विलयन — कक्षा 12 रसायन शास्त्र नोट्स

विलयन · कक्षा 12 रसायन शास्त्र · 7 टॉपिक.

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विलयन में शामिल टॉपिक

  1. 1.विभिन्न प्रकार के विलयन का निर्माण

    संक्षिप्त उत्तर साधारण भाषा में, विलयन का निर्माण दो पदार्थों को एक साथ मिलाने से होता है जब तक वे समान रूप से वितरित नहीं हो जाते। विलायक और विलेय की अवस्था के आधार पर विलयन विभिन्न प्रकार के हो सकते हैं, जैसे कि द्रव में ठोस (पानी में नमक), द्रव में गैस (पानी में कार्बन डाइऑक्साइड), या द्रव में द्रव (पानी में अल्कोहल)।

    विस्तृत उत्तर

    1. परिचय:
    एक विलयन दो या दो से अधिक पदार्थों का एक समान मिश्रण होता है। सबसे कम मात्रा में पदार्थ और जो घुल जाता है उसे विलेय कहते हैं। अधिक मात्रा में पदार्थ को विलायक कहते हैं।

    2. विलयन के प्रकार:

    • द्रव में ठोस: यह सबसे आम प्रकार का विलयन है, जहाँ एक ठोस (विलेय) एक द्रव (विलायक) में घुल जाता है। उदाहरण: पानी में नमक या चीनी का घुलना। इस प्रक्रिया में विलेय के कणों को विलायक के अणुओं द्वारा घेरा जाता है, विलेय को छोटे टुकड़ों में तोड़ते हुए जब तक कि यह समान रूप से वितरित नहीं हो जाता।

      • द्रव में गैस: यहाँ, एक गैस एक द्रव में घुल जाती है। उदाहरण: कार्बोनेटेड पेय जहाँ कार्बन डाइऑक्साइड को दबाव में पानी में घोला जाता है। द्रवों में गैसों की घुलनशीलता दबाव में वृद्धि के साथ बढ़ती है और तापमान में वृद्धि के साथ घटती है।

      • द्रव में द्रव: इस प्रकार में, दो द्रव मिलकर एक विलयन बनाते हैं। उदाहरण: पानी में अल्कोहल। दोनों द्रवों के अणु आपस में बातचीत करते हैं और समान रूप से फैल जाते हैं।

      3. विलयन कैसे बनता है:

      • चरण 1: विलेय को व्यक्तिगत घटकों में तोड़ना।
      • चरण 2: विलेय के लिए जगह बनाने के लिए विलायक में अंतराणुशक्ति को दूर करना।
      • चरण 3: विलेय और विलायक अणुओं के बीच अंतर्क्रिया, जिससे एक समान वितरण होता है।

      4. वास्तविक जीवन के उदाहरण और अनुप्रयोग:

      • दैनिक जीवन में: चाय या कॉफी तैयार करने में चीनी और कॉफी या चाय को पानी में घोलना शामिल है, जो क्रमशः द्रव में द्रव और द्रव में ठोस विलयन है।
      • उद्योगों में: फार्मास्यूटिकल उद्योग सिरप के रूप में विभिन्न दवाओं को बनाने के लिए विलयन का उपयोग करता है (एक द्रव में ठोस विलयन)।
      • स्वास्थ्य देखभाल में: सैलाइन समाधान (पानी में नमक) का उपयोग IV द्रवों के लिए किया जाता है।

      5. निष्कर्ष:
      विलयन के निर्माण को समझना रसायन विज्ञान में मौलिक है और यह व्यापक रूप से दैनिक जीवन से लेकर जटिल औद्योगिक प्रक्रियाओं तक लागू होता है।

  2. 2.विभिन्न इकाइयों में विलायन की एकाग्रता

    लघु उत्तर

    समाधान की सांद्रता को कई इकाइयों में व्यक्त किया जा सकता है, जैसे कि मोलैरिटी (M), मोलैलिटी (m), द्रव्यमान प्रतिशत, आयतन प्रतिशत, और पार्ट्स पर मिलियन (ppm)। मोलैरिटी समाधान के प्रति लीटर में घुलनशील की मोल है, मोलैलिटी विलायक के प्रति किलोग्राम में घुलनशील की मोल है, द्रव्यमान प्रतिशत समाधान के कुल द्रव्यमान से घुलनशील का द्रव्यमान विभाजित करके 100 से गुणा किया जाता है, आयतन प्रतिशत समाधान के कुल आयतन से घुलनशील का आयतन विभाजित करके 100 से गुणा किया जाता है, और ppm समाधान के कुल द्रव्यमान से घुलनशील का द्रव्यमान विभाजित करके 106106 से गुणा किया जाता है।

    विस्तृत उत्तर

    आइए प्रत्येक इकाई को उदाहरणों और वास्तविक जीवन के अनुप्रयोगों के साथ देखें:

    1. 1. मोलैरिटी (M): यह समाधान के प्रति लीटर में घुलनशील की मोल संख्या के रूप में परिभाषित है। इसे इस प्रकार गणना की जाती है:

