Određivanje mogućnosti taloženja slabo rastvorljivog elektrolita u reakciji razmene. Stanje padavina Kako razumjeti da li nastaje talog ili ne

Poznavanje numeričke vrijednosti proizvoda rastvorljivosti omogućava nam da predvidimo da li će se slabo rastvorljivo jedinjenje istaložiti kao rezultat reakcije razmene. Na primjer, da bi nastao precipitat Ag 3 PO 4 kao rezultat reakcije izmjene kada se spoje otopine AgNO 3 i K 3 PO 4

3 Ag + + PO 4 3– ® Ag 3 PO 4 ¯

potrebno je da dobijena otopina bude prezasićena ionima srebra i fosfatnim ionima. Važno je shvatiti da je PR karakteristika vezana za zasićenu otopinu, stoga će doći do precipitacije ako u rezultirajućem rastvoru proizvod koncentracija (PC) jona koji formiraju talog veći je od proizvoda rastvorljivosti (SP) ili, ukratko, stanje padavina: PC > PR.

Primjer 5.2. Odrediti da li će se Ag 3 PO 4 taložiti kada se ulije 1 litar rastvora Na 3 PO 4 koncentracije 5·10–5 mol/l i 1 litar rastvora AgNO 3 koncentracije 2·10–3 mol/l. PR(Ag 3 PO 4) = 1,3·10 –20.

Prilikom rješavanja ovakvih zadataka potrebno je prije svega u početnim rješenjima pronaći broj molova onih jona koji mogu formirati precipitat (u ovom slučaju to su joni Ag+ i PO 4 3–).

U rastvoru Na 3 PO 4: n(Na ​​3 PO 4) = C(Na 3 PO 4)·V rastvor (Na 3 PO 4);

n(Na 3 PO 4) = 5 10 –5 mol/l 1 l = 5 10 –5 mol = n(PO 4 3–).

U rastvoru AgNO 3: n(AgNO 3) = C(AgNO 3)·V rastvor AgNO 3;

n(AgNO 3) = 2·10 –3 mol/l · 1 l = 2·10 –3 mol = n(Ag +).

U rastvoru nastalom nakon mešanja, broj molova jona Ag + i PO 4 3– pre formiranja taloga biće isti kao u originalnim rastvorima, a zapremina rastvora će biti jednaka 2 litre:

V ukupno ≈ V Na 3 PO 4 rastvor + V rastvor AgNO 3 = 1 l + 1 l = 2 l.

C(Ag +) = n(Ag +) / V ukupno = 2·10–3 mol/2 l = 1·10–3 mol/l;

C(PO 4 3–) = n(PO 4 3–) / V ukupno = 5 10 –5 mol / 2 l = 2,5 10 –5 mol/l.

Do stvaranja precipitata dolazi kao rezultat reakcije koja se odvija prema jednadžbi 3 Ag + + PO 4 3– ® Ag 3 PO 4 ¯, dakle proizvod koncentracija (PC) jona Ag + i PO 4 3– u rezultirajućem rješenju treba izračunati pomoću jednadžbe:

PC = C 3 (Ag +) C(PO 4 3–) = (1 10 –3) 3 2,5 10 –5 = 2,5 10 –14.

Pošto je PC = 2,5·10 –14 > PR(Ag 3 PO 4) = 1,3·10 –20, rastvor je prezasićen Ag + i PO 4 3– jonima, pa se formira precipitat Ag 3 PO 4.

Primjer 5.3. Odrediti da li će se formirati talog PbCl 2 kada se sipa 200 ml 0,005 M rastvora Pb(NO 3) 2 i 300 ml 0,01 M rastvora NaCl PR(PbCl 2) = 1,6·10 –5.

Proračun količina Pb 2+ i Cl – jona u originalnim otopinama:

U rastvoru Pb(NO 3) 2: n(Pb(NO 3) 2) = C(Pb(NO 3) 2) · V rastvor (Pb(NO 3) 2);

n(Pb(NO 3) 2) = 0,005 mol/l · 0,2 l = 0,001 mol = n(Pb 2+).

U rastvoru NaCl: n(NaCl) = C(NaCl)·V rastvor NaCl;

n(NaCl) = 0,01 mol/l · 0,3 l = 0,003 mol = n(Cl –).

