सॉल्वेशन
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।
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]
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
- संतृप्त घोल
- घुलनशीलता संतुलन
- सॉल्वेंट मॉडल
- जन्म समीकरण
- अतिसंतृप्ति
- जल मॉडल
संदर्भ
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