      मोलैरिटी (M)=घुलनशील की मोलसमाधान के लीटरमोलैरिटी (M)=समाधान के लीटरघुलनशील की मोल​
      • उदाहरण: यदि आप 1 मोल सोडियम क्लोराइड (NaCl) को पर्याप्त पानी में घोलते हैं ताकि 1 लीटर समाधान बने, तो मोलैरिटी 1 M है।
      • वास्तविक जीवन का अनुप्रयोग: मोलैरिटी का उपयोग प्रयोगशालाओं में रासायनिक प्रतिक्रियाओं या शीर्षक मापन के लिए समाधान तैयार करने में व्यापक रूप से किया जाता है।

    2. 2. मोलैलिटी (m): यह विलायक के प्रति किलोग्राम में घुलनशील की मोल संख्या है। इसे इस प्रकार गणना की जाती है:

      मोलैलिटी (m)=घुलनशील की मोलविलायक के किलोग्राममोलैलिटी (m)=विलायक के किलोग्रामघुलनशील की मोल​
      • उदाहरण: यदि आप 1 मोल ग्लूकोज को 1 किलोग्राम पानी में घोलते हैं, तो मोलैलिटी 1 m है।
      • वास्तविक जीवन का अनुप्रयोग: मोलैलिटी का उपयोग उन परिदृश्यों में किया जाता है जहां तापमान में परिवर्तन समाधान के आयतन को प्रभावित करते हैं, जैसे कि उबलने के बिंदु वृद्धि या हिमांक अवसाद अध्ययनों में।

    3. 3. द्रव्यमान प्रतिशत: यह समाधान के कुल द्रव्यमान से घुलनशील का द्रव्यमान विभाजित करके, फिर 100 से गुणा किया जाता है। इसे इस प्रकार गणना की जाती है:

      द्रव्यमान प्रतिशत=(घुलनशील का द्रव्यमानसमाधान का कुल द्रव्यमान)×100द्रव्यमान प्रतिशत=(समाधान का कुल द्रव्यमानघुलनशील का द्रव्यमान​)×100
      • उदाहरण: यदि आप 25 ग्राम नमक को 75 ग्राम पानी के साथ मिलाते हैं, तो नमक का द्रव्यमान प्रतिशत (25(25+75))×100=25%((25+75)25​)×100=25% होता है।
      • वास्तविक जीवन का अनुप्रयोग: द्रव्यमान प्रतिशत का उपयोग खाना पकाने की विधियों और फार्मास्यूटिकल फॉर्म्युलेशन में किया जाता है।

    4. 4. आयतन प्रतिशत: यह समाधान के कुल आयतन से घुलनशील का आयतन विभाजित करके, फिर 100 से गुणा किया जाता है। इसे इस प्रकार गणना की जाती है:

      आयतन प्रतिशत=(घुलनशील का आयतनसमाधान का कुल आयतन)×100आयतन प्रतिशत=(समाधान का कुल आयतनघुलनशील का आयतन​)×100
      • उदाहरण: यदि एक अल्कोहल पेय में 50 mL इथेनॉल को पानी के साथ मिलाकर कुल 200 mL समाधान बनाया जाता है, तो इथेनॉल का आयतन प्रतिशत (50200)×100=25%(20050​)×100=25% होता है।
      • वास्तविक जीवन का अनुप्रयोग: आयतन प्रतिशत का उपयोग अक्सर अल्कोहल उद्योग में अल्कोहलिक पेय पदार्थों की ताकत वर्णन करने में किया जाता है।

    5. 5.पार्ट्स पर मिलियन (PPM): यह समाधान के कुल द्रव्यमान से घुलनशील का द्रव्यमान विभाजित करके, फिर 106106 से गुणा किया जाता है। यह बहुत पतले समाधानों के लिए उपयोग की जाती है।

      PPM=(घुलनशील का द्रव्यमानसमाधान का कुल द्रव्यमान)×106PPM=(समाधान का कुल द्रव्यमानघुलनशील का द्रव्यमान​)×106
      • उदाहरण: यदि 1 ग्राम प्रदूषक को 1,000,000 ग्राम पानी में घोला जाता है, तो सांद्रता 1 ppm होती है।
      • वास्तविक जीवन का अनुप्रयोग: PPM का उपयोग पर्यावरणीय रसायन विज्ञान में हवा और पानी में प्रदूषण के स्तरों को मापने में किया जाता है।

    ये एकाग्रता इकाइयाँ वैज्ञानिकों और इंजीनियरों को रसायन विज्ञान, जीव विज्ञान, पर्यावरण विज्ञान और खाद्य और पेय उद्योग सहित विभिन्न क्षेत्रों में समाधानों की संरचना का सटीक वर्णन और नियंत्रण करने में मदद करती हैं।

  3. 3.घुलनशीलता

    संक्षिप्त उत्तर

    ठोस में द्रव में घुलनशीलता: घुलनशीलता एक विलायक (द्रव) में एक निश्चित मात्रा में विलेय (ठोस) की अधिकतम मात्रा है जो एक विशिष्ट तापमान पर घुल सकती है। गणितीय रूप से, इसे सांद्रता के रूप में व्यक्त किया जाता है, जैसे कि विलेय के ग्राम प्रति विलायक के 100 ग्राम।