U rastvoru koji nastaje nakon mešanja, broj molova jona Pb 2+ i Cl – pre formiranja taloga biće isti kao u originalnim rastvorima, a zapremina rastvora će biti jednaka 0,5 litara:

V ukupno ≈ V rastvor Pb(NO 3) 2 + V rastvor NaCl = 0,2 l + 0,3 l = 0,5 l.

Koncentracije jona Ag+ i PO 4 3– u rezultirajućem rastvoru biće sledeće:

C(Pb 2+) = n(Pb 2+) / V ukupno = 0,001 mol / 0,5 l = 0,002 mol/l = 2·10 –3 mol/l;

C(Cl –) = n(Cl –) / V ukupno = 0,003 mol / 0,5 l = 0,006 mol/l = 6·10 –3 mol/l.

Do stvaranja precipitata dolazi kao rezultat reakcije koja se odvija prema jednadžbi Pb 2+ + 2 Cl – ® PbCl 2 ¯, dakle proizvod koncentracija (PC) iona Pb 2+ i Cl – u nastaloj otopini treba izračunati prema jednačini:

PC = C(Pb 2+) C 2 (Cl –) = 2 × 10 –3 × (6 10 –3) 2 = 7,2 10 –8.

Pošto je PC = 7,2 10 –8< ПР(PbCl 2) = 1,6·10 –5 , образовавшийся раствор не насыщен ионами Pb 2+ и Cl – , и осадок PbCl 2 не образуется.

U zadatku br. 7 (tabela 5.2) od učenika se traži da odrede mogućnost taloženja pri miješanju dva rastvora elektrolita.

Talog slabo rastvorljivog elektrolita nastaje kada je, nakon mešanja rastvora reagensa, proizvod molarne koncentracije kationa i aniona veći od PR taloga na datoj temperaturi (IP > PR taloga):

þ [A + ] A·[IN - ] b> PR(A A IN b) – sedimentacija(superzasićeni rastvor, preovladava proces precipitacije, proces rastvaranja je termodinamički nemoguć). Kada se PR malo prekorači, otopina postaje prezasićena, ali se neko vrijeme ne stvara talog.

þ [A + ] A·[IN - ] b= PR(A A IN b) – ne pojavljuje se sediment(zasićeni rastvor, dinamička ravnoteža).

þ [A + ] A·[IN - ] b < ПР(АA IN b) – otapanje sedimenta(nezasićeni rastvor).

Padavine može se smatrati gotovo potpunom ako u otopini ostane takva količina tvari precipitiranih jona koja ne ometa dalje operacije razdvajanja i identifikacije jona. (PR ≠ 0, taloženje nikada nije potpuno).

Za potpunije taloženje otopini se dodaje višak reagensa za taloženje, ali veliki višak taloga uzrokuje otapanje taloga (efekat soli).

Uticaj elektrolita na rastvorljivost sedimenata:

Ø Rastvorljivost slabo rastvorljive supstance u prisustvu drugih elektrolita koji imaju zajedničke jone sa njom je manja od rastvorljivosti u čistoj vodi;

Ø Rastvorljivost slabo rastvorljivog taloga u vodi se povećava kada mu se doda rastvor jakog elektrolita koji ne sadrži zajednički ion sa talogom ( efekat soli).

Efekt soli- ovo je povećanje rastvorljivosti slabo rastvorljivih elektrolita koji su u ravnoteži sa talogom dodavanjem jakih elektrolita koji ne sadrže istoimene ione sa precipitatom.

Rastvorljivost slabo topljivog elektrolita u prisustvu drugog elektrolita koji ne sadrži istoimene ione se povećava, što se objašnjava povećanjem jonske snage otopine i smanjenjem koeficijenta aktivnosti svakog jona.

Za slabo rastvorljiv elektrolit: DR(A A IN b) = [A + ] A· [IN - ] b∙f(A+)∙ f(B -),

Gdje f(A+) i∙ f(B -) – koeficijenti aktivnosti jona.

Budući da je proizvod topljivosti konstantna vrijednost, s povećanjem ionske snage otopine raste koncentracija iona slabo topljivog elektrolita, što dovodi do povećanja topivosti taloga.

