विलयन (Solutions)
P = KH × x
P = P°x
ΔTb = Kb × m
π = CRT
विलयन (Solutions)
NCERT Class 12 Chemistry
NCERT Class 12 Chemistry
मिश्रणों का विज्ञान, सांद्रता और अणुसंख्यक गुणधर्मों का विस्तृत अध्ययन
घुलने और मिलाने की जादुई प्रक्रिया
हमारा दैनिक जीवन और शरीर की कार्यप्रणाली शुद्ध पदार्थों से अधिक विलयनों पर निर्भर करती है।
विलयनों का परिचय: एक समांगी दुनिया
प्रकृति में शुद्ध पदार्थ बहुत कम पाए जाते हैं। हमारे आस-पास मौजूद अधिकांश चीजें दो या दो से अधिक शुद्ध पदार्थों का मिश्रण (Mixture) होती हैं। जब यह मिश्रण पूरी तरह से एकसमान (Homogeneous) हो जाता है, तो हम इसे विलयन (Solution) कहते हैं। समांगी मिश्रण का अर्थ है कि पूरे मिश्रण में इसके घटकों का संगठन और गुणधर्म एक समान होते हैं।
विलयन मुख्य रूप से दो घटकों से मिलकर बनता है: विलेय (Solute) और विलायक (Solvent)। विलयन में जो अवयव अधिक मात्रा में उपस्थित होता है, वह विलायक कहलाता है तथा जो अवयव कम मात्रा में होता है, उसे विलेय कहते हैं। जिन विलयनों में केवल दो घटक होते हैं, उन्हें द्विअंगी विलयन (Binary Solutions) कहा जाता है।
दैनिक जीवन और चिकित्सा में महत्व
विलयन का महत्व उनकी सांद्रता पर बहुत अधिक निर्भर करता है। उदाहरण के लिए, जल में 1 ppm (पार्ट्स पर मिलियन) फ्लोराइड आयन की सांद्रता दांतों के क्षरण (Tooth decay) को रोकती है, जबकि 1.5 ppm से अधिक होने पर दांत पीले पड़ने लगते हैं। इसी प्रकार, नसों में दिए जाने वाले अंतःशिरा इंजेक्शन (Intravenous injections) की सांद्रता हमारे रक्त प्लाज्मा की सांद्रता के बिल्कुल समान होनी चाहिए, अन्यथा रक्त कोशिकाएं सिकुड़ या फट सकती हैं।
विलयनों के प्रकार: भौतिक अवस्थाओं का मेल
हम अक्सर सोचते हैं कि विलयन का अर्थ केवल किसी तरल पदार्थ में ठोस या गैस का घुलना है, लेकिन ऐसा नहीं है। विलायक की भौतिक अवस्था (ठोस, द्रव या गैस) के आधार पर विलयनों को मुख्य रूप से तीन भागों में बांटा जा सकता है। प्रत्येक प्रकार में विलेय ठोस, द्रव या गैस कुछ भी हो सकता है।
गैसीय विलयन (Gaseous)
इनमें विलायक हमेशा गैस होता है।
उदाहरण: ऑक्सीजन और नाइट्रोजन गैस का मिश्रण (हवा), कपूर का नाइट्रोजन गैस में विलयन।
उदाहरण: ऑक्सीजन और नाइट्रोजन गैस का मिश्रण (हवा), कपूर का नाइट्रोजन गैस में विलयन।
द्रव विलयन (Liquid)
इनमें विलायक हमेशा द्रव होता है।
उदाहरण: जल में घुली ऑक्सीजन (गैस-द्रव), जल में एथेनॉल (द्रव-द्रव), जल में ग्लूकोज (ठोस-द्रव)।
उदाहरण: जल में घुली ऑक्सीजन (गैस-द्रव), जल में एथेनॉल (द्रव-द्रव), जल में ग्लूकोज (ठोस-द्रव)।
ठोस विलयन (Solid)
इनमें विलायक हमेशा ठोस होता है।
उदाहरण: पैलेडियम में हाइड्रोजन गैस, सोने में तांबा (मिश्र धातुएं - Alloys), अमलगम।
उदाहरण: पैलेडियम में हाइड्रोजन गैस, सोने में तांबा (मिश्र धातुएं - Alloys), अमलगम।