    द्रव में गैस की घुलनशीलता: द्रव में एक गैस की घुलनशीलता हेनरी के नियम द्वारा परिभाषित की जाती है, जो कहती है कि एक द्रव में एक गैस की घुलनशीलता द्रव के ऊपर गैस के दबाव के सीधे अनुपातिक होती है। हेनरी के नियम के लिए गणितीय अभिव्यक्ति S = kP है, जहाँ S गैस की घुलनशीलता है, P दबाव है, और k हेनरी का नियम स्थिरांक है।

    उदाहरण:

    • पानी में नमक ठोस में द्रव की घुलनशीलता का एक उदाहरण है।
    • सोडा में फिज द्रव में घुली हुई कार्बन डाइऑक्साइड गैस के कारण होती है, जो द्रव में गैस की घुलनशीलता को दर्शाती है।

    विस्तृत उत्तर

    ठोस में द्रव में घुलनशीलता

    व्याख्या: एक द्रव में एक ठोस की घुलनशीलता रसायन विज्ञान में एक महत्वपूर्ण अवधारणा है जो बताती है कि एक द्रव (विलायक) में एक ठोस पदार्थ (विलेय) कितना घुल सकता है एक निश्चित तापमान पर। घुलनशीलता तापमान के साथ भिन्न होती है; आम तौर पर, यह तापमान बढ़ने के साथ बढ़ती है।

    गणितीय अभिव्यक्ति: यदि हम एक द्रव में एक ठोस की घुलनशीलता को S (विलेय के ग्राम प्रति विलायक के 100 ग्राम में) के रूप में दर्शाते हैं, तो इसे निम्नलिखित रूप में प्रस्तुत किया जा सकता है:

    =विलेय का द्रव्यमानविलायक का द्रव्यमान×100S=विलायक का द्रव्यमानविलेय का द्रव्यमान​×100

    वास्तविक जीवन का उदाहरण: जब आप चाय में चीनी मिलाते हैं, तो चीनी विलेय होती है और चाय विलायक होती है। चाय के तापमान बढ़ने के साथ घुलने वाली चीनी की मात्रा बढ़ जाती है।

    अनुप्रयोग: यह अवधारणा वांछित सांद्रता के घोल तैयार करने के लिए खाना पकाने, फार्मास्यूटिकल्स, और रासायनिक उद्योगों में व्यापक रूप से उपयोग की जाती है।

    गतिविधि: कमरे के तापमान पर पानी के एक कप में विभिन्न मात्रा में नमक घोलने की कोशिश करें। फिर, पानी को गरम करें और अधिक नमक घोलने की कोशिश करें ताकि देख सकें कि तापमान के साथ घुलनशीलता कैसे बदलती है।

    द्रव में गैस की घुलनशीलता

    व्याख्या: द्रवों में गैसों की घुलनशीलता एक दिलचस्प घटना है जो बड़े पैमाने पर द्रव के ऊपर गैस के दबाव और तापमान पर निर्भर करती है। हेनरी के नियम के अनुसार, एक निश्चित तापमान पर एक द्रव में घुलने वाली गैस की मात्रा गैस के दबाव के साथ बढ़ती है।

    गणितीय अभिव्यक्ति: हेनरी के नियम को गणितीय रूप से निम्नलिखित रूप में व्यक्त किया जा सकता है:

    =S=kP

    जहाँ S द्रव में गैस की घुलनशीलता है (आमतौर पर मोल प्रति लीटर में), P द्रव के ऊपर गैस का आंशिक दबाव है, और k हेनरी का नियम स्थिरांक है, जो विभिन्न विलेय-विलायक जोड़ों और तापमानों के लिए भिन्न होता है।

    वास्तविक जीवन का उदाहरण: सोडा जैसे कार्बोनेटेड पेय पदार्थ गैस घुलनशीलता का एक क्लासिक उदाहरण हैं। इन पेयों में कार्बन डाइऑक्साइड उच्च दबाव में घुला होता है, और जब बोतल खोली जाती है, तो गैस बाहर निकलती है, जिससे फिज़ बनती है।

    अनुप्रयोग: यह सिद्धांत पेय उद्योग, स्कूबा डाइविंग में डीकंप्रेशन बीमारी को रोकने, और गैसों को शामिल करने वाली औद्योगिक प्रक्रियाओं में महत्वपूर्ण है।

    गतिविधि: एक कार्बोनेटेड पेय खोलें और बुलबुले बनते हुए देखें। यह कार्बन डाइऑक्साइड गैस का समाधान से बाहर आना है क्योंकि दबाव छोड़ा जाता है।

  4. 4.तरल घोल का वाष्प दबाव

    संक्षिप्त उत्तर

    द्रव-द्रव समाधानों का वाष्प दबाव: दो द्रवों से बने समाधान का वाष्प दबाव प्रत्येक घटक के आंशिक वाष्प दबावों का योग होता है, प्रत्येक को उसके समाधान में मोल अंश से गुणा किया जाता है।

