Analiza wagowa (inaczej: grawimetryczna) - chemiczna, ilościowa technika analityczna w polegająca na określeniu masy oznaczanej substancji po jej przeprowadzeniu w trudno rozpuszczalny związek chemiczny.

Ilościowe oznaczenie realizuje się poprzez usuwanie oznaczanego składnika z próbki w trakcie ogrzewania lub prażenia, wydzielanie składnika w formie trudno rozpuszczalnego związku lub wydzielanie pierwiastka chemicznego z analizowanej próbki w wyniku reakcji elektrodowej.

Usuwanie oznaczanego składnika z próbki polega na jego ulatnianiu się z analizowanej odważki w podwyższonej temperaturze lub w wyniku przeprowadzonej jednocześnie z ogrzewaniem reakcji chemicznej. W obu przypadkach masę oznaczanego składnika uzyskuje się w dwóch ważeniach. Określa się w ten sposób masę próbki i pozostałość.

Wydzielanie składnika jako trudno rozpuszczalnego związku sprowadza się do jego wytrącenia za pomocą odpowiedniego odczynnika. Osad po odsączeniu, przemyciu i wysuszeniu lub prażeniu, waży się. W wyniku prażenia można go także przeprowadzić w inny związek o dokładnie określonym składzie chemicznym.

Oznaczenia wagowe stosuje się dla tzw. makroskładników, czyli składników występujących w próbce w większych ilościach.

Wymagania stawiane osadom

Osad w analizie wagowej musi być trudno rozpuszczalny w wodzie. Jego rozpuszczalność nie powinna być większa niż 10^-5 mol/l, a ilość składnika pozostającego w roztworze po oddzieleniu osadu nie może przekraczać 0,1-0,2 mg/l. Rozpuszczalność trudno rozpuszczalnych związków obniża się stosując odpowiedni nadmiar odczynnika wytrącającego.

Osad musi mieć stały, ściśle określony skład chemiczny, o znanej procentowej zawartości oznaczanego składnika. Zmiany, jakim ulega osad w trakcie suszenia lub prażenia, powinny przebiegać ilościowo.

Osad zarówno krystaliczny jak i koloidalny, powinien mieć postać umożliwiającą szybkie i łatwe sączenie i przemycie. Postać osadu nie powinna także sprzyjać zanieczyszczeniu składnikami roztworu macierzystego.

Masa cząsteczkowa osadu powinna być duża, a masa oznaczanego składnika powinna stanowić małą jej część. Zmniejsza to błąd podczas ważenia, a ewentualne straty osadu w mniejszym stopniu wpływają na wynik oznaczenia.

Rodzaje osadów

1. Krystaliczne – złożone z cząstek o uporządkowanej budowie sieciowej. Tworzą podczas rozpuszczania roztwory rzeczywiste. Postać osadu zależy od sposobu jego wytrącania:

   • drobnokrystaliczne (np. BaSO₄)

   • grubokrystaliczne (np. MgNH₄PO₄).

2. Koloidalne – złożone z cząstek o nieuporządkowanej budowie sieciowej. Rozpuszczane w wodzie tworzą roztwory koloidalne. Dzieli się je dalej na:

   • serowate (np. AgCl)

   • galaretowate (np. Fe(OH)₃).

3. Liofilowe (hydrofilowe, gdy rozpuszczalnikiem jest woda – trudno koagulują, do ich wytrącania potrzeba większej ilości elektrolitu. Tworzą się wówczas osady galaretowate o bardzo rozwiniętej powierzchni, z dużą ilością mikroporów, trudne do sączenia i przemywania), np. SiO₂*nH₂O.

4. Liofobowe (hydrofobowe) – łatwo koagulują w wyniku czego powstają kłaczkowate osady np. AgCl.

Postać osadu

Podczas wytrącania osadów krystalicznych w roztworze tworzą się liczne zarodki krystalizacji, a powstające z nich kryształy mają różną szybkość narastania. Jeżeli szybkość tworzenia się zarodków krystalizacji jest większa od szybkości narastania kryształów, tworzą się osady drobnokrystaliczne. W przeciwnym wypadku tworzą się osady grubokrystaliczne, bardzo pożądane w analizie wagowej.

