Γινόμενο διαλυτότητας 🧪

Σε αυτή την ενότητα μελετάμε τις ετερογενείς ισορροπίες που αποκαθίστανται ανάμεσα σε έναν δυσδιάλυτο ηλεκτρολύτη και τα ιόντα του, μέσα σε κορεσμένα διαλύματα. Πρόκειται για ισορροπίες ανάμεσα σε δύο διαφορετικές φάσεις: το αδιάλυτο στερεό και τα διαλυμένα ιόντα.

Σε ποιες ουσίες αναφερόμαστε

Η ενότητα επικεντρώνεται αποκλειστικά σε δυσδιάλυτους ιοντικούς ηλεκτρολύτες (άλατα και υδροξείδια μετάλλων). Δεν αναφερόμαστε:

σε ευδιάλυτες ιοντικές ουσίες (π.χ. $NaCl$ ),
ούτε σε δυσδιάλυτες ομοιοπολικές ενώσεις (π.χ. $H_3BO_3$ ).

Σε αυτά τα διαλύματα, η (μικρή) ποσότητα του στερεού που τελικά διαλύεται βρίσκεται μέσα στο διάλυμα αποκλειστικά σε μορφή ιόντων.

Από την πλήρη διάλυση στην ισορροπία διαλυτότητας

Ας παρακολουθήσουμε τη συμπεριφορά του $AgCl$ όταν προσθέτουμε διαφορετικές ποσότητες σε μεγάλο όγκο νερού, ώστε να κατανοήσουμε πότε σχηματίζεται ισορροπία.

Διάλυμα $\Delta_1$ : 1 mol $AgCl$ σε $10^6$ L $H_2O$ . Ο όγκος του νερού είναι τόσο μεγάλος ώστε διαλύεται όλη η ποσότητα:

AgCl(s) \rightarrow Ag^+(aq) + Cl^-(aq)

Οι συγκεντρώσεις που παράγονται είναι $[Ag^+] = [Cl^-] = 10^{-6}$ M, άρα:

[Ag^+][Cl^-] = 10^{-6} \cdot 10^{-6} = 10^{-12} \ M^2

Διάλυμα $\Delta_2$ : 2 mol $AgCl$ σε $10^6$ L $H_2O$ . Διαλύεται και πάλι όλη η ποσότητα:

[Ag^+][Cl^-] = 2\cdot 10^{-6} \cdot 2\cdot 10^{-6} = 4\cdot 10^{-12} \ M^2

Διαλύματα $\Delta_3$ και $\Delta_4$ : 12 mol και 24 mol $AgCl$ σε $10^6$ L $H_2O$ . Εδώ κάτι αλλάζει: σε κάθε μία από τις δύο περιπτώσεις διαλύονται μόνο 10 mol $AgCl$ , ενώ η υπόλοιπη ποσότητα (2 mol και 14 mol αντίστοιχα) παραμένει αδιάλυτη στον πάτο. Το διάλυμα έχει γίνει κορεσμένο και διαλύεται $10$ mol σε $10^6$ L, δηλαδή $[Ag^+] = [Cl^-] = 10^{-5}$ M:

$AgCl(s) \rightleftharpoons Ag^+(aq) + Cl^-(aq)$	$Ag^+$	$Cl^-$
διαλύονται – παράγονται / M	$10^{-5}$	$10^{-5}$
ισορροπία / M	$10^{-5}$	$10^{-5}$

[Ag^+][Cl^-] = 10^{-5}\cdot 10^{-5} = 10^{-10}

Στις περιπτώσεις αυτές αποκαθίσταται μια δυναμική ετερογενής ισορροπία ανάμεσα στο αδιάλυτο στερεό και τα ιόντα:

AgCl(s) \rightleftharpoons Ag^+(aq) + Cl^-(aq)

Η έννοια της δυναμικής ισορροπίας διαλυτότητας

Η ισορροπία είναι δυναμική: όσα ιόντα $Ag^+$ και $Cl^-$ εγκαταλείπουν το κρυσταλλικό πλέγμα του $AgCl$ σε ορισμένο χρόνο, άλλα τόσα ιόντα $Ag^+$ και $Cl^-$ επιστρέφουν στο πλέγμα στο ίδιο χρονικό διάστημα. Έτσι οι συγκεντρώσεις των ιόντων μένουν σταθερές.