Ø Što je manja tendencija precipitata da pređe u rastvor, to je manji proizvod rastvorljivosti i rastvorljivosti odgovarajućeg jedinjenja;

Ø Pravac reakcije izmene između dva elektrolita u rastvoru određen je mogućnošću stvaranja između jona slabo rastvorljivog jedinjenja koje precipitira (što je manja rastvorljivost formiranog slabo rastvorljivog jedinjenja, to se ravnoteža više pomera ka njegovom formiranje).

Uz formiranje precipitata, u kvalitativnoj analizi od velike je važnosti i rastvaranje taloga, koje je obrnuto od procesa formiranja:

CaSO 4(čvrsta sol) ↔ Ca 2+ + SO 4 2-(joni u rastvoru)

Do pomeranja heterogene ravnoteže udesno može doći u sledećim slučajevima:

ü joni u rastvoru vezuju se u drugi, manje rastvorljivi precipitat;

Talog se ne otapa, ali ova operacija omogućava da se u otopini odredi anion ili kation uključen u originalni talog. Jedinjenje koje se tretira mora biti visoko rastvorljivo i potpuno disocirano na jone.

SdC 2 O 4(PR = 2,2·10 -8) + Pb(NO 3) 2 ↔ PbC 2 O 4(PR = 8,3·10 -12) + Sd 2+ + 2NO 3 - ;

ü javlja se reakcija kompleksiranja uz učešće metalnih jona;

ü anjon se transformiše u kiselinu sa niskim stepenom disocijacije;

ü dolazi do redukcije ili oksidacije jona.

Rastvorljivost precipitacije zavisi od:

a Koncentracije vodikovih jona (rastvorljivost precipitacije u kiselinama).

Disocijacija teško rastvorljivog jedinjenja:BaCO 3 « Ba 2+ + CO 3 2-

Prilikom djelovanja na sediment VaCO 3 kiseline (H + joni), ravnoteža između taloga i otopine se pomiče udesno (prema Le Chatelierovom principu) jer se karbonatni ion veže s vodikovim ionima i formira slabu ugljičnu kiselinu:

2H + + CO 3 2- = H 2 CO 3,

Koji se razgrađuje oslobađanjem CO 2; Shodno tome, smanjuje se koncentracija karbonatnih jona CO 3 2-. Kao rezultat, povećava se rastvorljivost taloga BaCO 3.

Učinak kiseline na sediment ovisi o:

· Vrijednosti proizvoda rastvorljivosti slabo rastvorljive soli(što je veći PR soli, veća je rastvorljivost precipitata ove soli);

· Vrijednosti konstante disocijacije formirane slabe kiseline(što je niži K dis. slabe kiseline, to je veća rastvorljivost taloga).

a Temperature

Ako je topljivost tvari u vodi praćena apsorpcijom topline, tada povećanje temperature uzrokuje povećanje topljivosti taloga (Le Chatelierov princip) - taloženje se mora provoditi na hladnoći.

Na primjer, rastvorljivost PbCI 2 na sobnoj temperaturi je 10,9 g/l, a na 100 C – 333,8 g/l.

a Priroda rastvarača

Kada se u vodu dodaju organska otapala, topljivost anorganskih soli u pravilu se smanjuje: topljivost polarnih tvari u polarnim otapalima je veća nego u nepolarnim.

Primjena pravila proizvoda rastvorljivosti u analitičkoj hemiji za:

Ø rješavanje pitanja formiranja i rastvaranja sedimenata;

Ø izračunavanje rastvorljivosti slabo rastvorljivih jedinjenja (broj molova supstance sadržanih u 1 litri zasićene otopine na datoj temperaturi):

S(A A IN b) = , [S] ‑[mol/l]

Ø rješavanje pitanja redoslijeda formiranja i taloženja (djelovanje grupnih reagensa).

Frakcijske padavine je metoda kojom se nekoliko iona uzastopno odvaja pomoću istog taloga, koristeći različite vrijednosti produkta topljivosti formiranih spojeva. U kvalitativnoj analizi koriste se u slučajevima kada se sedimenti razlikuju po izgledu (boji).

esencija: Prvo, taloži se spoj čiji proizvod rastvorljivosti ima manju vrijednost.

Hidroliza soli

Hidroliza- to je metabolička interakcija tvari s vodom, u kojoj se sastavni dijelovi ove tvari kombiniraju sa sastavnim dijelovima vode. Hemijska jedinjenja različitih klasa mogu biti podvrgnuta hidrolizi: soli, masti, ugljikohidrati, proteini.