    राउल्ट का नियम हेनरी के नियम का एक विशेष मामला के रूप में: राउल्ट का नियम कहता है कि एक आदर्श समाधान का वाष्प दबाव विलायक के मोल अंश के सीधे अनुपातिक होता है। यह हेनरी के नियम के लिए एक विशेष मामला के रूप में देखा जा सकता है जब समाधान में विलेय की सांद्रता बहुत कम होती है।

    द्रवों में ठोसों के समाधानों का वाष्प दबाव: एक गैर-वाष्पशील विलेय के साथ समाधान का वाष्प दबाव शुद्ध विलायक के वाष्प दबाव से कम होता है। यह कमी समाधान में विलेय के मोल अंश के अनुपातिक होती है।

    गणितीय अभिव्यक्तियाँ:

    • द्रव-द्रव समाधान: =+Ptotal​=PA​xA​+PB​xB​
    • राउल्ट का नियम: =0Psolution​=Psolvent0​xsolvent​
    • द्रवों में ठोसों के समाधान: Δ=0−ΔP=Psolvent0​−Psolution​

    संख्यात्मक उदाहरण: इथेनॉल और पानी के समाधान के लिए:

    • मान लें शुद्ध इथेनॉल (ℎ0Pethanol0​) का वाष्प दबाव 100 mmHg है और समाधान में इसका मोल अंश (ℎxethanol​) 0.5 है।
    • समाधान का वाष्प दबाव होगा =ℎ0ℎ=100×0.5=50Psolution​=Pethanol0​xethanol​=100×0.5=50 mmHg।

    विस्तृत उत्तर

    द्रव-द्रव समाधानों का वाष्प दबाव

    व्याख्या: दो द्रवों से बने समाधान में प्रत्येक घटक अपनी अस्थिरता और सांद्रता के आधार पर कुल वाष्प दबाव में योगदान देता है। प्रत्येक घटक (A और B) का वाष्प दबाव समाधान में उसके मोल अंश के सीधे अनुपातिक होता है।

    गणितीय अभिव्यक्ति: समाधान का कुल वाष्प दबाव (Ptotal​) निम्नलिखित प्रकार से गणना किया जाता है: =+Ptotal​=PA​xA​+PB​xB​ जहाँ PA​ और PB​ प्रत्येक घटक के शुद्ध घटकों के वाष्प दबाव हैं, और xA​ और xB​ समाधान में उनके मोल अंश हैं।

    वास्तविक जीवन का उदाहरण: पेय के लिए अल्कोहल को पानी के साथ मिलाना। मिश्रण का कुल वाष्प दबाव अल्कोहल और पानी के वाष्प दबावों का संयोजन है, प्रत्येक समाधान में उनके संबंधित मात्राओं से प्रभावित होता है।

    राउल्ट का नियम हेनरी के नियम का एक विशेष मामला के रूप में

    व्याख्या: राउल्ट का नियम आदर्श समाधानों पर लागू होता है और कहता है कि समाधान पर विलायक का वाष्प दबाव उसके मोल अंश के सीधे अनुपातिक होता है। इसे हेनरी के नियम के एक विशेष मामले के रूप में देखा जा सकता है, जो पतले समाधानों में विलायक के व्यवहार पर जोर देता है।

    गणितीय अभिव्यक्ति: समाधान में एक विलायक के लिए, राउल्ट का नियम निम्नलिखित प्रकार से व्यक्त किया जाता है: =0Psolution​=Psolvent0​xsolvent​ जहाँ 0Psolvent0​ शुद्ध विलायक का वाष्प दबाव है, और xsolvent​ समाधान में विलायक का मोल अंश है।

    वास्तविक जीवन का उदाहरण: इथेनॉल के साथ परफ्यूम को पतला करना। पतला परफ्यूम का वाष्प दबाव राउल्ट के नियम के अनुसार इथेनॉल की सांद्रता पर निर्भर करता है।

    द्रवों में ठोसों के समाधानों का वाष्प दबाव

    व्याख्या: जब एक गैर-वाष्पशील ठोस को एक द्रव में घोला जाता है, तो परिणामी समाधान का वाष्प दबाव शुद्ध विलायक के वाष्प दबाव से कम होता है। यह इसलिए है क्योंकि विलेय कण सतह पर स्थान लेते हैं, जिससे वाष्प चरण में जाने के लिए विलायक अणुओं की संख्या कम हो जाती है।

    गणितीय अभिव्यक्ति: विलेय के कारण वाष्प दबाव में परिवर्तन (ΔΔP) है: Δ=0−ΔP=Psolvent0​−Psolution​ जहाँ 0Psolvent0​ शुद्ध विलायक का वाष्प दबाव है, और Psolution​ समाधान का वाष्प दबाव है।

    वास्तविक जीवन का उदाहरण: पानी में नमक जोड़ना। नमकीन पानी के समाधान का वाष्प दबाव शुद्ध पानी की तुलना में कम होता है क्योंकि नमक आयन पानी के अणुओं की वाष्पीकरण की संख्या को कम कर देते हैं।