Ορισμός του γινομένου διαλυτότητας

Η σταθερά της παραπάνω ετερογενούς χημικής ισορροπίας ονομάζεται σταθερά γινομένου διαλυτότητας ή απλά γινόμενο διαλυτότητας. Για το $AgCl$ :

K_{sp} = [Ag^+][Cl^-]

Γιατί δεν εμφανίζεται το στερεό

Η συγκέντρωση του στερεού $AgCl$ δεν γράφεται στην έκφραση του $K_{sp}$ . Η συγκέντρωση ενός καθαρού στερεού είναι σταθερή και ανεξάρτητη από την ποσότητά του, γι' αυτό ενσωματώνεται στη σταθερά. Στην έκφραση του $K_{sp}$ εμφανίζονται μόνο οι συγκεντρώσεις των ιόντων.

Συμβολισμός Στις σημειώσεις αυτές χρησιμοποιούμε το σύμβολο $K_{sp}$ (όπου το «sp» προέρχεται από το solubility product).

Πότε ισχύει η σχέση του γινομένου

Το γινόμενο $[Ag^+][Cl^-]$ ισούται με την τιμή $K_{sp}$ μόνο σε κορεσμένο διάλυμα (διαλύματα $\Delta_3$ και $\Delta_4$ , όπου $[Ag^+][Cl^-] = 10^{-10}$ ).

Στα ακόρεστα διαλύματα το γινόμενο είναι μικρότερο από το $K_{sp}$ : στα $\Delta_1$ και $\Delta_2$ βρήκαμε $10^{-12}$ και $4\cdot 10^{-12}$ αντίστοιχα, δηλαδή τιμές μικρότερες του $10^{-10}$ .

Με ανάλογο σκεπτικό, για τη δυσδιάλυτη ένωση $CaF_2$ :

CaF_2(s) \rightleftharpoons Ca^{2+}(aq) + 2F^-(aq)

K_{sp} = [Ca^{2+}][F^-]^2

Γενική μορφή

Για μια δυσδιάλυτη ιοντική ένωση της μορφής $M_xA_y$ :

M_xA_y(s) \rightleftharpoons xM^{y+}(aq) + yA^{x-}(aq)

K_{sp} = [M^{y+}]^x [A^{x-}]^y

Ορισμός — Γινόμενο διαλυτότητας

Σταθερά γινομένου διαλυτότητας (ή απλά γινόμενο διαλυτότητας), $K_{sp}$ , ενός δυσδιάλυτου ηλεκτρολύτη είναι το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ιόντων του (υψωμένων στην κατάλληλη δύναμη, ίση με τον συντελεστή κάθε ιόντος) σε κορεσμένο διάλυμα του ηλεκτρολύτη.

Παρατηρήσεις για το Ksp

Η τιμή του $K_{sp}$ εξαρτάται μόνο από τη φύση της ιοντικής ένωσης και τη θερμοκρασία (όπως όλες οι σταθερές χημικής ισορροπίας).
Η τιμή του $K_{sp}$ μεταβάλλεται με τη θερμοκρασία.
Το $K_{sp}$ αποτελεί μέτρο της διαλυτότητας: για μια ορισμένη θερμοκρασία, όσο μεγαλύτερη η τιμή του $K_{sp}$ , τόσο πιο ευδιάλυτος ο ηλεκτρολύτης.

Διαλυτότητα

Στο παράδειγμα του $AgCl$ είδαμε ότι η συγκέντρωση του κορεσμένου υδατικού διαλύματος ήταν $10^{-5}$ mol/L. Η συγκέντρωση αυτή εκφράζει τη διαλυτότητα του $AgCl$ στο νερό.

Ορισμός — Διαλυτότητα

Διαλυτότητα μιας ουσίας είναι η μέγιστη ποσότητα της ουσίας που μπορεί να διαλυθεί σε ορισμένη ποσότητα διαλύτη, σε ορισμένη θερμοκρασία. Με άλλα λόγια, εκφράζει τη συγκέντρωση του αντίστοιχου κορεσμένου διαλύματος.

Η διαλυτότητα εκφράζεται συνήθως με τους εξής τρόπους:

% κ.ο. — g διαλυμένης ουσίας ανά 100 mL διαλύτη,
% κ.β. — g διαλυμένης ουσίας ανά 100 g διαλύτη,
mol/L — mol διαλυμένης ουσίας ανά 1 L διαλύτη. Συμβολίζουμε τη διαλυτότητα σε mol/L με το γράμμα $s$ και είναι η μορφή που χρησιμοποιούμε στους υπολογισμούς με το $K_{sp}$ .

Πρακτική σύμβαση

Επειδή πρόκειται για δυσδιάλυτες ουσίες (πολύ μικρές ποσότητες διαλύονται), θεωρούμε ότι ο όγκος του διαλύματος ισούται με τον όγκο του διαλύτη και η μάζα του διαλύματος ισούται με τη μάζα του διαλύτη.