Aby uzyskać osad grubokrystaliczny należy przeprowadzić proces tzw. dojrzewania (starzenia) osadu. Polega on na pozostawieniu wytrąconego osadu krystalicznego w roztworze macierzystym w temperaturze pokojowej na okres 1-24h lub utrzymywaniu osadu w roztworze w podwyższonej temperaturze przez około 2h. W tym czasie małe kryształki ulegają rozpuszczeniu, a większe powiększają swoje rozmiary. Następuje rekrystalizacja, polegająca na uporządkowaniu sieci krystalicznej oraz oczyszczeniu z zanieczyszczeń zaadsorbowanych na powierzchni lub zaokludowanych we wnętrzu kryształu.

Procesu starzenia osadów nie zaleca się, gdy może nastąpić wytrącanie następcze oraz w przypadku wytrącania osadów koloidalnych.

Procesy i czynniki towarzyszące wytrącaniu osadów

• iloczyn rozpuszczalności

• współstrącanie

• adsorpcja

• okluzja

• tworzenie kryształów mieszanych

• tworzenie połączeń z innymi jonami

• wytrącanie następcze

Czynniki wpływające na rozpuszczalność osadów

Rozpuszczalność osadów zależy od:

• temperatury,

• siły jonowej roztworu,

• rodzaju rozpuszczalnika,

• wartości pH roztworu,

• obecności jonów wspólnych z osadem,

• hydrolizy jonów na które rozpada się w roztworze rozpuszczona część osadu,

• tworzenia się w roztworze związków kompleksowych.

Układ koloidalny (koloid, układ koloidowy, roztwór koloidalny) – niejednorodna mieszanina, zwykle dwufazowa, tworząca układ dwóch substancji, w którym jedna z substancji jest rozproszona w drugiej. Rozdrobnienie (czyli dyspersja) substancji rozproszonej jest tak duże, że fizycznie mieszanina sprawia wrażenie substancji jednorodnej, jednak nie jest to wymieszanie na poziomie pojedynczych cząsteczek. Układ koloidalny (koloid, układ koloidowy, roztwór koloidalny) – niejednorodna mieszanina, zwykle dwufazowa, tworząca układ dwóch substancji, w którym jedna z substancji jest rozproszona w drugiej. Rozdrobnienie (czyli dyspersja) substancji rozproszonej jest tak duże, że fizycznie mieszanina sprawia wrażenie substancji jednorodnej, jednak nie jest to wymieszanie na poziomie pojedynczych cząsteczek.

Sączenie – rodzaj filtracji z użyciem lejka z papierowym sączkiem lub lejka Buchnera. Przeprowadza się ją zwykle na małą skalę w laboratorium. Czasami do sączenia niewielkich ilości substancji stosuje się też specjalne filtry tworzywowe nakładane bezpośrednio na strzykawkę laboratoryjną.

Sączenie w laboratoriach przeprowadza się zasadniczo w trzech celach:

• aby wyodrębnić z mieszaniny stały produkt, który zostaje na sączku lub lejku w formie osadu, który można potem zeskrobać

• aby pozbyć się z roztworu niepożądanego osadu lub zawiesiny, które stanowią produkt uboczny reakcji

• aby wyodrębnić, wysuszyć i odważyć osad w ramach prowadzenia chemicznej analizy ilościowej metodą wagową

Inną metodą rozdzielania cieczy i ciał stałych jest dekantacja.

Dekantacja – zlewanie cieczy znad osadu, który zalega na jego dnie. Jest to czynność laboratoryjna, gospodarcza lub przemysłowa wykonywana podczas procesu złączenia cieczy i ciał stałych.

Dekantacja wykonywana jest dla skrócenia czasu trwania procesu filtracji fazy stałej w celu jej dalszego wykorzystania, lub też odwrotnie – dla wstępnego oczyszczenia fazy ciekłej.