    संख्यात्मक उदाहरण:

    • एक समाधान पर विचार करें जहाँ शुद्ध पानी (0Pwater0​) का वाष्प दबाव 23.8 mmHg है और समाधान में पानी का मोल अंश (xwater​) 0.9 है।
    • राउल्ट के नियम का उपयोग करते हुए, समाधान का वाष्प दबाव है =0=23.8×0.9=21.42Psolution​=Pwater0​xwater​=23.8×0.9=21.42 mmHg।

    ये सिद्धांत और अभिव्यक्तियाँ समाधानों के वाष्प दबाव पर विलेयों के प्रभाव की मूलभूत समझ प्रदान करती हैं, जो फार्मास्यूटिकल और खाद्य उद्योगों में उत्पादों का निर्माण करने, और पर्यावरणीय घटनाओं को समझने जैसे विभिन्न वैज्ञानिक और औद्योगिक अनुप्रयोगों के लिए महत्वपूर्ण हैं।

  5. 5.एक आदर्श समाधान और गैर-आदर्श समाधान

    संक्षिप्त उत्तर: एक आदर्श घोल वह होता है जो राउल्ट के नियम का पालन सभी सांद्रता के लिए करता है, दोनों घुलनशील और घुलांश के लिए। इसका वाष्प दबाव घोल में घटक के मोल अंश के सीधे आनुपातिक होता है। अनादर्श घोल राउल्ट के नियम का कड़ाई से पालन नहीं करते। इनमें अणुओं के बीच की बातचीत शुद्ध पदार्थों में उनके समान नहीं होती है, जिससे अपेक्षित वाष्प दबाव सअपेक्षित वाष्प दबाव से विचलन होता है।


    इन आरेखों को और बारीकी से समझते हैं:

    • आरेख (a): यह एक आदर्श घोल के लिए राउल्ट के नियम का ग्राफिकल प्रतिनिधित्व है। सीधी रेखाएं शुद्ध घटकों के वाष्प दबाव (P₁ और P₂) को दर्शाती हैं। राउल्ट के नियम के अनुसार, घोल में प्रत्येक घटक का वाष्प दबाव उसके मोल अंश के सीधे आनुपातिक होता है। ऊपरी वक्रीय रेखा घोल के कुल वाष्प दबाव को दिखाती है, जो कि घटकों के आंशिक दबावों का योग है। यह रेखा घटक 1 (P₁) के शुद्ध वाष्प दबाव से घटक 2 (P₂) के दबाव तक एक सीधी रेखा के रूप में है, जो दर्शाता है कि घोल आदर्श व्यवहार करता है।

    • आरेख (b): यह एक अनादर्श घोल को दर्शाता है। वक्रीय रेखाएं फिर से शुद्ध घटकों के वाष्प दबाव (P₁ और P₂) को दर्शाती हैं, लेकिन घोल के कुल वाष्प दबाव में अब एक वक्र होता है जो P₁ और P₂ को जोड़ने वाली सीधी रेखा से विचलन करता है। यह विचलन इसलिए होता है क्योंकि विभिन्न घटकों के अणुओं के बीच की बातचीत शुद्ध घटकों में होने वाली बातचीत से समान नहीं होती है। सीधी रेखा के ऊपर वाला वक्र सकारात्मक विचलन को दर्शाता है (कुल वाष्प दबाव उम्मीद से ज्यादा है), और नीचे वाला वक्र नकारात्मक विचलन को दर्शाता है (कुल वाष्प दबाव उम्मीद से कम है)।

    दोनों आरेखों में, x-अक्ष मोल अंश (x₁ और x₂ घटक 1 और 2 के लिए क्रमशः) को दर्शाता है, जो 0 से 1 तक की श्रेणी में होता है। y-अक्ष वाष्प दबाव को दर्शाता है। जैसे-जैसे मोल अंश में परिवर्तन होता है, घोल के ऊपर वाष्प दबाव में भी परिवर्तन होता है।

    इस अवधारणा का महत्व उद्योगिक अनुप्रयोगों में है जहाँ मिश्रणों के वाष्प दबाव को नियंत्रित किया जाना आवश्यक है, जैसे कि आसवन प्रक्रियाओं में या जब रसायन इंजीनियरिंग में अलगाव प्रक्रियाओं को डिजाइन करते समय।

    विस्तृत उत्तर: एक आदर्श घोल में, विभिन्न कणों के बीच की बातचीत उन्हीं कणों के बीच की बातचीत के समान होती है। इसका मतलब है कि मिश्रण की एंथाल्पी शून्य होती है और मिश्रण की मात्रा भी आदर्श रूप से शून्य होती है। घोल में प्रत्येक घटक का वाष्प दबाव उसके मोल अंश के सीधे आनुपातिक होता है। गणितीय रूप से, राउल्ट का नियम इस प्रकार व्यक्त किया जा सकता है:

    =⋆⋅P=P⋆⋅X

    यहाँ, P घोल में घटक का वाष्प दबाव है, ⋆P⋆ शुद्ध घटक का वाष्प दबाव है, और X घोल में घटक का मोल अंश है।

    एक अनादर्श घोल के लिए, विभिन्न घटकों के कणों के बीच की बातचीत उन्हीं कणों के बीच की बातचीत से मजबूत या कमजोर होती है, जिससे राउल्ट के नियम से सकारात्मक या नकारात्मक विचलन होता है। मिश्रण की एंथाल्पी शून्य नहीं होती और मिश्रण करने पर मात्रा में परिवर्तन भी आदर्श रूप से शून्य नहीं होता है।

    वाष्प दबाव राउल्ट के नियम द्वारा प्रस्तावित के अनुसार अधिक या कम हो सकता है, जिसे इस प्रकार व्यक्त किया जा सकता है:

    =⋆⋅+ΔP=P⋆⋅X+ΔP

    यहाँ, ΔΔP आदर्श व्यवहार से विचलन को दर्शाता है। इस विचलन को एक गतिविधि गुणांक, γ, द्वारा मापा जा सकता है, जो मोल अंश को समजो मोल अंश को समायोजित करता है:

    =⋅⋆⋅P=γ⋅P⋆⋅X

    वास्तविक जीवन का उदाहरण: जब आप पानी और इथेनॉल को मिलाकर पेय बनाते हैं, तो वे एक अनादर्श घोल बनाते हैं। घोल का वाष्प दबाव वैसा नहीं होता जैसा कि यदि वे आदर्श होते तो उम्मीद की जाती, क्योंकि अणु हाइड्रोजन बॉन्डिंग के कारण एक विशेष तरीके से बातचीत करते हैं।

    गतिविधि: इसे बेहतर समझने के लिए, शराब और पानी के बराबर भागों को मिलाकर देखें, और मिश्रण से पहले और बाद की मात्रा की तुलना करें। आप देखेंगे कि मिश्रण के बाद की मात्रा दो तरल पदार्थों के मिश्रण से पहले की कुल मात्रा से थोड़ी कम होती है, जो अनादर्श घोल व्यवहार को दर्शाती है।

    वास्तविक जीवन में उपयोग: वाष्प दबाव को समझना कई उद्योगों के लिए आवश्यक है, जैसे कि पेय उद्योग में आसवन प्रक्रियाओं के लिए, और उन रसायनज्ञों के लिए जो दवाइयां डिजाइन करते हैं और घोलकों और उनके व्यवहारों पर सटीक नियंत्रण रखने की आवश्यकता होती है।

    अब एक संख्यात्मक उदाहरण पर नज़र डालते हैं:

    यदि हमारे पास दो घटकों, A और B, से बना एक घोल है, जिसमें A का मोल अंश (XA​) 0.5 है और शुद्ध A का वाष्प दबाव (⋆PA⋆​) 100 mmHg है, तो आदर्श घोल में A के अपेक्षित वाष्प दबाव होगा:

    PA​=PA⋆​⋅XA​=100⋅0.5=50 mmHg

    अनादर्श घोलों के लिए, यदि A और B के बीच आपसी बातचीत A के अपने साथ होने वाली बातचीत से अधिक मजबूत होती है, तो वाष्प दबाव 50 mmHg की अपेक्षा कम हो सकता है, उदाहरण के लिए 45 mmHg. यह राउल्ट के नियम से नकारात्मक विचलन को दर्शाता है।

    ये विचलन अक्सर गतिविधि गुणांक (γ) द्वारा मापा जाता है जो कि घोल के व्यवहार को और सही से समझाने में मदद करता है। यदि γ 1 से कम है, तो यह नकारात्मक विचलन को दर्शाता है, और यदि γ 1 से अधिक है, तो यह सकारात्मक विचलन को दर्शाता है।

    इस तरह की अवधारणाओं को समझना और संख्यात्मक उदाहरणों के माध्यम से उन्हें लागू करना रसायन विज्ञान की गहरी समझ विकसित करने के लिए महत्वपूर्ण है जो कि कई व्यावसायिक क्षेत्रों में उपयोगी हो सकती है, जैसे कि रसायनिक इंजीनियरिंग, फार्मास्यूटिकल विकास, और भोजन व ड्रिंक उद्योग।

  6. 6.सहसंयोजक गुण और दाढ़ द्रव्यमान का निर्धारण

    लघु उत्तर

    सहसंगत गुणधर्म वे समाधानों के गुण होते हैं जो विलायक की दी गई मात्रा में कणों की संख्या पर निर्भर करते हैं, न कि कणों के प्रकार पर। इन गुणधर्मों में शामिल हैं:

    1. वाष्प दाब का सापेक्षिक ह्रास: जब एक विलायक में विलायक जोड़ा जाता है, तो समाधान का वाष्प दाब शुद्ध विलायक की तुलना में कम होता है।
    2. क्वथनांक का उन्नयन: समाधान का क्वथनांक शुद्ध विलायक के क्वथनांक से अधिक होता है क्योंकि विलायक कणों के द्रव से गैस अवस्था में जाने की प्रक्रिया में विलायन कण व्यवधान उत्पन्न करते हैं।
    3. हिमांक का अवसादन: समाधान का हिमांक शुद्ध विलायक के हिमांक से कम होता है क्योंकि विलायन कण विलायक के ठोस संरचना के निर्माण में व्यवधान उत्पन्न करते हैं।
    4. आसमोसिस और आसमोटिक दाब: आसमोसिस एक कम सांद्र समाधान से एक अधिक सांद्र समाधान की ओर अर्धपारगम्य झिल्ली के माध्यम से विलायक कणों की गति है। आसमोटिक दाब इस प्रवाह को रोकने के लिए आवश्यक दाब है।
    5. प्रतिलोम आसमोसिस और जल शुद्धिकरण: प्रतिलोम आसमोसिस एक प्रक्रिया है जहाँ दाब लगाकर विलायक कणों को एक अर्धपारगम्य झिल्ली के माध्यम से गुजरने दिया जाता है, जबकि विलायन को पीछे छोड़ दिया जाता है, इस प्रकार जल को शुद्ध किया जाता है।

    इन गुणों का उपयोग समाधानों में विलायनों के मोलर द्रव्यमान का निर्धारण करने के लिए किया जाता है।

    विस्तृत उत्तर

    1. वाष्प दाब का सापेक्षिक ह्रास

    व्याख्या: समाधान का वाष्प दाब शुद्ध विलायक की तुलना में कम होता है क्योंकि विलायन कण सतह पर स्थान लेते हैं, जिससे विलायक अणुओं के वाष्प अवस्था में जाने की संख्या कम हो जाती है। वाष्प दाब का सापेक्षिक ह्रास समाधान में विलायन के मोल अंश के समानुपाती होता है।

    सूत्र: Δ=0−=0×ΔP=P0​−Ps​=P0​×Xs​

    जहाँ 0P0​ शुद्ध विलायक का वाष्प दाब है, Ps​ समाधान का वाष्प दाब है, और Xs​ विलायन का मोल अंश है।

    उदाहरण: यदि शुद्ध जल का वाष्प दाब 23.8 mmHg है और एक चीनी समाधान का वाष्प दाब 23 mmHg है, तो समाधान में चीनी के मोल अंश की गणना करें।

    2. क्वथनांक का उन्नयन

    व्याख्या: समाधान का क्वथनांक शुद्ध विलायक के क्वथनांक से अधिक होता है। यह इसलिए है क्योंकि विलायन के जोड़ने से विलायक का वाष्प दाब कम हो जाता है, जिससे क्वथन के लिए आवश्यक वाष्प दाब तक पहुंचने के लिए अधिक ऊष्मा की आवश्यकता होती है।

    सूत्र: Δ=×ΔTb​=Kb​×m

    जहाँ ΔΔTb​ क्वथनांक का उन्नयन है, Kb​ एबुलियोस्कोपिक स्थिरांक है, और m समाधान की मोलैलिटी है।

    उदाहरण: यदि जल के लिए क्वथनांक उन्नयन स्थिरांक 0.512 K kg/mol है, और हमारे पास 2 mol/kg की मोलैलिटी वाला एक समाधान है, तो क्वथनांक का उन्नयन 0.512×2=1.0240.512×2=1.024 K है।

    3. हिमांक का अवसादन

    व्याख्या: समाधान का हिमांक शुद्ध विलायक के हिमांक से कम होता है। विलायन कण विलायक के ठोस संरचना के निर्माण में व्यवधान उत्पन्न करते हैं, इसलिए हिमांक कम हो जाता है।

    सूत्र: Δ=×ΔTf​=Kf​×m

    जहाँ ΔΔTf​ हिमांक का अवसादन है, Kf​ क्रायोस्कोपिक स्थिरांक है, और m समाधान की मोलैलिटी है।

    उदाहरण: जल के लिए, =1.86Kf​=1.86 K kg/mol है। यदि एक समाधान की मोलैलिटी 1 mol/kg है, तो हिमांक का अवसादन 1.86×1=1.861.86×1=1.86 K है।

    4. आसमोसिस और आसमोटिक दाब

    व्याख्या: आसमोसिस एक कम सांद्र समाधान से एक अधिक सांद्र समाधान की ओर अर्धपारगम्य झिल्ली के माध्यम से विलायक अणुओं की गति है। आसमोटिक दाब इस प्रवाह को रोकने के लिए आवश्यक दाब है, जो सीधे विलायन की सांद्रता के समानुपाती होता है।

    सूत्र: Π=×××Π=i×M×R×T

    जहाँ ΠΠ आसमोटिक दाब है, i वान'ट हॉफ कारक है, M समाधान की मोलारिटी है, R गैस स्थिरांक है, और T केल्विन में तापमान है।

    उदाहरण: 25°C (298298K) पर 1 M NaCl समाधान के लिए, =2i=2 (Na++ और Cl−−) मानते हुए, =0.0821R=0.0821 L atm K−1−1 mol−1−1, आसमोटिक दाब 2×1×0.0821×298=48.72×1×0.0821×298=48.7 atm है।

