रिया (गर्मी अवशोषित होती है) होती है, तो बढ़ते तापमान के साथ घुलनशीलता बढ़ जाती है। यह प्रभाव पुनर्संरचना (रसायन विज्ञान) की प्रक्रिया का आधार है, जिसका उपयोग रासायनिक यौगिक को शुद्ध करने के लिए किया जा सकता है। जब विघटन एक्ज़ोथिर्मिक होता है (गर्मी जारी होती है) बढ़ते तापमान के साथ घुलनशीलता कम हो जाती है। सोडियम सल्फेट लगभग 32.4 °C से नीचे के तापमान के साथ बढ़ती घुलनशीलता दिखाता है, लेकिन उच्च तापमान पर घटती घुलनशीलता। ऐसा इसलिए है क्योंकि ठोस चरण डिकाहाइड्रेट है (Na
₂SO
₄·10H
₂O) संक्रमण तापमान के नीचे, लेकिन उस तापमान के ऊपर अलग हाइड्रेट।

एक आदर्श समाधान (कम घुलनशीलता वाले पदार्थों के लिए प्राप्त) के लिए घुलनशीलता के तापमान पर निर्भरता निम्नलिखित अभिव्यक्ति द्वारा दी जाती है जिसमें पिघलने की तापीय धारिता होती है, Δ_mएच, और तिल अंश $x_{i}$ संतृप्ति पर विलेय का:

$$\left({\frac {\partial \ln x_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {{\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}$$

कहाँ ${\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }$ अनंत कमजोर पड़ने पर विलेय की आंशिक मोलर एन्थैल्पी है और $H_{i,\mathrm {cr} }$ शुद्ध क्रिस्टल की एन्थैल्पी प्रति मोल। गैर-इलेक्ट्रोलाइट के लिए यह अंतर अभिव्यक्ति तापमान अंतराल पर देने के लिए एकीकृत किया जा सकता है:

$$\ln x_{i}={\frac {\Delta _{m}H_{i}}{R}}\left({\frac {1}{T_{f}}}-{\frac {1}{T}}\right)$$

गैर-आदर्श समाधानों के लिए तापमान के संबंध में डेरिवेटिव में मोल अंश विलेयता के बजाय संतृप्ति पर विलेय की गतिविधि प्रकट होती है:

$$\left({\frac {\partial \ln a_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {H_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}$$

आम-आयन प्रभाव

आम-आयन प्रभाव नमक की घटी हुई घुलनशीलता का प्रभाव है, जब अन्य नमक जिसमें आयन होता है, वह भी मौजूद होता है। उदाहरण के लिए, सिल्वर क्लोराइड, AgCl की घुलनशीलता कम हो जाती है, जब सोडियम क्लोराइड, सामान्य आयन क्लोराइड का स्रोत, पानी में AgCl के निलंबन में जोड़ा जाता है।

$$\mathrm {AgCl(s)\leftrightharpoons Ag^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)}$$

सामान्य आयन की अनुपस्थिति में विलेयता, S, की गणना निम्नानुसार की जा सकती है। सांद्रता [एजी⁺] और [सीएल⁻] बराबर हैं क्योंकि AgCl का मोल Ag के मोल में वियोजित हो जाएगा⁺ और Cl का मोल-</सुप>. [एजी की एकाग्रता दें⁺(aq)] को x से प्रदर्शित करें। तब

$$K_{\mathrm {sp} }=\mathrm {[Ag^{+}][Cl^{-}]} =x^{2}$$

$${\text{Solubility}}=\mathrm {[Ag^{+}]=[Cl^{-}]} =x={\sqrt {K_{\mathrm {sp} }}}$$

K_sp के लिए AgCl के बराबर है 1.77×10⁻¹⁰ mol² dm⁻⁶ 25 डिग्री सेल्सियस पर, तो घुलनशीलता है 1.33×10⁻⁵ mol dm⁻³.

अब मान लीजिए कि 0.01 mol dm की सांद्रता पर सोडियम क्लोराइड भी मौजूद है⁻³ = 0.01 M. सोडियम आयनों के किसी भी संभावित प्रभाव को नज़रअंदाज़ करके विलेयता की अब गणना की जाती है

$$K_{\mathrm{s}\mathrm{p}}=$$