Από τι εξαρτάται η διαλυτότητα

1. Από τη φύση του ηλεκτρολύτη και του διαλύτη. Ισχύει ο κανόνας «όμοια ομοίοις διαλύονται»: οι ιοντικές (πολικές) ενώσεις διαλύονται σε πολικούς διαλύτες και οι ομοιοπολικές (μη ή ασθενώς πολικές) σε μη πολικούς διαλύτες. Γι' αυτό το $NaCl$ διαλύεται στο νερό και όχι στη βενζίνη.

2. Από τη θερμοκρασία. Στις περισσότερες περιπτώσεις, η αύξηση της θερμοκρασίας προκαλεί αύξηση της διαλυτότητας και του $K_{sp}$ . Για διάφορα άλατα, η σχέση διαλυτότητας–θερμοκρασίας απεικονίζεται στο Σχήμα 5.19 της ενότητας 5.7 του βιβλίου.

Διαλυτότητα αερίων

Για τα αέρια η συμπεριφορά είναι αντίθετη: η διαλυτότητά τους στα υγρά συνήθως μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και αυξάνει με την αύξηση της πίεσης.

3. Από την επίδραση κοινού ιόντος. Αν σε κορεσμένο διάλυμα δυσδιάλυτου ηλεκτρολύτη προστεθεί άλλος ηλεκτρολύτης που έχει κοινό ιόν, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το αδιάλυτο στερεό (αρχή Le Chatelier), με αποτέλεσμα τη μείωση της διαλυτότητας. Αναλύεται παρακάτω.

Επίδραση κοινού ιόντος στη διαλυτότητα

Αρχή της επίδρασης κοινού ιόντος

Όταν σε κορεσμένο διάλυμα δυσδιάλυτου ηλεκτρολύτη προστεθεί άλλος ευδιάλυτος ηλεκτρολύτης που έχει κοινό ιόν με τον δυσδιάλυτο, η ισορροπία διαλυτότητας μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση του αδιάλυτου στερεού, σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier. Αποτέλεσμα: η διαλυτότητα του δυσδιάλυτου ηλεκτρολύτη ελαττώνεται.

Πρόκειται για ανάλογο φαινόμενο με τη μείωση του βαθμού ιοντισμού ασθενούς ηλεκτρολύτη παρουσία κοινού ιόντος. Για παράδειγμα, στην ισορροπία:

AgCl(s) \rightleftharpoons Ag^+(aq) + Cl^-(aq)

αν προσθέσουμε ευδιάλυτο $AgNO_3$ (που προσφέρει $Ag^+$ ) ή $NaCl$ (που προσφέρει $Cl^-$ ), η ισορροπία μετατοπίζεται αριστερά λόγω της επίδρασης του κοινού ιόντος, και η διαλυτότητα του $AgCl$ μειώνεται.

Σχέση διαλυτότητας $s$ και γινομένου διαλυτότητας $K_{sp}$

Έστω $s$ η διαλυτότητα (σε mol/L) δυσδιάλυτης ιοντικής ένωσης $M_xA_y$ . Σε κορεσμένο διάλυμα, για κάθε $s$ mol/L στερεού που διαλύεται παράγονται $xs$ mol/L ιόντων $M^{y+}$ και $ys$ mol/L ιόντων $A^{x-}$ :

$M_xA_y(s) \rightleftharpoons xM^{y+}(aq) + yA^{x-}(aq)$	$M^{y+}$	$A^{x-}$
διαλύονται – παράγονται / M	$xs$	$ys$
ισορροπία / M	$xs$	$ys$

Επομένως:

K_{sp} = [M^{y+}]^x [A^{x-}]^y = (xs)^x (ys)^y = x^x\, y^y\, s^{x+y}

Βασική σχέση s — Ksp

K_{sp} = x^x\, y^y\, s^{x+y}

Με τη σχέση αυτή υπολογίζουμε τη διαλυτότητα $s$ από την τιμή του $K_{sp}$ και αντίστροφα το $K_{sp}$ από τη διαλυτότητα.

Προσοχή στους συντελεστές

Οι συντελεστές $x$ και $y$ εμφανίζονται τόσο ως βάση (μέσα στην παρένθεση) όσο και ως εκθέτης της κάθε συγκέντρωσης. Για παράδειγμα, για $Ag_2CrO_4$ (δηλαδή $x=2$ , $y=1$ ) είναι $K_{sp} = (2s)^2 \cdot s = 4s^3$ , ενώ για $AgCl$ ( $x=y=1$ ) είναι $K_{sp} = s\cdot s = s^2$ .