Czynności dekantacji dokonuje się na mieszaninie odstanej, poprzez ostrożne pochylanie naczynia tak, aby nadmiar cieczy wypływał jak najspokojniej, a ciecz, która jeszcze nie wypłynęła, wykonywała w naczyniu jak najmniejszy ruch. Można też ostrożnie wysysać ciecz znad osadu przy pomocy rurki.

Roztwór właściwy - zwany też roztworem rzeczywistym to układ, w którym cząstki substancji rozproszonej mają rozmiary mniejsze od 1 nm (nanometr- 10^-9 m)

Pojęcie to zostało wprowadzone aby rozróżnić "prawdziwe" roztwory od roztworów koloidalnych (takich jak zoli, emulsji, pian itp). Jeśli w roztworze nie występują cząstki większe niż 1 nm to zazwyczaj świadczy to o tym, że mają one rozmiary zbliżone do pojedynczych cząsteczek danego związku chemicznego.

Definicja ta jest poprawna dla związków chemicznych o niezbyt wysokiej masie cząsteczkowej. W przypadku polimerów, mówimy o występowaniu roztworów właściwych w przypadku gdy w mieszaninie pojedyncze cząsteczki polimeru są od siebie dobrze odseparowane tworząc tzw. kłębki statystyczne. Przy bardzo dużej masie cząsteczkowej kłębki te mogą mieć znacznie większe niż 10^-9m rozmiary.

Koagulacja to proces polegający na łączeniu się cząstek fazy rozproszonej koloidu w większe agregaty tworzące fazę ciągłą o nieregularnej strukturze. Istnieje koagulacja odwracalna i nieodwracalna, a także spontaniczna i wymuszona. W wyniku koagulacji może następować zjawisko żelowania, tworzenia się past i materiałów stałych, sedymentacji lub pokrywania powierzchni mieszaniny warstwą fazy rozproszonej.

Typowe struktury koagulacyjne to dyspersje polimerów, niektóre rodzaje farb, tworzywa sztuczne, oraz produkty koagulacji białek, takie jak np. jogurt. Koagulacja białka występuje na skutek zniszczenia jego trzeciorzędowej struktury, prowadzącego do łączenia się rozpuszczalnych w wodzie białek w nierozpuszczalne strzępki i całkowitej utraty ich aktywności biologicznej. Koagulacja białek może następować pod wpływem temperatury lub czynników chemicznych.

W procesie oczyszczania ścieków za pomocą koagulacji uzyskiwany jest dość znaczny efekt np. redukcja BZT5 może osiągnąć 85%, a zawiesin do 90%. Z tego względu koagulację określa się jako pośredni stopień między oczyszczaniem mechanicznym a biologicznym. Ujemną stroną tego procesu jest powstawanie dużej ilości osadów, głównie o charakterze nieorganicznym. Koagulacja stosowana jest najczęściej do oczyszczania ścieków przemysłu włókienniczego, garbarskiego, chemicznego i innych, niekiedy jako proces wstępny przed oczyszczaniem biologicznym.

Przyczyny i mechanizm koagulacji [edytuj]

Układy koloidalne bywają nietrwałe, bo faza zdyspergowana ma bardzo silnie rozwiniętą powierzchnię, przez co cząstki zdyspergowane dążą do zmniejszenia swej powierzchni właściwej, więc cząstki koloidalne albo krystalizują, albo koagulują.

Łączenie się cząstek fazy rozproszonej zachodzić może pod wpływem dodatku elektrolitów, wszelkich wypełniaczy (bardzo rozdrobnionej fazy stałej), oraz działaniu temperatury lub na skutek reakcji chemicznych zachodzących w mieszaninie, pod wpływem działania czynników zewnętrznych.

Szybkość koagulacji uwarunkowana jest ruchami Browna, których intensywność jest warunkowana przez stężenie cząstek fazy rozproszonej i ich szybkością dyfuzji w cieczy, która z kolei jest silnie zależna od temperatury. Na kinetykę koagulacji wpływ również mają oddziaływania międzycząsteczkowe, które mogą być regulowane składem elektrolitów w układzie.