सांद्रता को मापना: विलयन की शक्ति (Concentration)
किसी विलयन में उपस्थित विलेय की निश्चित मात्रा को विलयन की सांद्रता (Concentration) कहते हैं। इसे गुणात्मक (जैसे तनु या सांद्र) और मात्रात्मक रूप से व्यक्त किया जा सकता है। विज्ञान और प्रयोगशाला में सांद्रता को सटीक रूप से मापने के लिए कई गणितीय विधियों का उपयोग किया जाता है:
1. द्रव्यमान प्रतिशत (w/w)
100 ग्राम विलयन में उपस्थित विलेय का ग्राम में द्रव्यमान।
सूत्र: (विलेय का द्रव्यमान / विलयन का कुल द्रव्यमान) × 100
उपयोग: औद्योगिक रासायनिक अनुप्रयोगों में (जैसे कमर्शियल ब्लीचिंग सॉल्यूशन में 3.62% सोडियम हाइपोक्लोराइट होता है)।
सूत्र: (विलेय का द्रव्यमान / विलयन का कुल द्रव्यमान) × 100
उपयोग: औद्योगिक रासायनिक अनुप्रयोगों में (जैसे कमर्शियल ब्लीचिंग सॉल्यूशन में 3.62% सोडियम हाइपोक्लोराइट होता है)।
2. आयतन प्रतिशत (v/v)
100 mL विलयन में उपस्थित विलेय का आयतन (mL में)।
सूत्र: (विलेय का आयतन / विलयन का कुल आयतन) × 100
उदाहरण: वाहनों के रेडिएटर में कूलेंट के रूप में 35% (v/v) एथिलीन ग्लाइकॉल का उपयोग किया जाता है, जो पानी का हिमांक कम कर देता है।
सूत्र: (विलेय का आयतन / विलयन का कुल आयतन) × 100
उदाहरण: वाहनों के रेडिएटर में कूलेंट के रूप में 35% (v/v) एथिलीन ग्लाइकॉल का उपयोग किया जाता है, जो पानी का हिमांक कम कर देता है।
3. मोल अंश (Mole Fraction, x)
विलयन में किसी एक घटक के मोलों की संख्या और विलयन के कुल मोलों की संख्या का अनुपात।
xA = nA / (nA + nB)
इसकी कोई इकाई नहीं होती और सभी घटकों के मोल अंश का योग हमेशा 1 होता है (xA + xB = 1)।
xA = nA / (nA + nB)
इसकी कोई इकाई नहीं होती और सभी घटकों के मोल अंश का योग हमेशा 1 होता है (xA + xB = 1)।
4. पार्ट्स पर मिलियन (ppm)
जब विलेय की मात्रा अत्यंत सूक्ष्म (Trace) हो, तो सांद्रता को ppm में मापा जाता है।
सूत्र: (अवयव के भागों की संख्या / विलयन में उपस्थित सभी अवयवों के कुल भागों की संख्या) × 106
उपयोग: वायु प्रदूषण या जल की कठोरता मापने में।
सूत्र: (अवयव के भागों की संख्या / विलयन में उपस्थित सभी अवयवों के कुल भागों की संख्या) × 106
उपयोग: वायु प्रदूषण या जल की कठोरता मापने में।
मोलरता (Molarity) और मोललता (Molality)
| गुणधर्म | मोलरता (Molarity - M) | मोललता (Molality - m) |
|---|---|---|
| परिभाषा | 1 लीटर (1000 mL) विलयन में घुले विलेय के मोलों की संख्या। | 1 किलोग्राम (1000 g) विलायक में घुले विलेय के मोलों की संख्या। |
| सूत्र | M = (विलेय के मोल) / (विलयन का आयतन लीटर में) | m = (विलेय के मोल) / (विलायक का द्रव्यमान किग्रा में) |
| तापमान का प्रभाव | तापमान बदलने पर बदल जाती है (क्योंकि आयतन ताप पर निर्भर है)। | तापमान बदलने पर अपरिवर्तित रहती है (क्योंकि यह द्रव्यमान पर आधारित है)। |
