Quando a uma solução é adicionada mais uma quantidade do sal que a originou, passa a existir um equilíbrio entre a fase sólida (sal) e a aquosa (iões do sal):
$$\text{A}_{a}\text{B}_{b}\text{ (s)}\rightleftarrows\text{a A}^{b+}\text{ (aq) + b B}^{a-}\text{ (aq)}$$
A este equilíbrio chama-se equilíbrio de solubilidade, e a constante de equilíbrio passa a ser chamada produto de solubilidade, \(K_{s}\).
O produto de solubilidade é igual ao produto das concentrações dos iões na solução saturada, elevadas aos coeficientes estequiométricos da reação do equilíbrio:
$$K_{s}=[A^{b+}]^a \; [B^{a-}]^b$$
A constante de solubilidade só depende da temperatura.
Constantes de solubilidade com valores baixos são representativas de sais pouco solúveis.
Formação de precipitados
O produto iónico, \(K_{i}\), é o produto das concentrações dos iões presentes numa solução, elevadas aos coeficientes estequiométricos da equação de dissolução.
Comparando o valor de \(K_{i}\) com o valor de \(K_{s}\), se:
\(K_{i}<K_{s}\) - a solução é insaturada, não há formação de precipitado;
\(K_{i}=K_{s}\) - a solução está saturada;
\(K_{i}>K_{s}\) - a solução está sobressaturada, há formação de precipitado do sal até que \(K_{i}=K_{s}\).