Istnieją dwa rodzaje trwałości układów koloidalnych – kinetyczna i agregacyjna. Trwałość kinetyczna związana jest z odpornością na koagulację pod wpływem działania siły. Przeciwdziałają jej ruchy Browna. Trwałość agregacyjna związana jest z odpornością układu na tworzenie większych agregatów.

Koloidy swą trwałość zawdzięczają odpychaniu cząstek, którego miarą jest tzw. potencjał dzeta. Gdy potencjał ten maleje, to szybkość koagulacji rośnie. Przy pewnym małym potencjale dzeta, zwanym potencjałem krytycznym, zaczyna się szybka koagulacja. W przypadku elektrolitów potencjał ten nie zależy od jego budowy chemicznej ale od ich ładunku.

Koagulację mogą przyspieszać czynniki zewnętrzne, takie jak mieszanie, działanie ultradźwiękami, wirowanie. Koagulacja powodowana mechanicznymi czynnikami zewnętrznymi jest nazywana koagulacją wspomaganą. Z kolei koagulacja wywołana samymi ruchami Browna to tzw. koagulacja perikinetyczna.

Podczas koagulacji powolnej tylko część zderzeń, wynikających z ruchów Browna cząstek fazy rozproszonej prowadzi do ich łączenia się. W koagulacji szybkiej – wszystkie. Aby utworzyć agregaty, cząstki muszą mieć energię kinetyczną przewyższającą energię wynikającą z negatywnych oddziaływań międzycząsteczkowych.

Koagulacja pod wpływem elektrolitów

Koloidy liofilowe są stabilizowane przez tworzenie otoczek solwatacyjnych wokół rozproszonych cząstek. Działanie elektrolitu polega na rozrywaniu tych otoczek. Dodawanie elektrolitu do koloidu liofilowego to tzw. wysalanie. Wysalanie nie zawsze prowadzi do wytrącania stałych agregatów. Czasami powstają, wskutek koacerwacji, kropelki cieczy.

Reguła Hardy'ego-Schultzego stwierdza, że działanie koagulacyjne jonów posiadających ładunek podwójny jest 80 razy większe niż posiadających tylko jeden ładunek elementarny i ok. 640 razy mniejsze niż jonów z ładunkiem potrójnym.

Z praktycznego punktu widzenia elektrolity koagulujące dzieli się na szeregi. Wyróżnia się:

• Szeregi liotropowe, np:

Li⁺Na⁺<K⁺<NH₄⁺

W szeregu tym Li⁺ ma najsłabsze działanie koagulacyjne, a NH₄⁺ najsilniejsze.

• Szeregi Hofmeistera:, np:

Cl^->Br^->J^-

Koagulacja wzajemna

Koloid liofobowy może być wytrącany przez dodatek innego koloidu liofobowego. Jest to tzw. koagulacja wzajemna. Jeżeli do koloidu liofobowego doda się liofilowego to występuje tzw. działanie ochronne, zapobiegające koagulacji. Wzrasta wówczas odporność układu na dodatek elektrolitu. Jeżeli jednak doda się za mało drugiego koloidu, to zajdzie uczulenie, czyli tzw. sensybilizacja.

Tzw. liczba złota – podaje najmniejszą ilość koloidu ochronnego w miligramach, która zabezpiecza 10 mililitrów 0,1% zolu złota w formaldehydzie. Zol ten posiada zdolność zmiany barwy z czerwonej na fioletową w trakcie jego koagulacji z użyciem 10% roztworu chlorku sodu.

Liczba rubinowa z kolei jest definiowana przez podobne zjawisko zachodzące w 0,01% roztworze wodnym czerwieni Kongo koagulowanej przed chlorek potasu.

Iloczyn rozpuszczalności

Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów (termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi dynamicznej i zależy od temperatury. W zależności od tego, czy reakcja rozpuszczania soli jest egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury, zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Brauna.

Iloczyn rozpuszczalności służy do ilościowego przewidywania wpływu składu roztworu na rozpuszczalność.

