States of Matter: Gases and Liquids

रसायन विज्ञान विज्ञान की वह शाखा है जो द्रव्य के संघटन, संरचना, गुणधर्मों तथा रासायनिक परिवर्तनों का अध्ययन करती है। द्रव्य की भौतिक अवस्था के आधार पर इसे ठोस (Solid), द्रव (Liquid) तथा गैस (Gas) में वर्गीकृत किया जाता है। रासायनिक संघटन के आधार पर द्रव्य को शुद्ध पदार्थों और मिश्रणों में विभाजित किया जाता है।

• शुद्ध पदार्थ (Pure Substances): जिनका संघटन सर्वत्र एक समान और निश्चित होता है।
  • तत्व (Elements): एक ही प्रकार के परमाणुओं से बने पदार्थ, जिन्हें साधारण भौतिक या रासायनिक विधियों द्वारा सरल पदार्थों में विभाजित नहीं किया जा सकता (जैसे: सोना, लोहा, हाइड्रोजन, ऑक्सीजन)।
  • यौगिक (Compounds): दो या दो से अधिक तत्व जब एक निश्चित द्रव्यमान अनुपात में रासायनिक रूप से संयुक्त होते हैं (जैसे: जल $H_2O$, ग्लूकोज $C_6H_{12}O_6$)।
• मिश्रण (Mixtures): दो या दो से अधिक पदार्थ जब किसी भी अनुपात में बिना रासायनिक क्रिया के मिलते हैं।
  • समांगी मिश्रण (Homogeneous Mixture): जिसके सभी घटकों का वितरण संपूर्ण मिश्रण में एक समान होता है (जैसे: चीनी का जल में विलयन, वायु)।
  • विषमांगी मिश्रण (Heterogeneous Mixture): जिसका संघटन संपूर्ण मिश्रण में एक समान नहीं होता (जैसे: रेत और नमक का मिश्रण, धुआँ)।

किसी भी वैज्ञानिक मापन में यथार्थता को सही रूप से व्यक्त करने के लिए सार्थक अंकों के निम्नलिखित नियम लागू होते हैं:

• नियम 1: सभी गैर-शून्य अंक सार्थक होते हैं (उदा. $285\text{ cm}$ में 3 सार्थक अंक हैं)।
• नियम 2: दो गैर-शून्य अंकों के बीच स्थित सभी शून्य सार्थक होते हैं (उदा. $2.005\text{ g}$ में 4 सार्थक अंक हैं)।
• नियम 3: पहले गैर-शून्य अंक के बाईं ओर स्थित आरंभिक शून्य कभी सार्थक नहीं होते; वे केवल दशमलव की स्थिति दर्शाते हैं (उदा. $0.03$ में 1 तथा $0.0052$ में 2 सार्थक अंक हैं)।
• नियम 4: दशमलव बिंदु के दाईं ओर स्थित अंतस्थ शून्य सार्थक होते हैं (उदा. $0.200\text{ g}$ में 3 तथा $100.0$ में 4 सार्थक अंक हैं)।
• नियम 5: बिना दशमलव वाली संख्याओं के अंतस्थ शून्य सामान्यतः सार्थक नहीं होते (उदा. $100$ में 1, 2 या 3 सार्थक अंक हो सकते हैं)। वैज्ञानिक संकेतन इस संशय को दूर करता है: $1 \times 10^2$ (1 सार्थक अंक), $1.0 \times 10^2$ (2 सार्थक अंक), $1.00 \times 10^2$ (3 सार्थक अंक)।
• नियम 6: वस्तुओं की यथार्थ गिनती में सार्थक अंकों की संख्या अनंत (Infinite) होती है (उदा. 20 गेंदें $= 20.000...$)।

रासायनिक अभिक्रियाओं में तत्वों के परस्पर संयोग से यौगिकों के निर्माण को नियंत्रित करने वाले पाँच मूलभूत नियम रासायनिक संयोजन के नियम कहलाते हैं।

किसी भी भौतिक या रासायनिक परिवर्तन में द्रव्यमान न तो उत्पन्न किया जा सकता है और न ही नष्ट; निकाय का कुल द्रव्यमान सदैव संरक्षित रहता है।