    5. प्रतिलोम आसमोसिस और जल शुद्धिकरण

    व्याख्या: प्रतिलोम आसमोसिस एक प्रक्रिया है जहाँ दाब लगाकर विलायक कणों को एक अर्धपारगम्य झिल्ली के माध्यम से गुजरने दिया जाता है, जबकि विलायन को पीछे छोड़ दिया जाता है, इस प्रकार जल को शुद्ध किया जाता है।

    अनुप्रयोग: यह समुद्री जल के विलवणीकरण, इसे पेयजल बनाने, और औद्योगिक और घरेलू उपयोग के लिए जल की शुद्धि के लिए व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

  7. 7.असामान्य दाढ़ द्रव्यमान

    लघु उत्तर

    असामान्य मोलर द्रव्यमान तब होते हैं जब किसी विलायन में विलायक का परिलक्षित मोलर द्रव्यमान इसके अपेक्षित मूल्य से भिन्न होता है। यह विसंगति अक्सर विलायक के विलयन में विघटन (छोटे कणों में टूटना) या संघटन (बड़े कणों का निर्माण) के कारण होती है। वान'ट हॉफ कारक, i, इसे ध्यान में रखता है, विलायन में वास्तविक कणों की संख्या की तुलना उस संख्या से करके जो विलायक के विघटन या संघटन न होने पर अपेक्षित होती।

    विस्तृत उत्तर

    असामान्य मोलर द्रव्यमानों की समझ

    व्याख्या: समाधानों में, विलायन अपेक्षित से भिन्न व्यवहार कर सकते हैं। व्यक्तिगत अणुओं के रूप में बने रहने के बजाय, वे आयनों में विघटित (विघटन) हो सकते हैं या बड़े अणुओं या समूहों को बनाने के लिए संयुक्त हो सकते हैं (संघटन)। यह उनके सहसंगत गुणों को प्रभावित करता है, जिससे गणना किए गए असामान्य मोलर द्रव्यमान होते हैं। वान'ट हॉफ कारक (i) इस प्रभाव को मापता है, दिखाता है कि मूल रूप से घुले हुए की तुलना में कितने अधिक या कम कण मौजूद हैं।

    वान'ट हॉफ कारक (i) के लिए गणितीय अभिव्यक्ति: =समाधान में वास्तविक कणों की संख्याघुले हुए सूत्र इकाइयों की संख्याi=घुले हुए सूत्र इकाइयों की संख्यासमाधान में वास्तविक कणों की संख्या​

    विघटन के लिए (उदाहरण के लिए, पानी में NaCl): =1i=1n​ जहाँ n वह संख्या है जिसमें यौगिक विघटित होता है। NaCl के लिए, जो Na++ और Cl−− में विघटित होता है, =2i=2.

    संघटन के लिए (उदाहरण के लिए, एसिटिक एसिड का डाइमरीकरण): =1i=n1​ जहाँ n वह संख्या है जिसमें अणु एक बड़े अणु का निर्माण करने के लिए संयुक्त होते हैं। एसिटिक एसिड डाइमर्स के लिए, =1/2i=1/2 है क्योंकि दो एसिटिक एसिड अणु एक डाइमर बनाने के लिए संयुक्त होते हैं।

    विघटन के लिए संख्यात्मक उदाहरण: यदि पानी में 1 मोल NaCl घुला होता है, तो यह Na++ के 1 मोल और Cl−− के 1 मोल में विघटित होता है, जिससे कुल 2 मोल कणों का निर्माण होता है। यदि विघटन न होने की धारणा पर अपेक्षित मोलर द्रव्यमान की गणना की जाती, तो परिलक्षित सहसंगत गुण 2 मोल कणों की उपस्थिति का सुझाव देते, जो अपेक्षित मूल्य को दोगुना कर देता। इस प्रकार, NaCl के लिए, =2i=2.

    संघटन के लिए संख्यात्मक उदाहरण: यदि 1 मोल एसिटिक एसिड का समाधान 0.5 मोल डाइमर्स का निर्माण करता है, तो समाधान में कुल संस्थाएँ 0.5 मोल डाइमर्स होती हैं। इसका मतलब यह होगा कि मोनोमेरिक एसिटिक एसिड के लिए अपेक्षित मूल्य के मुकाबले परिलक्षित मोलर द्रव्यमान दोगुना होता है क्योंकि अब, 1 मोल एसिटिक एसिड 0.5 मोल विलायन की तरह व्यवहार करता प्रतीत होता है। इस प्रकार, एसिटिक एसिड डाइमरीकरण के लिए, =1/2i=1/2 है।

    अनुप्रयोग: विलायनों के मोलर द्रव्यमान का सटीक निर्धारण करने के लिए, विशेषकर जैवरासायनिक और औद्योगिक प्रक्रियाओं में जहां विलायक का व्यवहार प्रणाली के गुणों पर महत्वपूर्ण प्रभाव डालता है, असामान्य मोलर द्रव्यमानों की समझ महत्वपूर्ण है।

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