Definicja [edytuj]

Dla przykładowej soli M_mX_x ulegającej w roztworze reakcji dysocjacji elektrolitycznej:

M_mX_x ⇌ m M^x+ + x X^m-

Termodynamiczny iloczyn rozpuszczalności jest równy (dla uproszczenia pominięto ładunki jonów):

I_r = (a_M)^m(a_X)^x

gdzie a_M to aktywność jonu M^x+; [M] oznacza stężenie, a f to współczynnik aktywności.

W prostych zastosowaniach używa się definicji stężeniowego iloczynu rozpuszczalności, w której aktywność jonów zastępuje się stężeniem:

I_r = [M^x+]^m[X^m-]^x

gdzie wszystkie wartości w nawiasach kwadratowych to stężenia molowe określonych jonów.

Iloczyn rozpuszczalności, jako iloczyn stężeń jonów w nasyconym roztworze elektrolitu, jest wartością stałą i charakterystyczną dla danej substancji (elektrolitu). Iloczyn stężeń jonów liczony wg powyższego wzoru nie może przekraczać wartości iloczynu rozpuszczalności. Jeżeli iloczyn ten jest mniejszy od wartości granicznej (iloczynu rozpuszczalności), to wówczas cała sól pozostaje w roztworze (nie ma osadu). Jeżeli iloczyn stężeń jonów jest równy wartości granicznej, to mówi się, że roztwór jest nasycony (może, ale nie musi być w kontakcie z osadem). Przekroczenie wartości granicznej iloczynu powoduje strącanie osadu na skutek spontanicznej krystalizacji.

Czasami możliwe jest jednak przekroczenie wartości granicznej iloczynu rozpuszczalności. Sytuacja taka jest możliwa, gdy:

• roztwór jest przesycony na skutek zahamowania wypadania osadu, np. na skutek dużej lepkości lub braku impulsu do rozpoczęcia procesu krystalizacji

• obliczono stężenie formalnie na podstawie całkowitej ilości jonów wprowadzonych do roztworu - w takiej sytuacji część jonów ulegnie wytrąceniu, aż do zrównania iloczynu rzeczywistych stężeń z wartością graniczną I_r

Rozpuszczalność soli [edytuj]

Proste przekształcenie wzoru na iloczyn rozpuszczalności prowadzi do wzoru określającego rozpuszczalność danej soli w czystej wodzie:

gdzie: R_w - to maksymalne stężenie molowe soli.

Rozpuszczalność w roztworze zawierającym inne sole zależy od natury obecnych jonów i cząsteczek.

Jeżeli do roztworu wprowadzimy jony wspólne z daną solą, wówczas rozpuszczalność tej soli ulegnie zmniejszeniu, zgodnie z równaniami:

• dla wspólnego kationu (dodano łatwo rozpuszczalną sól zawierającą jony M w ilości odpowiadającej stężeniu w roztworze C_M):

[mR' + C_M]^m[xR']^x = I_r

• dla wspólnego anionu (dodano łatwo rozpuszczalną sól zawierającą jony X w ilości odpowiadającej stężeniu w roztworze C_X jonu X):

[mR']^m[xR' + C_X]^x = I_r

Skąd otrzymamy zależność:

• 

gdzie R' to rzeczywista rozpuszczalność analizowanej soli po dodaniu jonów wspólnych, zaś R_w to rozpuszczalność przed dodaniem tych jonów - co oznacza, że dodanie jonów wspólnych zawsze powoduje obniżenie rozpuszczalności soli.

Gdy stężenia jonów wspólnych zbliżają się do stężenia granicznego, dla całej soli równania na rozpuszczalność upraszczają się do postaci:

• dla dużego C_M >> R_w:

• dla dużego C_X >> R_w:

Kompleksowanie

Dość częstym zjawiskiem jest tworzenie przez daną parę jonową nie tylko trudno rozpuszczalnych soli ale i łatwo rozpuszczalnych kompleksów. W takiej sytuacji niewielki dodatek jonu wspólnego spowoduje spadek rozpuszczalności, ale zwiększenie stężenia jonu wspólnego doprowadzi do powstawania kompleksu i w rezultacie sumarycznego zwiększenia ilości rozpuszczonego metalu, pomimo tego, że stężenie wolnego jonu metalu będzie mniejsze. Typowe przykłady to np. kompleksy chlorkowe i jodkowe Ag i Pb (sole są trudno rozpuszczalne).