उदाहरण: $100\text{ g } CaCO_3$ को गर्म करने पर $56\text{ g } CaO$ तथा $44\text{ g } CO_2$ प्राप्त होते हैं। अभिकारक ($100\text{ g}$) = उत्पाद ($56 + 44 = 100\text{ g}$)।

किसी भी शुद्ध रासायनिक यौगिक में उपस्थित तत्व द्रव्यमान के अनुसार सदैव एक निश्चित और अपरिवर्तनीय अनुपात में संयुक्त रहते हैं, चाहे वह यौगिक किसी भी स्रोत से प्राप्त किया गया हो अथवा किसी भी विधि से निर्मित किया गया हो।

उदाहरण: शुद्ध जल ($H_2O$) चाहे वर्षा का हो, नदी का हो या प्रयोगशाला में बनाया गया हो, उसमें हाइड्रोजन और ऑक्सीजन के द्रव्यमान का अनुपात सदैव $1:8$ ($2\text{ g } H : 16\text{ g } O$) होता है।

जब दो तत्व परस्पर संयोग करके एक से अधिक यौगिक बनाते हैं, तो एक तत्व के निश्चित द्रव्यमान से संयोग करने वाले दूसरे तत्व के भिन्न-भिन्न द्रव्यमान परस्पर सरल पूर्णांक अनुपात में होते हैं।

उदाहरण: कार्बन और ऑक्सीजन मिलकर दो यौगिक बनाते हैं—कार्बन मोनोऑक्साइड ($CO$) तथा कार्बन डाइऑक्साइड ($CO_2$)।

• $CO$ में: 12 ग्राम कार्बन से 16 ग्राम ऑक्सीजन संयुक्त होती है।
• $CO_2$ में: 12 ग्राम कार्बन से 32 ग्राम ऑक्सीजन संयुक्त होती है।
• 12 ग्राम कार्बन से संयुक्त ऑक्सीजन के द्रव्यमानों का अनुपात $= 16 : 32 = 1 : 2$, जो एक सरल पूर्णांक अनुपात है।

जब दो भिन्न तत्व पृथक रूप से किसी तीसरे तत्व के एक निश्चित द्रव्यमान से संयोग करते हैं, तो उनके द्रव्यमानों का अनुपात वही होता है या उसका सरल गुणक/उपगुणक होता है जिस अनुपात में वे परस्पर संयोग करते हैं।

समान ताप और दाब पर जब गैसें आपस में रासायनिक क्रिया करती हैं, तो उनके आयतन परस्पर सरल अनुपात में होते हैं, और यदि उत्पाद भी गैस हो, तो उसका आयतन भी अभिकारक गैसों के आयतन के साथ सरल अनुपात में होता है।

उदाहरण: $H_2(g) + Cl_2(g) \rightarrow 2 HCl(g)$। 1 आयतन $H_2$ + 1 आयतन $Cl_2$ मिलकर 2 आयतन $HCl$ गैस बनाते हैं। आयतनों का अनुपात $1 : 1 : 2$ है।

जॉन डाल्टन ने 1808 में अपना ऐतिहासिक परमाणु सिद्धांत प्रस्तुत किया:

• मुख्य अभिगृहीत: द्रव्य अति सूक्ष्म अविभाज्य कणों से बना है जिन्हें परमाणु कहते हैं; एक ही तत्व के सभी परमाणु आकार, द्रव्यमान व गुणों में समान होते हैं; भिन्न तत्वों के परमाणु भिन्न होते हैं; रासायनिक क्रिया में परमाणुओं का केवल पुनर्गठन होता है।
• आधुनिक संशोधन: परमाणु अविभाज्य नहीं है (इलेक्ट्रॉन, प्रोटॉन, न्यूट्रॉन में विभाजित); समस्थानिकों (Isotopes) की खोज से सिद्ध हुआ कि एक ही तत्व के परमाणुओं के द्रव्यमान भिन्न हो सकते हैं ($^{35}Cl$ और $^{37}Cl$); संभारिकों (Isobars) के द्रव्यमान समान हो सकते हैं ($^{40}Ar$ और $^{40}Ca$); परमाणु द्रव्यमान ऊर्जा में बदल सकता है ($E = mc^2$)।

