ڪيمسٽري ۾ راولٽ جو قانون ڇا آهي؟
ڪيمسٽري ۾، خاص طور تي محلولن ۽ مرکبن جي جسماني خاصيتن جي مطالعي ۾، هڪ اهم تصور آهي جيڪو اڪثر وضاحت ڪرڻ لاءِ استعمال ڪيو ويندو آهي ته ڪنهن مادو جو بخارات جو دٻاءُ ٻئي مادو سان ملائڻ تي ڪيئن بدلجي ٿو. هن تصور کي راؤلٽ جي قانون جي نالي سان سڃاتو وڃي ٿو. هي قانون مختلف روزمره جي واقعن ۽ صنعتي عملن کي سمجهڻ جو بنياد آهي، جهڙوڪ خوشبو ٺاهڻ، شراب صاف ڪرڻ، ۽ آسون جي ڪم ڪندڙ اصول. هي مضمون راؤلٽ جي قانون جي تعريف، ان جي فارمولا، ان جي استعمال جي مثالن، ان جي لاڳو ٿيڻ جي حالتن ۽ ان جي حدن تي بحث ڪندو.
راؤلٽ جي قانون کي سمجهڻ
راؤلٽ جو قانون هڪ اهڙو قانون آهي جيڪو ٻڌائي ٿو ته هڪ مثالي محلول ۾ ڪنهن جزو جو جزوي بخارات جو دٻاءُ محلول ۾ ان جزو جي مول حصي جي متناسب آهي. هي قانون پهريون ڀيرو فرانسيسي ڪيمسٽ، فرانسوا-ميري راؤلٽ، 19 صدي جي آخر ۾ محلول جي خاصيتن جو مطالعو ڪندي پيش ڪيو هو.
سادي لفظن ۾، راؤلٽ جو قانون هن سوال جو جواب ڏيڻ ۾ مدد ڪري ٿو: "جيڪڏهن هڪ محلول کي ٻئي مادي سان ملايو وڃي ٿو، ته محلول جو بخارات جو دٻاءُ ڪيئن بدلجي ٿو؟" جواب: محلول جو بخارات جو دٻاءُ مرکب ۾ موجود محلول جي تناسب جي مطابق گهٽجي ويندو.
راولٽ جي قانون جو فارمولو
ٻن حصن تي مشتمل هڪ مثالي حل لاءِ (مثال طور A ۽ B)، راولٽ جو قانون هن طرح لکي سگهجي ٿو:
\[
پي_اي = ايڪس_اي \ سي ڊاٽ پي_اي^0
\]
ڄاڻ:
– \( P_A \) = محلول ۾ جزو A جو جزوي بخاراتي دٻاءُ
– \( X_A \) = محلول ۾ جزو A جو مول حصو
– \( P_A^0 \) = خالص جزو A جو بخار دٻاءُ (ساڳئي درجه حرارت تي)
جيڪڏهن ڪنهن محلول ۾ ٻہ جزا آهن جيڪي ٻئي غير مستحڪم آهن (آساني سان بخارات بڻجي وڃن ٿا)، ته پوءِ محلول جو ڪُل بخارات جو دٻاءُ هن ريت ظاهر ڪيو ويندو آهي:
\[
پي_{ڪل} = پي_اي + پي_بي = ايڪس_اي \سي ڊاٽ پي_اي^0 + ايڪس_بي \سي ڊاٽ پي_بي^0
\]
اهڙيءَ طرح، محلول جو ڪُل بخاراتي دٻاءُ هر جزو جي جزوي بخاراتي دٻاءُ جو مجموعو آهي.
راولٽ جي قانون ۾ تل جي ڀاڱي جو تصور
مول فريڪشن ڪنهن جزو جي مول جي تعداد ۽ محلول ۾ سڀني جزن جي ڪل مول جي تعداد جو تناسب آهي. فارمولا هي آهي:
\[
ايڪس_اي = \frac{اين_اي}{اين_اي + اين_بي}
\]
ڄاڻ:
– \( n_A \) = جزو A جي مول جو تعداد
– \( n_B \) = جزو B جي مول جو تعداد
مول فريڪشن جو قدر هميشه 0 ۽ 1 جي وچ ۾ هوندو آهي. جيڪڏهن ڪنهن جزو جو مول فريڪشن وڌيڪ هوندو آهي، ته پوءِ محلول جي بخارات جي دٻاءُ ۾ ان جو حصو به وڏو هوندو آهي.