Efekt solny

Jeżeli w roztworze znajdzie się duże stężenie soli obojętnych (nie mających jonów wspólnych z daną solą trudno rozpuszczalną) wówczas na skutek zmiany (zmniejszenia) współczynników aktywności, stężeniowy iloczyn rozpuszczalności wzrośnie, mimo że iloczyn termodynamiczny pozostanie stały. W wyniku tego wzrośnie także rozpuszczalność soli. Zależność tę odzwierciedla analiza rozpuszczalności (R) trudno rozpuszczalnego związku MX:

[M ⁺ ] = [X ⁻ ] = R

W przypadku zwiększenia się siły jonowej (mocy jonowej) roztworu, współczynniki aktywności przyjmują wartości mniejsze od jedności, a więc należy je uwzględnić w obliczeniach.

Hydroliza osadów

Jony, na które dysocjuje w roztworze nasyconym trudno rozpuszczalny związek reagują z wodą z utworzeniem cząsteczek słabo zdysocjowanych zasad lub kwasów. W efekcie stężenie tych jonów maleje i roztwór staje się nienasycony. Zgodnie z definicją iloczynu rozpuszczalności, część osadu musi ulec rozpuszczeniu. Przykładem może być osad fosforanu (V) amonu i magnezu, którego hydrolizę cofa się dodając w nadmiarze roztworu amoniaku.

Wpływ jonów oksoniowych

Jony oksoniowe ([H₃O]⁺) zwiększają rozpuszczalność trudno rozpuszczalnych wodorotlenków oraz soli słabych kwasów. W pierwszym przypadku dodanie do roztworu mocnego kwasu powoduje obniżenie stężenia jonów OH^-, a co za tym idzie, zwiększenie stężenia jonów metalu w roztworze. Konsekwencją tego jest wzrost rozpuszczalności osadu wodorotlenku jako całości.

W przypadku soli słabych kwasów wprowadzone do roztworu jony oksoniowe wiążą aniony reszty kwasowej tworząc cząsteczki słabo zdysocjowanych kwasów. Zmniejsza się w ten sposób stężenie wolnych jonów w roztworze, np.

Ponieważ jest wartością stałą, to obniżeniu się stężenia jonów szczawianowych musi towarzyszyć wzrost stężenia jonów Ca²⁺, czyli zwiększenie rozpuszczalności osadu.

Rozpuszczalność - ilość substancji tworzącej roztwór nasycony w określonej ilości (najczęściej w 100 g) rozpuszczalnika w określonej temperaturze i ciśnieniu. Rozpuszczalność określa się w tych samych jednostkach jak stężenie, podając dodatkowo warunki, dla jakich została ona ustalona (zwykle są to tzw. warunki normalne). Mówiąc inaczej, rozpuszczalność określa, jak dużo danego składnika można rozpuścić w danym rozpuszczalniku w sprecyzowanych warunkach.

Rozpuszczalność nie powinna być mylona z szybkością rozpuszczania. Rozpuszczalność jest pojęciem termodynamicznym (tzn. opisuje stan równowagi), a rozpuszczanie dotyczy kinetyki (tzn. opisuje szybkość procesu). Substancje o wysokiej rozpuszczalności niekoniecznie rozpuszczają się szybko.

W pewnych warunkach może dochodzić do przekroczenia rozpuszczalności danej substancji, prowadząc do powstawania metastabilnych roztworów przesyconych.

Rozpuszczalnik może być cieczą lub ciałem stałym, a substancja rozpuszczona gazem, cieczą, lub ciałem stałym.