| वरीयता | प्रयोगशाला में प्रयोग करने में आसान है। | अधिक सटीक मापन के लिए बेहतर मानी जाती है। |
विलेयता के नियम और हेनरी का सिद्धांत
किसी निश्चित तापमान पर विलायक की एक निश्चित मात्रा में विलेय की जितनी अधिकतम मात्रा घोली जा सकती है, उसे उस पदार्थ की विलेयता (Solubility) कहते हैं। विलेयता मुख्य रूप से विलेय और विलायक की प्रकृति, तापमान और दाब पर निर्भर करती है। "समान समान को घोलता है" (Like dissolves like) - ध्रुवीय विलेय ध्रुवीय विलायक (जैसे जल) में घुलते हैं, जबकि अध्रुवीय विलेय अध्रुवीय विलायकों (जैसे बेंजीन) में घुलते हैं।
गैसों की द्रवों में विलेयता और दाब का प्रभाव
ठोसों की द्रवों में विलेयता पर दाब का कोई खास प्रभाव नहीं पड़ता, लेकिन गैसों की द्रवों में विलेयता दाब बढ़ाने पर बहुत अधिक बढ़ जाती है। इस संबंध को सर्वप्रथम विलियम हेनरी ने स्पष्ट किया था।
हेनरी का नियम (Henry's Law)
"स्थिर ताप पर, किसी द्रव के निश्चित आयतन में घुली हुई गैस की मात्रा (या मोल अंश) उस गैस द्वारा द्रव की सतह पर लगाए गए आंशिक दाब के समानुपाती होती है।"
P = KH × x
जहाँ P = गैस का आंशिक दाब, x = द्रव में गैस का मोल अंश, और KH = हेनरी स्थिरांक है।
ध्यान दें: KH का मान तापमान बढ़ने पर बढ़ता है, जिसके कारण विलेयता कम हो जाती है। यही कारण है कि जलीय जीव गर्म पानी की तुलना में ठंडे पानी में अधिक आरामदायक महसूस करते हैं, क्योंकि ठंडे पानी में ऑक्सीजन अधिक घुली होती है।
P = KH × x
जहाँ P = गैस का आंशिक दाब, x = द्रव में गैस का मोल अंश, और KH = हेनरी स्थिरांक है।
ध्यान दें: KH का मान तापमान बढ़ने पर बढ़ता है, जिसके कारण विलेयता कम हो जाती है। यही कारण है कि जलीय जीव गर्म पानी की तुलना में ठंडे पानी में अधिक आरामदायक महसूस करते हैं, क्योंकि ठंडे पानी में ऑक्सीजन अधिक घुली होती है।
हेनरी के नियम के दैनिक जीवन में अनुप्रयोग
1
कोल्ड ड्रिंक्स (Soft Drinks): कार्बोनेटेड पेय पदार्थों में CO2 गैस की विलेयता बढ़ाने के लिए बोतलों को उच्च दाब पर सील किया जाता है। जब ढक्कन खुलता है, दाब कम होता है और गैस बुलबुले के रूप में बाहर आती है।
2
गोताखोरी (Scuba Diving): जब गोताखोर समुद्र की गहराई में जाते हैं, तो उच्च दाब के कारण उनके रक्त में गैसों (N2, O2) की विलेयता बढ़ जाती है। जब वे तेजी से सतह पर आते हैं, तो दाब कम होने से घुली हुई नाइट्रोजन गैस बुलबुले (Bends) के रूप में बाहर निकलती है, जो नसों को ब्लॉक कर सकती है और जानलेवा हो सकती है। इससे बचने के लिए उनके ऑक्सीजन सिलेंडर में हीलियम (He) गैस मिलाई जाती है।
3
ऊंचाई पर श्वसन (High Altitudes): पहाड़ों पर हवा का दाब कम होता है, जिससे रक्त में ऑक्सीजन की विलेयता कम हो जाती है। इससे व्यक्ति को कमजोरी और सोचने-समझने में परेशानी होती है, इस चिकित्सीय स्थिति को एनॉक्सिया (Anoxia) कहते हैं।