कथन: समान ताप और दाब पर सभी गैसों के समान आयतन में अणुओं की संख्या समान होती है।

आवोगाद्रो ने सर्वप्रथम परमाणु (तत्व का सूक्ष्मतम कण जो रासायनिक क्रिया में भाग लेता है) और अणु (पदार्थ का सूक्ष्मतम कण जो स्वतंत्र अवस्था में रह सकता है) के मध्य स्पष्ट विभेद किया। इससे गैसों की परमाणुकता (जैसे हाइड्रोजन की द्विपरमाणुकता, $H_2$) को वैज्ञानिक आधार प्राप्त हुआ।

परमाणुओं और अणुओं का द्रव्यमान अत्यंत सूक्ष्म होता है। अतः इनके मापन के लिए सापेक्ष पैमाने का उपयोग किया जाता है। 1961 में IUPAC द्वारा कार्बन-12 ($^{12}C$) समस्थानिक को मानक आधार स्वीकार किया गया।

कार्बन-12 समस्थानिक के एक परमाणु के वास्तविक द्रव्यमान के $1/12$वें भाग को $1\text{ u}$ या $1\text{ amu}$ कहा जाता है:

प्रकृति में अधिकांश तत्व विभिन्न समस्थानिकों के मिश्रण के रूप में पाए जाते हैं। अतः किसी तत्व का परमाणु द्रव्यमान उसकी प्राकृतिक बहुलता के आधार पर भारित औसत होता है:

जहाँ $A_i$ प्रत्येक समस्थानिक का परमाणु द्रव्यमान तथा $x_i$ प्रकृति में उसकी प्रतिशत बहुलता (Percentage Abundance) है।

• आण्विक द्रव्यमान: किसी अणु में उपस्थित सभी परमाणुओं के परमाणु द्रव्यमानों का योग आण्विक द्रव्यमान कहलाता है। जैसे ग्लूकोज ($C_6H_{12}O_6$) का आण्विक द्रव्यमान $= (6 \times 12.01) + (12 \times 1.008) + (6 \times 16.00) = 180.16\text{ u}$।
• सूत्र द्रव्यमान (Formula Mass): आयनिक ठोसों (जैसे $NaCl$) में पृथक अणुओं का अस्तित्व नहीं होता; उनमें धनायन और ऋणायन त्रिविम जालक में व्यवस्थित रहते हैं। अतः आयनिक यौगिकों के लिए आण्विक द्रव्यमान के स्थान पर सूत्र द्रव्यमान का प्रयोग किया जाता है। $NaCl$ का सूत्र द्रव्यमान $= 23.0 + 35.5 = 58.5\text{ u}$।

रसायन विज्ञान में परमाणुओं, अणुओं, आयनों या इलेक्ट्रॉनों जैसे अति सूक्ष्म कणों की गिनती के लिए 'मोल' मात्रक का उपयोग किया जाता है।

परिभाषा: किसी पदार्थ की वह मात्रा जिसमें ठीक उतने ही मूल कण उपस्थित होते हैं जितने कार्बन-12 के ठीक 12 ग्राम ($0.012\text{ kg}$) में परमाणु उपस्थित होते हैं, 1 मोल कहलाती है।

इस मान को आवोगाद्रो स्थिरांक ($N_A$) कहा जाता है:

• मोलर द्रव्यमान ($M$): किसी पदार्थ के 1 मोल का ग्राम में व्यक्त द्रव्यमान मोलर द्रव्यमान (g/mol) कहलाता है। संख्यात्मक रूप से यह परमाणु अथवा आण्विक द्रव्यमान (u) के बराबर होता है।
• मानक ताप व दाब (STP): पारंपरिक STP ($0^\circ\text{C}$ या $273.15\text{ K}$ तथा $1\text{ atm}$ दाब) पर किसी भी आदर्श गैस के 1 मोल का आयतन $22.4\text{ L}$ ($22400\text{ mL}$) होता है। आधुनिक IUPAC मानक ($1\text{ bar}$ दाब) पर यह $22.71\text{ L}$ होता है। बोर्ड परीक्षाओं में सामान्यतः $22.4\text{ L}$ का प्रयोग किया जाता है।