Wpływ warunków

Rozpuszczalność substancji zależy od:

• rodzaju substancji rozpuszczanej

• rodzaju rozpuszczalnika

• temperatury

• ciśnienia

• wpływu wspólnego jonu (zobacz iloczyn rozpuszczalności)

• kompleksowania (np. wpływ pH na rozpuszczalność substancji amfoterycznych)

• siły jonowej (zobacz współczynnik aktywności)

• innych czynników (np., wielkość kryształów)

Pojęcie rozpuszczalności odnosi się zwykle do specyficznej fazy. Tak wiec aragonit i kalcyt mają generalnie różną rozpuszczalność, chociaż chemicznie są tą samą substancją (węglan wapnia).

Rozpuszczalniki polarne (np. woda) mają tendencje do lepszego rozpuszczania substancji polarnych lub jonowych (hydrofilowych, zaś niepolarne (np. tłuszcz lub toluen) rozpuszczają lepiej substancje niepolarne (lipofilowe). Często podawane jest to jako reguła "podobne rozpuszcza podobne". Jest to czasem podstawą klasyfikacji substancji (np. podział witamin na rozpuszczalne w wodzie i rozpuszczalne w tłuszczach). Reguła ta jest też podstawą mechanizmu działania detergentów.

Ze wzrostem temperatury, rozpuszczalność najczęściej rośnie dla cieczy i ciał stałych, zaś maleje dla gazów ale znanych jest wiele wyjątków od tej reguły (np. rozpuszczalność siarczanu wapnia w wodzie maleje ze wzrostem temperatury)

Efekt ciśnienia na rozpuszczalność faz skondensowanych (ciecze, ciała stałe) jest stosunkowo niewielki i przeważnie ignorowany w praktyce.

Rząd wielkości

Różne substancje mogą się znacznie różnić rozpuszczalnością. Substancje czasem określane są terminami "nierozpuszczalna", "słabo rozpuszczalna", "dobrze rozpuszczalna", itd. Jednakże takie klasyfikacje mają ograniczoną użyteczność. Na przykład rozpuszczalność 1 g/kg może być uważana w niektórych zastosowaniach za "słabą" (np. w inżynierii procesowej), a w innych za "wysoką" (np. przy opisie procesu korozji lub w chemii środowiska naturalnego). Substancje zupełnie nierozpuszczalne (jeśli w ogóle istnieją) są rzadkie. Współcześnie chemia często zajmuje się rozpuszczalnościami o rzędzie wielkości od 10^-12 kg/kg (ppt) do zupełnej mieszalności z rozpuszczalnikiem.

Gazy

Dla gazów prawo Henry'ego mówi, że rozpuszczalność gazów w cieczach jest proporcjonalna do ciśnienia parcjalnego tego gazu:

gdzie: p – ciśnienie parcjalne gazu (atm), k – stała zależąca od temperatury, rozpuszczalnika i gazu (na przykład dla tlenu w wodzie w temperaturze 25 °C stała k wynosi 769,2 l•atm/mol ), c – stężenie gazu rozpuszczonego w cieczy (mol/l).

Pojęcia rozpuszczalności zwykle nie stosuje się do gazowych rozpuszczalników. Zamiast rozpuszczalności w gazach mówi się zwykle o prężności pary nad fazą ciekłą lub stałą.

Roztwory stałe

Oprócz roztworów ciekłych, znane są też roztwory stałe, tzn. takie, gdzie roztwór jest ciałem stałym. Układy takie maja duże znaczenie praktyczne, gdyż substancje rozpuszczone mogą silnie zmieniać własności fizyczne i chemiczne roztworu stałego. Przykładem tego są silnie zróżnicowane właściwości stopów żelaza (zob. stop żelaza z węglem) i aluminium w zależności od zawartości różnych składników. Roztworami stałymi jest też wiele minerałów.

Współstrącanie (koprecypitacja) jest procesem polegającym na wytrącaniu wraz z osadem oznaczanego makroskładnika związków, które w danych warunkach są rozpuszczalne w roztworze. Współstrącają się te związki, których iloczyny rozpuszczalności nie są przekroczone wskutek ich małego stężenia lub dużej rozpuszczalności.