Suština procesa hidrolize: joni soli vezuju sastojke vode (H + i OH -) i formiraju blago disociran elektrolit. Kao rezultat toga, ravnoteža u reakciji disocijacije vode pomiče se udesno.

Hemijska jednadžba hidrolize	Izraz konstante hidrolize
Hidroliza anjonom (anion slabe kiseline):
CH 3 COONa ↔ Na + + CH 3 COO - CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH - CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH	K g = = = = ; pH > 7, alkalna sredina.
Hidroliza katjonom (slab bazni kation):
NH 4 Cl ↔ NH 4 + + Cl - NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl	K g = = = ; pH< 7, среда кислая.
Hidroliza kationom i anionom (slab bazni kation i anion slabe kiseline):
CH 3 COONH 4 ↔ CH 3 COO - + NH 4 + CH 3 COO - + NH 4 + + HOH ↔ CH 3 COOH + NH 4 + OH Reakcija medija rastvora takvih soli određena je omjerom jačine formiranih slabih elektrolita. Može se približiti neutralnom ako su konstante disocijacije slabe baze i slabe kiseline blizu jedna drugoj.	K g = = K(NH 4 OH) = 1,76·10 -5; K(CH 3 COOH) = 1,74·10 -5. pH ≈ 7.

Značenje hidrolize u prirodi:

ü zbog hidrolize aluminosilikata dolazi do razaranja stijena;

ü osiguravanje blago alkalne reakcije okoliša morske vode.

Značenje hidrolize u svakodnevnom životu: pranje; perem suđe; pranje sapunom; probavni procesi.

Upotreba hidrolize u industriji:

þ oštećenje proizvodne opreme;

þ proizvodnja vrijednih proizvoda od neprehrambenih sirovina (papir, sapun, alkohol, glukoza, proteini, kvasac);

þ prečišćavanje industrijskih otpadnih voda i vode za piće (hidroliza natrijum karbonata, natrijum fosfat se koristi za prečišćavanje vode i smanjenje njene tvrdoće);

þ priprema tkanine za bojenje;

þ dodavanje kreča u tlo.

Upotreba hidrolize u analitičkoj hemiji:

a kao karakteristične reakcije otvaranja Fe 3+, Sb 3+, Br 3+ kationa i anjona CH 3 COO -, SiO 3 2-,

a za odvajanje Cr 3+ i Al 3+ - jona;

a za regulaciju pH i pH rastvora (dodavanje NH 4 +, CH 3 COO -).

U praksi kvalitativne analize najčešće se bavimo hidrolizom soli i soli sličnih spojeva.

Načini poboljšanja hidrolize:

ü razrjeđivanje otopina;

ü povećanje temperature;

ü uklanjanje produkata hidrolize;

ü dodavanje u otopinu: kationa - jakih kompleksatora i anjona - jakih donora elektronskih parova.

Da bi se poboljšala hidroliza soli formirane od slabog baznog kationa i jakog kiselog aniona, potrebno je dodati bazu za vezanje vodikovih iona koji nastaju procesom hidrolize: NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H +

Kada se doda baza, kiselina će se neutralisati i dinamička ravnoteža će se pomeriti udesno, tj. hidroliza će se povećati. Ako se u otopinu takve soli dodaju kiseline, hidroliza će se usporiti.

Za pojačavanje hidrolize soli koju formiraju anjon slabe kiseline i kation jake baze. Potrebno je vezati slobodne OH - ione koji nastaju procesom hidrolize:

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH - .

Dodatak kiseline dovodi do neutralizacije baze, a dinamička ravnoteža se pomera udesno, tj. hidroliza se povećava. Ako se baza unese u otopinu takve soli, hidroliza će se usporiti.

H + i OH - joni se mogu vezati u kompleksne anjone (HCO 3 -, HPO 4 2-) ili u neutralne molekule slabih kiselina (H 2 CO 3, CH 3 COOH, H 3 VO 3) dodavanjem drugih elektrolita.

Produkt rastvorljivosti je jedna od glavnih karakteristika taloga. Koristeći ovu karakteristiku, možete promijeniti rastvorljivost precipitata, izračunati optimalne uslove taloženja i predvidjeti koje se reakcije taloženja najbolje koriste za određivanje koji joni.