वाष्प दाब और राउल्ट का नियम: वाष्पीकरण का गणित
जब किसी द्रव को एक बंद बर्तन में रखा जाता है, तो वह वाष्पीकृत होने लगता है। साम्यावस्था (Equilibrium) की स्थिति में, द्रव की सतह पर उसी की वाष्प द्वारा डाला गया दाब वाष्प दाब (Vapor Pressure) कहलाता है। जब हम दो वाष्पशील (Volatile) द्रवों को मिलाते हैं, तो विलयन का कुल वाष्प दाब क्या होगा? इसका उत्तर राउल्ट के नियम से मिलता है।
राउल्ट का नियम (Raoult's Law)
"एक वाष्पशील द्रवों के विलयन में, प्रत्येक अवयव का आंशिक वाष्प दाब उसके मोल अंश के समानुपाती होता है।"
p1 = p1° × x1
जहाँ p1 विलयन में अवयव 1 का आंशिक वाष्प दाब है, p1° शुद्ध अवस्था में उसका वाष्प दाब है और x1 उसका मोल अंश है। डाल्टन के आंशिक दाब के नियमानुसार, बर्तन के अंदर कुल दाब (Ptotal) दोनों अवयवों के आंशिक दाबों के योग के बराबर होगा: Ptotal = p1 + p2।
अवाष्पशील विलेय मिलाने पर (Non-Volatile Solute)
जब किसी शुद्ध विलायक (जैसे पानी) में कोई अवाष्पशील विलेय (जैसे नमक या चीनी) मिलाया जाता है, तो विलयन का वाष्प दाब शुद्ध विलायक की तुलना में हमेशा कम हो जाता है।
कारण: द्रव की सतह पर अब केवल विलायक के अणु नहीं होते, बल्कि विलेय के अणु भी जगह घेर लेते हैं। इससे सतह से वाष्पीकृत होने वाले विलायक अणुओं की संख्या घट जाती है, और परिणामस्वरूप वाष्प दाब कम हो जाता है।
आदर्श और अनादर्श विलयन: वास्तविकता बनाम सिद्धांत
आदर्श विलयन (Ideal Solutions)
वे विलयन जो सांद्रता और ताप की सभी स्थितियों में राउल्ट के नियम का पूर्णतः पालन करते हैं।
- इनमें A-A और B-B अंतराआण्विक आकर्षण बल, A-B बल के लगभग बराबर होते हैं।
- मिश्रण का एन्थैल्पी परिवर्तन शून्य होता है (ΔHmix = 0)।
- मिश्रण का आयतन परिवर्तन शून्य होता है (ΔVmix = 0)।
- उदाहरण: n-हेक्सेन + n-हेप्टेन, बेंजीन + टॉलूईन।
अनादर्श विलयन (Non-Ideal Solutions)
वे विलयन जो राउल्ट के नियम का पालन नहीं करते। ये दो प्रकार के विचलन (Deviations) दर्शाते हैं:
- धनात्मक विचलन: A-B बल, A-A और B-B से कमजोर होते हैं। वाष्प दाब अनुमान से अधिक होता है। (उदा: एथेनॉल + एसीटोन)।
- ऋणात्मक विचलन: A-B बल, A-A और B-B से मजबूत होते हैं। वाष्प दाब अनुमान से कम हो जाता है। (उदा: क्लोरोफॉर्म + एसीटोन)।
स्थिरक्वाथी मिश्रण (Azeotropes)
कुछ अनादर्श विलयन ऐसे होते हैं जो द्रव और वाष्प अवस्था में समान संघटन रखते हैं और एक स्थिर तापमान पर उबलते हैं। इन्हें एजियोट्रोप्स कहा जाता है। इन्हें साधारण प्रभाजी आसवन (Fractional Distillation) द्वारा अलग नहीं किया जा सकता। धनात्मक विचलन वाले विलयन न्यूनतम क्वथनांक स्थिरक्वाथी (जैसे 95% एथेनॉल + पानी) बनाते हैं, जबकि ऋणात्मक विचलन वाले अधिकतम क्वथनांक स्थिरक्वाथी (जैसे 68% नाइट्रिक एसिड + पानी) बनाते हैं।