Podczas współstrącania następuje zanieczyszczenie wytrącanego osadu. Współstrącanie może zachodzić w wyniku adsorpcji, okluzji, tworzenia kryształów mieszanych lub złożonych połączeń z innymi jonami obecnymi w roztworze oraz wytrącania następczego.

Peptyzacja - zjawisko przechodzenia osadu koloidalnego lub żelu w koloid (odwrotność koagulacji). Jest to proces odwracalny, w przeciwieństwie do denaturacji białka.

Zol pod wpływem np. NaCl (chlorku sodu) lub innej soli metalu lekkiego albo cukru poddaje się procesowi koagulacji, natomiast żel rozpuszcza się w wodzie bez katalizatorów.

Żel – szczególny rodzaj układu koloidalnego, będący efektem koagulacji zolu.

Zazwyczaj posiada konsystencję galaretowatą, choć niektóre rodzaje żelu są sztywne. Żel powstaje w momencie, gdy w układzie koloidalnym znajduje się tak dużo cząstek koloidalnych, że stykają się one lub łączą się ze sobą w wielu punktach, tworząc strukturę sieci przestrzennej, która rozprzestrzenia się w całej objętości substancji uniemożliwiając swobodne przemieszczanie się cząsteczek fazy rozpraszającej (cieczy lub gazu). Nazywa się to procesem koagulacji. W przypadku żeli tworzonych przez polimery proces koagulacji może też następować na skutek chemicznej reakcji sieciowania.

Warunkiem niezbędnym dla wytworzenia się żelu jest niemieszalność jego składników (np. liofilowość jednego i hydrofilowość drugiego). Niektóre żele mogą zachowywać sztywność (stabilność kształtu) przy obecności cieczy lub gazu nawet do 99%.

Przykłady żeli:

• galaretka z żelatyny

• silikażel

• żelatyna wybuchowa

• aerożel

• farba drukowa

Zol - układ koloidalny w postaci cząstek koloidalnych rozproszonych w cieczy lub gazie. W praktyce pod tym terminem kryje się większość układów koloidalnych.

Zole, których cząstki koloidalne są rozproszone w gazie, nazywane są gazozolami, natomiast gdy są rozproszone w cieczy, nazywane są czasami liozolami. Zole, z ośrodkiem rozpraszającym w postaci cieczy, których cząstki koloidalne są tak blisko siebie, że układ zachowuje stabilność kształtu, nazywane są żelami.

W węższym znaczeniu tego terminu zolami nazywane są wszystkie układy koloidalne z ciekłą fazą rozpraszającą i stałymi cząstkami koloidalnymi. Faza rozpraszająca nazywana jest wtedy również rozpuszczalnikiem. Zole charakteryzują się dużą lepkością, obniżonym napięciem powierzchniowym, podatnością na wysalanie, brakiem przenikalności przez błony półprzepuszczalne oraz rozpraszaniem światła (efekt Tyndalla).

Wyróżnia się m.in.:

• organozole - gdy rozpuszczalnikiem jest dowolna ciecz organiczna, np.:

  • alkozole - gdy rozpuszczalnikiem jest któryś z alkoholi

  • benzenozole - gdy rozpuszczalnikiem jest benzen

• hydrozole - gdy rozpuszczalnikiem jest woda

Ponadto wyróżnia się:

• zole liofobowe - których cząstki koloidalne utrzymują się w stanie wielkiego rozdrobnienia dzięki utrzymującym się na ich powierzchni jednoimiennym ładunkom elektrycznym,

• zole liofilowe - których cząstki koloidalne mają na swojej powierzchni warstwę zaadsorbowanych cząsteczek cieczy rozpraszającej.

Zole liofobowe są znacznie mniej trwałe od liofilowych, gdyż ładunki elektryczne można zobojętnić dodaniem do cieczy elektrolitu. Występuje wtedy koagulacja cząstek oraz opad osadu. W przypadku zoli liofilowych warstwa zaadsorbowanych cząsteczek cieczy chroni skutecznie cząstki koloidalne przed zlepianiem się w wyniku zderzania cząstek.