Iz jednačine (3.1.) slijede uslovi za nastanak taloga u otopini:

Talog slabo rastvorljivog elektrolita nastaje samo kada proizvod koncentracija njegovih jona (P) u rastvoru prelazi vrednost proizvoda rastvorljivosti ovog jedinjenja, one. kada rastvor postane prezasićen u odnosu na dato slabo rastvorljivo jedinjenje. Talog se ne odvaja od nezasićenog rastvora, čvrsta faza se rastvara.

PRIMJER 3.6 Odredite da li se precipitat PbCO 3 formira kada se pomiješa 400 ml 0,001 M Pb(NO) 2 i 100 ml 0,01 M K 2 CO 3 .

Rješenje: Nađimo molarne koncentracije tvari u trenutku miješanja koristeći formulu:

Koncentracije jona koji formiraju talog jednake su:

cm 2 (Pb(NO) 2), jer nakon disocijacije, iz 1 mola soli nastaje 1 mol olovnih jona.

[CO 3 2- ]= cm 2 (K 2 CO 3), jer nakon disocijacije, iz 1 mola CO 3 2- jona nastaje 1 mol soli.

Otuda PR = ·[CO 3 2- ]= 0,0008·0,002=1,6·10 -5.

Dobijena vrijednost je veća od PRPbCO 3 = 7,5·10 -14, stoga je otopina prezasićena u odnosu na olovo karbonat i formira se talog.

PRIMJER 3.7 U kom omjeru koncentracija Ba 2+ i Pb 2+ jona će se njihovi karbonati istovremeno taložiti kada se uvedu joni CO 3 2-? PRBaCO 3 =7∙10 -9, PRRbCO 3 =1,5∙10 -13.

Rješenje: Koncentraciju uvedenih karbonatnih iona označavamo sa CCO 3 2-, a zatim:

Dakle, barijum i olovni karbonati će se istovremeno istaložiti iz rastvora ako je CBa 2+ >CPb 2+ za faktor 46,700. Ako je omjer CBa 2+ / CPb 2+ >46700, tada će se BaCO 3 prvi taložiti iz otopine sve dok omjer CBa 2+ / CPb 2+ ne bude jednak 46700. I tek nakon toga će početi istovremeno taloženje. Ako je omjer koncentracija barija i iona olova manji od 46700, tada će se olovni karbonat prvi početi taložiti. Taloženje olovnog karbonata će se nastaviti sve dok odnos SBa 2+ / CPb 2+ ne dostigne vrednost pri kojoj će BaCO 3 i PbCO 3 istovremeno taložiti.

Stvaranje optimalnih uslova za taloženje tokom kvantitativnih određivanja čak je važnije nego tokom kvalitativne analize, jer je svaki gubitak supstance ovde potpuno neprihvatljiv. Stoga se na ovome treba zadržati - detaljnije.

Prije svega, razmotrimo proces formiranja padavina. Ovaj proces je nesumnjivo složeniji nego što bi se očekivalo iz jednačine reakcije. Dakle, sudeći po jednačini

Ba 2+ + SO4 2- - BaSO4

moglo bi se pomisliti da je za stvaranje barijum sulfata potrebno da se u rastvoru sretnu samo dva jona: Ba2+ i SO2T. Ali to, naravno, nije istina.

Precipitat BaSO4 taloži se u obliku kristala, a kristalna rešetka se ne može izgraditi od dva jona. Proces formiranja čvrste faze u rastvoru je veoma složen.

Gotovo uvijek postoji takozvani period indukcije, koji traje od trenutka miješanja otopina reagensa koji sadrže reagirajuće tvari do pojave vidljivog taloga. Period indukcije je različit za različite supstance; na primjer, tokom padavina BaSO* je relativno velika, a tokom taloženja AgCl vrlo kratka.

Prisustvo indukcijskog perioda objašnjava se činjenicom da formiranje sedimenta prolazi kroz nekoliko faza. Na početku se formiraju embrionalni ili primarni kristali. Za njihovo formiranje u svemiru, mora se sastati prilično veliki broj reagujućih jona u određenom omjeru i na određenoj lokaciji. U rastvoru, joni su okruženi hidratantnom ljuskom; kada se formira talog, on se mora uništiti.