अणुसंख्यक गुणधर्म: कणों की संख्या का खेल (Colligative Properties)
जब किसी शुद्ध विलायक में कोई अवाष्पशील विलेय मिलाया जाता है, तो विलयन के कुछ विशेष भौतिक गुण पूरी तरह से विलेय के कणों की संख्या (Number of particles/moles) पर निर्भर करते हैं, न कि विलेय की प्रकृति (nature) पर। ऐसे गुणों को 'अणुसंख्यक गुणधर्म' (Colligative Properties) कहा जाता है। ये मुख्य रूप से चार प्रकार के होते हैं:
1. वाष्प दाब में आपेक्षिक अवनमन (RLVP)
अवाष्पशील विलेय मिलाने पर विलायक का वाष्प दाब कम हो जाता है। वाष्प दाब में यह कमी, शुद्ध विलायक के वाष्प दाब के सापेक्ष, विलेय के मोल अंश के बराबर होती है।
(p° - p) / p° = xB
(जहाँ xB विलेय का मोल अंश है)। इसका उपयोग विलेय का अज्ञात मोलर द्रव्यमान ज्ञात करने में किया जाता है।
(p° - p) / p° = xB
(जहाँ xB विलेय का मोल अंश है)। इसका उपयोग विलेय का अज्ञात मोलर द्रव्यमान ज्ञात करने में किया जाता है।
2. क्वथनांक का उन्नयन (ΔTb)
वह तापमान जिस पर द्रव का वाष्प दाब वायुमंडलीय दाब के बराबर हो जाता है, क्वथनांक कहलाता है। वाष्प दाब कम होने के कारण, विलयन को उबलने के लिए उच्च ताप की आवश्यकता होती है।
ΔTb = Kb × m
(m = मोललता, Kb = मोलल उन्नयन स्थिरांक या Ebullioscopic constant)।
ΔTb = Kb × m
(m = मोललता, Kb = मोलल उन्नयन स्थिरांक या Ebullioscopic constant)।
3. हिमांक का अवनमन (ΔTf)
अवाष्पशील विलेय मिलाने से विलयन का हिमांक (Freezing Point) शुद्ध विलायक की तुलना में कम हो जाता है। यही कारण है कि ठंडे देशों में सड़कों पर जमी बर्फ पिघलाने के लिए नमक (NaCl या CaCl2) छिड़का जाता है।
ΔTf = Kf × m
(Kf = मोलल अवनमन स्थिरांक या Cryoscopic constant)।
ΔTf = Kf × m
(Kf = मोलल अवनमन स्थिरांक या Cryoscopic constant)।
4. परासरण दाब (Osmotic Pressure, π)
जब विलायक के अणु अर्धपारगम्य झिल्ली (Semi-permeable membrane) से होकर कम सांद्रता से अधिक सांद्रता वाले विलयन की ओर गति करते हैं, तो इसे परासरण (Osmosis) कहते हैं। इस प्रवाह को रोकने के लिए विलयन पर लगाया गया आवश्यक अतिरिक्त दाब 'परासरण दाब' कहलाता है।
π = C × R × T
(C = मोलरता, R = गैस नियतांक, T = ताप)।
π = C × R × T
(C = मोलरता, R = गैस नियतांक, T = ताप)।
व्युत्क्रम परासरण (Reverse Osmosis - RO)
यदि विलयन की तरफ परासरण दाब (π) से अधिक बाह्य दाब लगाया जाए, तो परासरण की दिशा उल्टी हो जाती है। यानी विलायक के शुद्ध अणु विलयन से निकलकर अर्धपारगम्य झिल्ली के माध्यम से शुद्ध विलायक की ओर जाने लगते हैं। इसे व्युत्क्रम परासरण (RO) कहते हैं। इसका सबसे बड़ा व्यावहारिक उपयोग समुद्री जल के विलवणीकरण (Desalination of seawater) और हमारे घरों में पीने के पानी को शुद्ध करने वाले 'RO Water Purifiers' में होता है।