راولٽ جي قانون جي حساب ڪتاب جي مثال
مثال طور، هڪ محلول جز A (سالوينٽ) ۽ B (غير مستحڪم محلول) مان ٺاهيو ويندو آهي. اهو معلوم آهي ته:
– \( X_A = 0{,}7 \)
– \( P_A^0 = 100 \) ايم ايم ايڇ جي
پوءِ محلول ۾ A جو جزوي بخاراتي دٻاءُ آهي:
\[
پي_اي = ايڪس_اي \سي ڊاٽ پي_اي^0 = 0{,}7 \سي ڊاٽ 100 = 70 \ٽيڪسٽ{ ايم ايم ايڇ جي}
\]
ان جو مطلب آهي ته محلول A جو بخاراتي دٻاءُ محلول ۾ ملائڻ کان پوءِ 100 mmHg (جڏهن خالص هجي) کان گهٽجي 70 mmHg ٿي ويندو آهي.
جيڪڏهن B پڻ غير مستحڪم آهي، مثال طور \( X_B = 0{,}3 \) ۽ \( P_B^0 = 50 \) mmHg:
\[
پي_بي = 0{,}3 \سي ڊاٽ 50 = 15 \ٽيڪسٽ{ ايم ايم ايڇ جي}
\]
تنهنڪري محلول جو ڪُل بخاراتي دٻاءُ آهي:
\[
پي_{ڪل} = 70 + 15 = 85 \ٽيڪسٽ{ ايم ايم ايڇ جي}
\]
راولٽ جي قانون ۽ بخار جي دٻاءُ ۾ گهٽتائي جي وچ ۾ تعلق
راؤلٽ جي قانون جي سڀ کان مشهور استعمالن مان هڪ اهو آهي ته جڏهن هڪ غير مستحڪم محلول کي هڪ غير مستحڪم محلول ۾ شامل ڪيو ويندو آهي ته بخار جي دٻاءُ ۾ گهٽتائي کي بيان ڪيو ويندو آهي. ڇاڪاڻ ته غير مستحڪم محلول بخار جي دٻاءُ ۾ حصو نه ٿو وٺي، محلول جو بخار جو دٻاءُ خالص محلول جي ڀيٽ ۾ گهٽ هوندو آهي.
عملي طور تي، جڏهن ڪنهن محلول جي مٿاڇري کي محلول جي ذرڙن سان "ڀريو" ويندو آهي، ته گئس جي مرحلي ۾ فرار ٿي سگهن ٿا، محلول جي ماليڪيولن جو تعداد گهٽجي ويندو آهي. نتيجي طور، بخارات جو دٻاءُ گهٽجي ويندو آهي. هي رجحان محلول جي ڪليگيٽو خاصيتن جو بنياد آهي، جهڙوڪ:
- بخار جي دٻاءُ ۾ گهٽتائي
- اُبلندڙ نقطو بلندي
- منجمد نقطي ڊپريشن
- آسموٽڪ دٻاءُ
راولٽ جي قانون کي لاڳو ڪرڻ لاءِ شرطون (مثالي حل)
سڀئي حل راؤلٽ جي قانون تي مڪمل طور تي عمل نٿا ڪن. هي قانون مثالي حلن تي بهترين لاڳو ٿئي ٿو، يعني اهي حل جيڪي هيٺ ڏنل شرطن کي پورا ڪن ٿا:
1. هڪجهڙن ۽ مختلف ماليڪيولن جي وچ ۾ ڪشش جي قوت تقريبن ساڳي آهي.
مثال طور، A–A، B–B، ۽ A–B جي وچ ۾ قوتون نسبتاً برابر آهن.
2. محلول ۾ موجود جزن جي وچ ۾ ڪو به ڪيميائي رد عمل نه ٿيندو آهي.
3. ملائڻ سان حجم ۾ ڪا خاص تبديلي نه ايندي آهي.
4. مسلسل گرمي پد (بخار جو دٻاءُ گرمي پد تي تمام گهڻو منحصر هوندو آهي، تنهن ڪري حساب ساڳئي درجه حرارت تي ڪيا ويندا آهن).
مثالي حلن جا مثال جيڪي مثالييت تائين پهچن ٿا، عام طور تي ساڳين بناوتن ۽ قطبيت وارن مادن جا مرکب آهن، مثال طور هائيڊرو ڪاربن جا ڪجهه مرکب.
راولٽ جي قانون کان انحراف
عملي طور تي، ڪيترائي حقيقي حل راولٽ جي قانون کان انحراف ڪن ٿا. اهي انحراف ورهايل آهن:
1. مثبت انحراف
اهو تڏهن ٿئي ٿو جڏهن ڪنهن محلول جو ڪُل بخاراتي دٻاءُ راؤلٽ جي قانون جي اڳڪٿي کان وڌيڪ هوندو آهي. ان جو مطلب آهي ته مختلف ماليڪيولن (A–B) جي وچ ۾ رابطي هڪجهڙن ماليڪيولن (A–A يا B–B) جي وچ ۾ رابطي کان ڪمزور هوندا آهن. ماليڪيول وڌيڪ آساني سان بخارات بڻجي ويندا آهن، بخاراتي دٻاءُ وڌائيندا آهن. هڪ عام مثال: ڪجهه مرکبن تي ايٿانول ۽ پاڻي جو مرکب هن رويي کي ظاهر ڪري ٿو ۽ هڪ ايزيوٽروپ ٺاهي سگهي ٿو.
