विलेयता साम्य

घुलनशीलता ऐसा गतिशील संतुलन है जो तब उपस्थित होता है जब ठोस अवस्था में यौगिक का समाधान रासायनिक संतुलन में होता है। पृथक्करण के समाधान में किसी अन्य घटक जैसे अम्ल या क्षार की रासायनिक प्रतिक्रिया में ठोस अपरिवर्तित हो सकता है। प्रत्येक घुलनशीलता संतुलन को तापमान-निर्भर घुलनशीलता उत्पाद द्वारा चित्रित किया जाता है जो संतुलन स्थिरांक के जैसे कार्य करता है। घुलनशीलता संतुलित औषधि, पर्यावरण और अन्य परिदृश्यों में महत्वपूर्ण हैं।

परिभाषाएँ

घुलनशीलता संतुलन तब उपस्थित होता है जब ठोस अवस्था में यौगिक का समाधान रासायनिक संतुलन में होता है। इस प्रकार गतिशील संतुलन का उदाहरण है जिसमें कुछ भिन्न-भिन्न अणु ठोस और समाधान चरणों के मध्य स्थान्तरित होते हैं जैसे कि विघटन (रसायन विज्ञान) और वर्षा की दर समान होती है। जब संतुलन स्थापित हो जाता है और ठोस प्रत्येक प्रकार 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 मोलर (mol dm^-3) हो सकती हैं या द्रव्यमान को प्रति इकाई आयतन के रूप में व्यक्त किया जाता है, जैसे μg mL^-1, घुलनशीलता तापमान पर निर्भर होता है। घुलनशीलता की तुलना में विलेय की उच्च सांद्रता वाले विलयन को अतिसंतृप्ति कहा जाता है। अतिसंतृप्ति घोल को बीज के अतिरिक्त संतुलन में आने के लिए प्रेरित किया जा सकता है जो विलेय का छोटा क्रिस्टल या ठोस कण हो सकता है, जो वर्षा प्रारंभ करता है।

घुलनशीलता संतुलन के तीन मुख्य प्रकार हैं।

1. सरल विघटन।
2. पृथक्करण प्रतिक्रिया के साथ विघटन होता है। यह लवण की विशेषता है। इस स्थिति में संतुलन स्थिरांक को घुलनशीलता उत्पाद के रूप में जाना जाता है।
3. आयनीकरण प्रतिक्रिया के साथ विघटन होता है। यह भिन्न -भिन्न पीएच के जलीय मीडिया में अम्ल या तनु आधारों के विघटन की विशेषता है।

प्रत्येक स्थिति में संतुलन स्थिरांक को गतिविधियों के भागफल के रूप में निर्दिष्ट किया जा सकता है। यह संतुलन स्थिरांक विमाहीन है क्योंकि गतिविधि विमाहीन मात्रा है। चूँकि, गतिविधियों का उपयोग अधिक असुविधाजनक है, इसलिए संतुलन स्थिरांक को सामान्यतः गतिविधि गुणांक के भागफल से विभाजित किया जाता है, जिससे कि सांद्रता का भागफल बन सके। विवरण के लिए इक्विलिब्रियम केमिस्ट्री इक्विलिब्रियम स्थिरांक देखें। इसके अतिरिक्त, ठोस की गतिविधि, परिभाषा के अनुसार, 1 के समान होती है, इसलिए इसे परिभाषित अभिव्यक्ति से विस्थापित कर दिया जाता है।

रासायनिक संतुलन के लिए

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

यौगिक A_pB_q के लिए घुलनशीलता गुणनफल K_sp निम्नानुसार परिभाषित किया गया है:

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

जहां [A] और [B] संतृप्त समाधान में A और B की सांद्रता हैं। विलेयता उत्पाद में संतुलन स्थिरांक के समान कार्यक्षमता होती है, चूँकि औपचारिक रूप से K_sp (एकाग्रता)^p+q का आयाम है।

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 की प्रक्रिया का आधार है, जिसका उपयोग रासायनिक यौगिक को शुद्ध करने के लिए किया जा सकता है। जब विघटन एक्ज़ोथिर्मिक होता है तो बढ़ते तापमान के साथ घुलनशीलता अल्प हो जाती है। सोडियम सल्फेट लगभग 32.4 °C से नीचे के तापमान के साथ बढ़ती घुलनशीलता, किन्तु उच्च तापमान पर घटती घुलनशीलता दिखाता है। ऐसा इसलिए है क्योंकि ठोस चरण डिकाहाइड्रेट है (Na
₂SO
₄·10H
₂O) संक्रमण तापमान के नीचे, किन्तु उस तापमान के ऊपर भिन्न हाइड्रेट होते हैं।

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

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

जहाँ ${\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }$ अनंत तनुता पर विलेय की आंशिक मोलर एन्थैल्पी है और $H_{i,\mathrm {cr} }$ शुद्ध क्रिस्टल की एन्थैल्पी प्रति मोल है।

अन्य-इलेक्ट्रोलाइट के लिए यह अंतर अभिव्यक्ति तापमान अंतराल पर देने के लिए एकीकृत किया जा सकता है:

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

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

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

सामान्य-आयन प्रभाव

सामान्य-आयन प्रभाव लवण की घटी हुई घुलनशीलता का प्रभाव है, जब अन्य लवण जिसमें आयन होता है, वह भी उपस्थित होता है। उदाहरण के लिए, सिल्वर क्लोराइड, AgCl की घुलनशीलता अल्प 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 [Ag⁺] और [Cl⁻] समान हैं क्योंकि AgCl का मोल Ag⁺ के मोल में वियोजित हो जाएगा। मान लीजिए [Ag⁺(aq)] की सांद्रता x द्वारा निरूपित की जाती है। तब,

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

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

AgCl के लिए K_sp डिग्री सेल्सियस पर 1.77×10⁻¹⁰ mol² dm⁻⁶ 25 के समान है, इसलिए घुलनशीलता 1.33×10⁻⁵ mol dm⁻³ है।

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

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