किसी अज्ञात रासायनिक यौगिक की संरचना का निर्धारण करने के लिए उसके गुणात्मक और मात्रात्मक प्रतिशत संघटन का विश्लेषण किया जाता है।

किसी यौगिक के 100 भाग द्रव्यमान में किसी तत्व का जितना द्रव्यमान उपस्थित होता है, उसे उस तत्व का द्रव्यमान प्रतिशत कहते हैं:

उदाहरण: जल में ($H_2O$, $M = 18.02\text{ g/mol}$) हाइड्रोजन का द्रव्यमान $\% = \frac{2 \times 1.008}{18.02} \times 100 = 11.18\%$ तथा ऑक्सीजन का द्रव्यमान $\% = \frac{16.00}{18.02} \times 100 = 88.79\%$।

• मूलानुपाती सूत्र (Empirical Formula): वह रासायनिक सूत्र जो यौगिक के एक अणु में उपस्थित विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के सरलतम पूर्णांक अनुपात को प्रदर्शित करता है। जैसे ग्लूकोज का मूलानुपाती सूत्र $CH_2O$ है।
• आण्विक सूत्र (Molecular Formula): वह वास्तविक रासायनिक सूत्र जो यौगिक के एक अणु में उपस्थित प्रत्येक तत्व के परमाणुओं की वास्तविक संख्या को प्रदर्शित करता है। जैसे ग्लूकोज का आण्विक सूत्र $C_6H_{12}O_6$ है।

जहाँ $n$ एक धन पूर्णांक ($1, 2, 3, \dots$) है। यदि $n = 1$ हो, तो मूलानुपाती सूत्र ही आण्विक सूत्र होता है (जैसे जल $H_2O$, मीथेन $CH_4$)।

समान ताप और दाब पर किसी गैस या वाष्प के निश्चित आयतन के द्रव्यमान तथा हाइड्रोजन गैस के उसी आयतन के द्रव्यमान के अनुपात को वाष्प घनत्व ($VD$) कहते हैं:

आवोगाद्रो परिकल्पना के अनुसार दोनों आयतनों में $N$ अणु उपस्थित होंगे:

अतः किसी भी गैस का आण्विक द्रव्यमान उसके वाष्प घनत्व का दोगुना होता है।

1. प्रत्येक तत्व के प्रतिशत द्रव्यमान को उसके परमाणु द्रव्यमान से विभाजित कर परमाणुओं की सापेक्ष संख्या (मोल) ज्ञात करें।
2. प्राप्त मानों में से जो मान सबसे छोटा हो, उससे सभी मानों को विभाजित करके सरलतम परमाणु अनुपात निकालें।
3. यदि सरल अनुपात भिन्न (fraction) में आए, तो किसी उपयुक्त न्यूनतम पूर्णांक से गुणा करके सभी को पूर्णांक बना लें।
4. संकेतों के पादांक (subscript) में इन पूर्णांकों को लिखकर मूलानुपाती सूत्र प्राप्त करें।

रससमीकरणमिति (Stoichiometry) ग्रीक शब्दों stoicheion (तत्व) और metron (मापना) से मिलकर बना है। यह रासायनिक अभिक्रिया में अभिकारकों और उत्पादों के द्रव्यमानों, मोलों और आयतनों के मात्रात्मक संबंधों का अध्ययन है।

किसी भी गणना से पूर्व रासायनिक समीकरण का संतुलित होना अनिवार्य है। मीथेन के दहन की संतुलित अभिक्रिया:

यह समीकरण हमें चार स्तरों पर जानकारी प्रदान करता है:

• मोल स्तर: 1 मोल $CH_4$ गैस + 2 मोल $O_2$ गैस $\rightarrow$ 1 मोल $CO_2$ गैस + 2 मोल द्रव $H_2O$।
• कण स्तर: 1 अणु $CH_4$ + 2 अणु $O_2$ $\rightarrow$ 1 अणु $CO_2$ + 2 अणु $H_2O$।
• द्रव्यमान स्तर: $16\text{ g } CH_4 + 64\text{ g } O_2 = 80\text{ g}$ अभिकारक $\rightarrow 44\text{ g } CO_2 + 36\text{ g } H_2O = 80\text{ g}$ उत्पाद (द्रव्यमान संरक्षित)।
• आयतन स्तर (STP गैस): $22.4\text{ L } CH_4 + 44.8\text{ L } O_2 \rightarrow 22.4\text{ L } CO_2$ ($H_2O$ द्रव है)।