2. منفي انحراف
اهو تڏهن ٿئي ٿو جڏهن ڪُل بخارات جو دٻاءُ راؤلٽ جي قانون جي اڳڪٿي کان گهٽ هوندو آهي. اهو تڏهن ٿئي ٿو جڏهن A-B پرڪشش قوتون مضبوط هونديون آهن، تنهن ڪري ماليڪيول مائع مرحلي ۾ وڌيڪ "برقرار" هوندا آهن ۽ بخارات ٿيڻ جو امڪان گهٽ هوندو آهي. مثال طور، ايسٽون ۽ ڪلوروفارم جو مرکب مضبوط رابطي جي ڪري هڪ منفي انحراف ڏيکاري ٿو (مثال طور، هائيڊروجن بانڊ).
ڊسٽليشن ۽ انڊسٽري ۾ راولٽ جي قانون جو ڪردار
راؤلٽ جو قانون مائع مرکبن کي الڳ ڪرڻ جي عملن جي ڊيزائننگ ۾ اهم آهي، خاص طور تي آسون. آسون اجزاء جي اتار چڙهاؤ ۾ فرق جو فائدو وٺندي آهي. هر جزو جي جزوي بخارات جي دٻاءُ کي سمجهڻ سان، سائنسدان ۽ انجنيئر محلول جي مٿان ٺهيل بخارات جي بناوت جي اڳڪٿي ڪري سگهن ٿا.
حقيقي ايپليڪيشنن ۾ شامل آهن:
- مشروبات ۽ دواسازي جي صنعتن ۾ شراب جي صفائي
- جزوي آسون ذريعي پيٽروليم پروسيسنگ
- خوشبوءِ ۽ ايسنس جي تياري جنهن ۾ غير مستحڪم مادن جو ميلاپ شامل آهي
- وانپ-مائع توازن جي حسابن ۾ ڪيميڪل انجنيئرنگ
راولٽ جي قانون جون حدون
جيتوڻيڪ تمام مفيد آهي، راولٽ جي قانون ۾ ڪيتريون ئي حدون آهن، يعني:
- مضبوط رابطي وارن حلن لاءِ صحيح نه آهي (مثال طور اليڪٽرولائيٽ حل، غالب هائيڊروجن بانڊ سان حل)
- غير مثالي نظامن ۾ تمام گهڻي ڪنسنٽريشن لاءِ مناسب ناهي
- اضافي تصورن کان سواءِ ايزيوٽروپ ٺاهڻ وارن حلن جي رويي جي وضاحت نٿو ڪري سگهجي (مثال طور سرگرمي جي کوٽائي)
ڪيترين ئي صورتن ۾، سائنسدان اڳڪٿين کي وڌيڪ صحيح بڻائڻ لاءِ سرگرمي ڪوئفيشينٽس (حل ٿرموڊائنامڪس ۾) جهڙين سڌارن کي استعمال ڪندا آهن.
نتيجو
راؤلٽ جو قانون حل ڪيمسٽري ۾ هڪ بنيادي اصول آهي جيڪو ٻڌائي ٿو ته هڪ مثالي محلول ۾ ڪنهن جزو جو جزوي بخارات جو دٻاءُ ان جي مول جي حصي جي سڌي طرح متناسب آهي. هي قانون اسان کي بخارات جي دٻاءُ کي گهٽائڻ کي سمجهڻ، مرکب جي ڪل بخارات جي دٻاءُ جي اڳڪٿي ڪرڻ، ۽ مختلف علحدگي جي عملن جهڙوڪ آسون کي بيان ڪرڻ جي اجازت ڏئي ٿو. بهرحال، هي قانون مثالي حلن لاءِ سڀ کان وڌيڪ مناسب آهي ۽ مضبوط يا پيچيده ماليڪيولر رابطي سان حقيقي حلن ۾ انحراف ڪري سگهجي ٿو.
جيڪڏهن توهان چاهيو ٿا، ته مان جونيئر هاءِ/هاءِ اسڪول جي شاگردن لاءِ مضمون جو هڪ آسان نسخو، يا سرگرمي جي کوٽائي ۽ مرحلي جي ڊاگرام جي بحث سان هڪ وڌيڪ گهرو نسخو ٺاهڻ ۾ پڻ مدد ڪري سگهان ٿو.