असामान्य मोलर द्रव्यमान और वांट हॉफ गुणांक (i)
अणुसंख्यक गुणधर्मों का उपयोग करके हम विलेय का मोलर द्रव्यमान ज्ञात कर सकते हैं। लेकिन यह गणना तभी सटीक होती है जब विलेय विलयन में न तो टूटता (वियोजित/Dissociate) हो और न ही जुड़ता (संगुणित/Associate) हो।
- वियोजन (Dissociation): जब हम NaCl को पानी में घोलते हैं, तो वह Na+ और Cl- आयनों में टूट जाता है। इस प्रकार कणों की संख्या दोगुनी हो जाती है। अणुसंख्यक गुण कणों की संख्या पर निर्भर करते हैं, इसलिए प्रेक्षित गुण बढ़ जाता है और गणना किया गया मोलर द्रव्यमान वास्तविक से कम आता है।
- संगुणन (Association): जब एथेनोइक अम्ल (Acetic acid) को बेंजीन में घोला जाता है, तो हाइड्रोजन बॉन्डिंग के कारण इसके दो अणु जुड़कर एक 'डाइमर' (Dimer) बना लेते हैं। कणों की संख्या आधी रह जाती है, जिससे प्रेक्षित अणुसंख्यक गुण कम हो जाता है और मोलर द्रव्यमान वास्तविक से अधिक आता है।
वांट हॉफ गुणांक (Van't Hoff Factor, i)
इस असामान्यता को सुधारने के लिए 1880 में जैकब वांट हॉफ ने एक गुणांक 'i' प्रस्तुत किया।
i = (प्रेक्षित अणुसंख्यक गुण) / (सामान्य अणुसंख्यक गुण)
i = (सामान्य मोलर द्रव्यमान) / (असामान्य मोलर द्रव्यमान)
वियोजन (Dissociation) के लिए, i > 1 होता है (जैसे NaCl के लिए i ≈ 2)। संगुणन (Association) के लिए, i < 1 होता है। जिन पदार्थों का वियोजन या संगुणन नहीं होता (जैसे ग्लूकोज, यूरिया), उनके लिए i = 1 होता है।
"विलयन हमें सिखाते हैं कि प्रकृति को विविधता में एकता पसंद है। चाहे वह समुद्र का खारा जल हो, हमारे शरीर का बहता रक्त हो, या जीवन रक्षक औषधियाँ; जब तत्व और यौगिक एक-दूसरे में घुलकर एक समांगी रूप लेते हैं, तो जीवन संभव होता है।"
संपूर्ण सारांश (Chapter Summary)
विलयन अध्याय भौतिक रसायन विज्ञान (Physical Chemistry) का एक अत्यंत महत्वपूर्ण हिस्सा है। इसमें हमने मिश्रणों की सांद्रता मापने के तरीके, गैसों की द्रवों में विलेयता, और उन विशेष गुणों का अध्ययन किया जो केवल कणों की संख्या पर निर्भर करते हैं।
सांद्रता की इकाइयाँ
मोलरता (M), मोललता (m), मोल अंश (x) और ppm की गणना।
हेनरी का नियम
गैसों की द्रवों में विलेयता और दाब (P = KHx) का प्रभाव।
राउल्ट का नियम
वाष्पशील और अवाष्पशील विलेय के लिए वाष्प दाब की गणना।
अणुसंख्यक गुण
RLVP, ΔTb, ΔTf, परासरण दाब (π) और वांट हॉफ गुणांक (i)।
अगला कदम (What's Next?)
विलयनों की सांद्रता और उनके भौतिक गुणों को समझने के बाद, अब हम यह जानने के लिए तैयार हैं कि रसायनों का उपयोग करके विद्युत ऊर्जा कैसे उत्पन्न की जाती है और विद्युत का रासायनिक अभिक्रियाओं पर क्या प्रभाव पड़ता है। यह सब हम रसायन विज्ञान के अगले रोमांचक अध्याय "विद्युतरसायन (Electrochemistry)" में सीखेंगे।