Formirani primarni kristali još ne stvaraju međuprostor, tj. formiranje ovih prvih čestica čvrste faze i njihovo spajanje (agregacija) u veće, koje se sastoje od desetina, stotina molekula, još ne izaziva oslobađanje supstance. u sediment. Ova faza formiranja sedimenta odgovara postojanju koloidnih sistema. Tada primarni kristali ili njihovi agregati formiraju veće čestice i talože se. Ovaj proces se može odvijati na dva načina, koji određuju oblik taloga, odnosno formiranje kristalnog ili amorfnog precipitata. U prvom slučaju, kada se u otopinu dodaju dijelovi reagensa za taloženje, ne pojavljuju se novi centri kristalizacije i novi agregati. Otopina ostaje u prezasićenom stanju neko vrijeme.

Postepenim uvođenjem precipitanta, oslobađanje tvari iz prezasićene otopine događa se uglavnom na površini prethodno formiranih kristala sjemena, koji postupno rastu, tako da se na kraju dobije kristalni talog koji se sastoji od relativno malog broja relativno veliki kristali.

Taloženje obično nastaje na ovaj način kada rastvorljivost taloga nije preniska, posebno ako se poduzmu mjere za njeno povećanje zagrijavanjem ili dodavanjem određenih reagenasa, poput kiselina.

U suprotnom dolazi do procesa stvaranja amorfnih sedimenata. U ovom slučaju, dodavanje svakog dijela taložnika uzrokuje brzo pojavljivanje u tekućini ogromnog broja sićušnih kristala sjemena, koji rastu ne kao rezultat taloženja odgovarajuće tvari na njihovoj površini, već kao rezultat njihovo spajanje u veće agregate, koji se pod utjecajem gravitacije talože na dno posude. Drugim riječima, dolazi do koagulacije prvobitno formirane koloidne otopine.

Budući da je veza između pojedinačnih kristala sjemena u nastalim agregatima relativno slaba, ovi agregati se mogu ponovo raspasti i formirati koloidnu otopinu.

Kao što se može vidjeti iz navedenog, nazivati ​​ove sedimente amorfnim nije sasvim ispravno. Bilo bi ispravnije nazvati ih "kriptokristalnim", jer se formiraju od kristala, iako sićušnih. Zaista, prisustvo kristalne rešetke u amorfnim sedimentima može se u većini slučajeva dokazati eksperimentalno ispitivanjem pomoću rendgenskih zraka, a ponekad i pod mikroskopom.

Oblik oslobođenog precipitata ovisi o individualnim svojstvima tvari. Na primjer, polarne, relativno dobro rastvorljive supstance (BaSO4, AgCl, PbSO4, itd.) talože se u kristalnom stanju.

Ali ovaj ili onaj oblik sedimenta nije povezan samo s individualnim svojstvima tvari, već ovisi i o uvjetima taloženja. Na primjer, tokom taloženja iz razrijeđenih vodenih otopina, BaSO4 precipitira kao kristalni precipitat. Ako se, međutim, istaloži iz mješavine vode sa 30-60% alkohola, što uvelike smanjuje topljivost barij sulfata, tada nastaje koloidni rastvor ili amorfni talog. S druge strane, taloženjem sulfida u prisustvu piridina C5H5N, neki od njih se dobijaju u obliku kristala.To se može posmatrati eksperimentalno

dokazano da se bilo koja tvar može dobiti iu obliku kristalnog i amorfnog taloga. Međutim, formiranje jednog od ovih oblika obično je povezano sa stvaranjem uslova koji su neprihvatljivi za kvantitativna određivanja. Stoga, ovisno o individualnim svojstvima dobivenih spojeva, neki od njih se dobijaju tokom analize u obliku kristala, drugi - u obliku amorfnih taloga. Zadatak analitičara je da stvori uslove pod kojima bi talog koji ispadne bio što čistiji i pogodniji za dalju obradu, odnosno za odvajanje filtriranjem i pranjem.

U zaključku treba reći da ako se svježe istaloženi sediment ostavi neko vrijeme ispod matične tekućine, talog prolazi kroz niz promjena koje se nazivaju „starenjem“ sedimenta.

Optimalni uslovi za taloženje i starenje su veoma različiti u slučaju stvaranja amorfnih i kristalnih taloga.