(oplosbaarheid) is een homogene gasvormige, vloeibare of vaste phase, die uit twee of meer componenten in wisselende verhouding bestaat. Gassen zijn in alle verhoudingen mengbaar, bij vloeistoffen komt naast onbeperkte mengbaarheid (water -alkohol) ook beperkte mengbaarheid (water -aether, water - koolwaterstoffen) voor.
Bij vaste stoffen treedt wederzijdse oplosbaarheid alleen op wanneer de deeltjes van de componenten naar aard en grootte in belangrijke mate overeenkomen (mengkristal). Verder zijn er oplossingen van gassen in vloeistoffen en in vaste stoffen en van vaste stoffen in vloeistoffen; het laatste geval is wel het belangrijkste. De component, die in overmaat aanwezig is, resp. in het laatste geval de vloeibare component, noemen we het oplosmiddel, de andere de opgeloste stof. Indien er evenwicht is tussen twee phasen, bijv. vaste stof en oplossing, spreken we van een verzadigde oplossing. De oplosbaarheid, de concentratie van deze verzadigde oplossing, wordt op verschillende wijzen aangegeven, nl. zowel in grammen stof per 100 ml oplosmiddel als in grammen stof per 100 g oplossing. Bij de oplosbaarheid van gassen in vloeistoffen kent men zowel de Bunsen (absorptie-) coëfficiënt a, het volume gas (bij 0 gr. C. en 760 mm), dat oplost in één volume vloeistof bij een partiaaldruk van het gas van 760 mm (a', bij totaaldruk 760 mm) alsook de oplosbaarheid q, het aantal grammen gas opgelost in 100 g oplosmiddel bij een totaaldruk van 760 mm.
Het oplossen gaat gepaard met een warmte-effect, de oploswarmte. Bij het oplossen van zouten in water wordt meestal warmte opgenomen. Aldus neemtvolgens het principe van Van ’t HoffLe Chatelier ook meestal de oplosbaarheid toe met stijgende temperatuur. Slechts in enkele gevallen, zoals bij gips en watervrij natriumsulfaat, treedt het omgekeerde geval op.
Bij het oplossen treedt echter steeds een belangrijke winst aan entropie op, zodat, ondanks dat, zoals gezegd, in het algemeen de energie toeneemt, toch de vrije energie (F=U—TS, thermodynamica) afneemt. Voor de oplosbaarheid als functie van de temperatuur geldt bij benadering de vergelijking van Van ’t Hoff: 10g x = waarin x de mol. fractie is van de opgeloste stof, Q, is de oploswarmte (in het ideale geval gelijk aan de smeltwarmte) en T0 een constante (in het ideale geval gelijk aan de smelttemperatuur). De oplosbaarheid kan zeer aanzienlijk zijn.
Bij de menging van vloeistoffen wordt evenzo warmte opgenomen, ook hier neemt dan bij stijgende temperatuur de wederzijdse oplosbaarheid toe. Bij hogere temperatuur treedt dan vaak algehele mengbaarheid op, deze temperatuur is dan het (bovenste) kritische mengpunt (voorbeeld: phenol - water bij 66 gr. C.).
Het omgekeerde, een onderste kritisch mengpunt, waar beneden algehele mengbaarheid aanwezig is, treedt op bij systemen van water met verschillende aminen. Bij nicotine - water is het ontmenggebied een gesloten figuur.
De theorie van de oplossingen is vnl. aan Van ’t Hoff te danken, door middel van zijn beschouwingen over de osmotische druk (z osmose). Hieruit leidde hij de dampdrukverlaging af en de daarmede samenhangende kookpuntsverhoging (z koken) en vriespuntsdaling (z kryoscopie). Deze theorie is echter slechts van toepassing indien de wisselwerking van de opgeloste moleculen onderling gering is, zoals in verdunde oplossingen; de wisselwerking opgeloste stof-oplosmiddel (z hydratatie) is voor de toepassing geen bezwaar. Voor oplossingen van electrolyten, waar sterke electrische krachten werkzaam zijn tussen de ionen, geldt de theorie van Van ’t Hoff dan ook slechts voor uiterst verdunde oplossingen. Hiervoor treedt de theorie van Debije-Hückel (z Debije-Hückel-theorie) dan in de plaats.
PROP. DR J. A. A. KETELAAR
Lit.: J. A. A. Ketelaar, Physische scheikunde (’s-Gravenhage 1950); A. J. Rutgers, Physische scheikunde I en II (Groningen 1947. 1948).
