التوازنات الكيميائية وتوازن الذوبانية

تذكر أن تكوين المحلول ينظمه إنتروبيا الخلط ، _خلط ΔS. يتم التعبير عن الطاقة الحرة المرتبطة بالخلط ، _خلط ΔG ، عن طريق استبدال _خلط ΔS في معادلة الطاقة الحرة لجيبس.

نظرا لأن _خلط ΔS مستقل عن التفاعلات بين الجزيئات ، يتم إهمال تغيرات الطاقة المرتبطة بهذه التفاعلات ، وقيمة _خلط ΔH في المعادلة هي 0. وبالتالي ، _{فإن خلط} ΔG يساوي سالب T في _خلط ΔS.

يسمى تغير الطاقة الحرة المرتبط بإذابة المذاب في لتر من المذيب بالطاقة الحرة للمحلول ، _محلول ΔG. رياضيا ، يتم التعبير عنه على أنه مجموع الطاقة الحرة للخلط ، _وخلط ΔG ، والطاقة الحرة للتفاعل ، تفاعل ΔG ، بين الجسيمات المكونة.

إذا لم تتمكن تفاعلات المذيب المذاب من التغلب على تفاعلات المذاب والمذاب والمذيب والمذيب ، فإن _تفاعل ΔG أكبر من 0.

إذا كان _تفاعل ΔG كبيرا بما يكفي ، _{فإن محلول} ΔG أكبر من الصفر. مع زيادة _محلول ΔG ، تقل كمية المذاب التي تذوب في المذيب.

في المقابل ، إذا _{كان تفاعل} ΔG ضئيلا ، فإن _محلول ΔG الكلي يساوي _خلط ΔG ، ويذوب المذاب تماما في المذيب.

ضع في اعتبارك إذابة البنتان في الهكسان. تحل عوامل جذب الهكسان والبنتان في المحلول محل بعض عوامل جذب البنتان والبنتان والهكسان والهكسان في السائل النقي. نظرا لأن كلا الجزيئين من نفس النوع ، فإن _تفاعل ΔG قريب من 0 ، ويهيمن _خلط ΔG ، ويتم تشكيل محلول.

يعتمد تكوين المحلول على التوازن بين _تفاعل ΔG_وخلط ΔG. يمكن أن يتشكل الحل حتى لو كان _تفاعل ΔG موجبا ، بشرط ألا يكون مرتفعا جدا.

باختصار ، يكون تكوين المحلول مناسبا إذا كان _محلول ΔG أقل من 0 ، في حين أنه غير موات إذا كان _محلول ΔG أكبر من 0.