प्रयोगशाला या उद्योग में अभिकारक सदैव संतुलित समीकरण के सटीक अनुपात में उपलब्ध नहीं होते।

परिभाषा: वह अभिकारक जो रासायनिक अभिक्रिया में सबसे पहले पूर्णतः समाप्त हो जाता है और अभिक्रिया को रोककर बनने वाले उत्पाद की अधिकतम मात्रा को सीमित करता है, सीमांत अभिकर्मक (Limiting Reagent) कहलाता है।

दूसरा अभिकारक जो अभिक्रिया समाप्त होने पर भी शेष बच जाता है, आधिक्य अभिकर्मक (Excess Reagent) कहलाता है।

अभिक्रिया की व्यावहारिक परिस्थितियों में कुछ हानियाँ होने के कारण उत्पाद की वास्तविक मात्रा सैद्धांतिक मात्रा से कम प्राप्त होती है।

• सैद्धांतिक लब्धि (Theoretical Yield): संतुलित समीकरण के अनुसार सीमांत अभिकर्मक के पूर्ण उपभोग से प्राप्त होने वाली उत्पाद की अधिकतम संभावित मात्रा।
• वास्तविक लब्धि (Actual Yield): प्रयोग के पश्चात वास्तव में प्राप्त उत्पाद की तौली गई मात्रा।

अधिकांश रासायनिक अभिक्रियाएँ जलीय अथवा अन्य विलायकों के विलयन में संपन्न कराई जाती हैं। किसी निश्चित विलायक अथवा विलयन में घुले विलेय की मात्रा को विलयन की सांद्रता (Concentration) कहते हैं।

100 ग्राम विलयन में उपस्थित विलेय के ग्रामों की संख्या द्रव्यमान प्रतिशत कहलाती है:

विलयन का द्रव्यमान = विलेय का द्रव्यमान + विलायक का द्रव्यमान। यह ताप से स्वतंत्र होता है।

विलयन में किसी घटक के मोलों की संख्या तथा उपस्थित सभी घटकों के कुल मोलों की संख्या के अनुपात को उस घटक का मोल प्रभाज कहते हैं।

द्विअंगी विलयन में विलेय के मोल $n_B$ तथा विलायक के मोल $n_A$ होने पर:

मोल प्रभाज मात्रकहीन राशि है तथा यह ताप से पूर्णतः स्वतंत्र होता है।

प्रति 1 लीटर ($1000\text{ mL}$) विलयन में घुले विलेय के मोलों की संख्या को मोलरता कहते हैं:

मात्रक: $\text{mol/L}$ अथवा $\text{M}$ (Molar)।

ताप का प्रभाव: ताप बढ़ाने पर द्रव का आयतन ($V$) बढ़ता है। अतः ताप बढ़ने पर मोलरता घटती है ($M \propto 1/V$)।

प्रति 1 किलोग्राम ($1000\text{ g}$) विलायक में घुले विलेय के मोलों की संख्या को मोललता कहते हैं:

मात्रक: $\text{mol/kg}$ अथवा $m$ (molal)।

ताप स्वतंत्रता: चूँकि द्रव्यमान ताप से प्रभावित नहीं होता, अतः मोललता तापमान से पूर्णतः स्वतंत्र होती है। भौतिक रसायन में इसे मोलरता से अधिक विश्वसनीय माना जाता है।

• तनुता समीकरण (Dilution Formula): विलायक मिलाकर विलयन तनु करने पर विलेय के मोल अपरिवर्तित रहते हैं: $$M_1 V_1 = M_2 V_2$$
• विलयनों के मिश्रण की मोलरता: समान विलेय वाले विलयनों को मिलाने पर परिणामी मोलरता: $$M_{\text{mix}} = \frac{M_1 V_1 + M_2 V_2 + \dots}{V_1 + V_2 + \dots}$$