De manera general, la solubilidad de los gases aumenta al disminuir la temperatura y aumentar la presión. La relación cuantitativa de la solubilidad de los gases y la presión está dada por la Ley de Henry, que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución.
C= k*P
donde, C es la concentración molar (moles/L) del gas disuelto, P es la presión (atmósferas) del gas sobre la disolución y k, es una constante que depende de la temperatura y del gas en cuestión. En el caso en que hubiera muchos gases disueltos, P sería la presión parcial.
Un ejemplo práctico de la Ley de Henry es la efervescencia que se produce cuando se abre una botella de una bebida gasificada. Antes de sellar la botella con la bebida, se somete a presión con una mezcla de aire y dióxido de carbono saturada con vapor de agua. Debido a la alta presión parcial del dióxido de carbono en la mezcla gaseosa, la cantidad de este gas que se disuelve en la bebida es mucho mayor que la que se disolvería en condiciones atmosféricas normales. Cuando se destapa la botella escapan los gases hasta que la presión de la botella iguala a la presión atmosférica y la cantidad de dióxido de carbono que permanece en la bebida está determinada por la presión parcial atmosférica normal del dióxido, que es 0,0003 amt. El exceso del dióxido de carbono disuelto sale de la disolución, causando la efervescencia.
La mayoría de los gases obedecen la Ley de Henry, pero hay algunas excepciones. Por ejemplo, si el gas disuelto reacciona con el agua, su solubilidad será mayor de la esperada (amoníaco disuelto en agua).