A solubilidade é a medida da quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em uma determinada quantidade de solvente a uma determinada temperatura e pressão. A solubilidade é geralmente medida em molaridade (M) ou moles por litro (mol/L). Um composto é denominado solúvel se dissolver em água.

Quando sais solúveis se dissolvem em água, os iões no sólido separam-se e dispersam-se uniformemente ao longo da solução; este processo representa uma alteração física conhecida como dissociação. O cloreto de potássio (KCl) é um exemplo de sal solúvel. Quando o KCl sólido é adicionado à água, a extremidade positiva (hidrogénio) das moléculas de água polares é atraída para os iões cloreto negativos e a extremidade negativa (oxigénio) da água é atraída para os iões de potássio positivos. As moléculas de água rodeiam os iões individuais K⁺ e Cl⁻, reduzindo as forças fortes que unem os iões e permitindo que estes se desloquem para a solução como iões solvatados. 

Outro exemplo de sal solúvel é o nitrato de prata, AgNO₃, que se dissolve em água na forma de iões Ag⁺ e NO₃^-. O nitrato, NO₃^-, é um ião poliatómico, e em solução, permanece intacto como uma única unidade inteira. Ao contrário dos iões monatómicos (K⁺, Cl^-, Ag⁺), que contêm apenas um átomo, os iões poliatómicos são um grupo de átomos que carregam uma carga (NO₃^-, SO₄^2-, NH₄⁺). Eles permanecem assim em solução e não se dividem em átomos individuais. 

Um composto é denominado insolúvel se não se dissolver em água. No entanto, na realidade, compostos “insolúveis” dissolvem-se até certo ponto, ou seja, a menos de 0,01 M.

No caso de sais insolúveis, as forças interiónicas fortes que ligam os iões no sólido são mais fortes do que as forças ião-dipolo entre iões individuais e moléculas de água. Como resultado, os iões permanecem intactos e não se separam. Assim, a maior parte do composto permanece não dissolvida em água. O cloreto de prata (AgCl) é um exemplo de um sal insolúvel. As moléculas de água não conseguem superar as forças interiónicas fortes que mantêm os  iões Ag⁺ e Cl^- juntos; por conseguinte, o sólido permanece não dissolvido.

Regras de Solubilidade

A solubilidade de compostos iónicos em água depende do tipo de iões (catião e anião) que formam os compostos. Por exemplo, AgNO₃ é solúvel em água, mas AgCl é insolúvel em água. A solubilidade de um sal pode ser prevista seguindo um conjunto de regras empíricas (listadas abaixo), desenvolvidas com base nas observações de muitos compostos iónicos.

i) Compostos que contêm iões de amónio (NH₄⁺) e catiões de metais alcalinos são solúveis
ii) Todos os nitratos e acetatos são sempre solúveis.
iii) Os compostos cloreto, brometo, e iodeto são solúveis, com excepção dos compostos por prata, chumbo, e mercúrio(I)
iv) Todos os sais de sulfato são solúveis, excepto os seus sais com prata, chumbo, mercúrio(I), bário, estrôncio, e cálcio
v) Todos os carbonatos, sulfitos, e fosfatos são insolúveis, excepto os seus sais com catiões de metais alcalinos e amónio.
vi) Os sulfuretos e hidróxidos de todos os sais são insolúveis, com excepção dos seus sais com catiões de metais alcalinos, iões de amónio, e iões de cálcio, estrôncio, e bário.
vii) Todos os compostos que contêm óxidos são insolúveis, excepto os seus compostos com catiões de metais alcalinos, cálcio, e bário.

Este texto é adaptado de OpenStax Chemistry 2e, Section 11.2: Electrolytes.