Λυμένο παράδειγμα — διαλυτότητα του $Ag_2CrO_4$

Δίνεται $K_{sp}$ του $Ag_2CrO_4$ ίσο με $4\cdot 10^{-12}$ .

α. Διαλυτότητα στο καθαρό $H_2O$ . Έστω $s$ η διαλυτότητα:

Ag_2CrO_4(s) \rightleftharpoons 2Ag^+ + CrO_4^{2-}

όπου παράγονται $[Ag^+] = 2s$ και $[CrO_4^{2-}] = s$ . Άρα:

K_{sp} = [Ag^+]^2[CrO_4^{2-}] = (2s)^2 \cdot s = 4s^3 = 4\cdot 10^{-12}

s = 10^{-4} \ mol/L

β. Διαλυτότητα σε διάλυμα $AgNO_3$ 0,1 M (κοινό ιόν $Ag^+$ ). Το $AgNO_3$ διίσταται πλήρως δίνοντας $[Ag^+] = 0,1$ M. Έστω $s_1$ η νέα διαλυτότητα:

ισορροπία / M	$Ag^+$	$CrO_4^{2-}$
$Ag_2CrO_4(s) \rightleftharpoons 2Ag^+ + CrO_4^{2-}$	$0,1 + 2s_1$	$s_1$

(0,1 + 2s_1)^2 \cdot s_1 = 4\cdot 10^{-12}

Επειδή το $s_1$ είναι πολύ μικρό, κάνουμε την προσέγγιση $0,1 + 2s_1 \approx 0,1$ :

(0,1)^2 \cdot s_1 = 4\cdot 10^{-12} \;\Rightarrow\; s_1 = 4\cdot 10^{-10} \ M

γ. Διαλυτότητα σε διάλυμα $K_2CrO_4$ 0,1 M (κοινό ιόν $CrO_4^{2-}$ ). Το $K_2CrO_4$ διίσταται πλήρως δίνοντας $[CrO_4^{2-}] = 0,1$ M. Έστω $s_2$ :

ισορροπία / M	$Ag^+$	$CrO_4^{2-}$
$Ag_2CrO_4(s) \rightleftharpoons 2Ag^+ + CrO_4^{2-}$	$2s_2$	$0,1 + s_2$

(2s_2)^2 \cdot (0,1 + s_2) = 4\cdot 10^{-12}

Με την προσέγγιση $0,1 + s_2 \approx 0,1$ :

(2s_2)^2 \cdot 0,1 = 4\cdot 10^{-12} \;\Rightarrow\; s_2 = 10^{-5,5} \ M

δ. Σύγκριση. Και στις δύο περιπτώσεις, με την παρουσία κοινού ιόντος ( $Ag^+$ ή $CrO_4^{2-}$ ) η διαλυτότητα του $Ag_2CrO_4$ ελαττώνεται (από $10^{-4}$ M σε $4\cdot 10^{-10}$ M και $10^{-5,5}$ M αντίστοιχα).

Ποιο κοινό ιόν επιδρά περισσότερο;

Η επίδραση του κοινού ιόντος $Ag^+$ είναι μεγαλύτερη από αυτή του $CrO_4^{2-}$ , γιατί στην έκφραση του $K_{sp}$ η $[Ag^+]$ υψώνεται σε μεγαλύτερη δύναμη. Γενικά: μεγαλύτερη επίδραση προκαλεί το κοινό ιόν με τον μεγαλύτερο συντελεστή στην εξίσωση διάστασης.

Πρόβλεψη σχηματισμού ή διάλυσης ιζήματος

Για να σχηματιστεί ίζημα ενός δυσδιάλυτου ηλεκτρολύτη, πρέπει στο διάλυμα να υπάρχουν οι κατάλληλες συγκεντρώσεις ιόντων. Συγκεκριμένα, το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ιόντων (υψωμένων στην κατάλληλη δύναμη) πρέπει να υπερβαίνει την τιμή του $K_{sp}$ .

Ορισμός — Γινόμενο ιόντων Qsp

Το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ιόντων που υπάρχουν μια δεδομένη στιγμή στο διάλυμα (υψωμένων στην κατάλληλη δύναμη) ονομάζεται γινόμενο ιόντων και συμβολίζεται $Q_{sp}$ . Για ηλεκτρολύτη της μορφής $M_xA_y$ :

Q_{sp} = [M^{y+}]^x [A^{x-}]^y

Έχει την ίδια μορφή με το $K_{sp}$ , όμως υπολογίζεται με τις τρέχουσες (στιγμιαίες) συγκεντρώσεις, που δεν είναι απαραίτητα συγκεντρώσεις ισορροπίας.

Το κριτήριο για την πρόβλεψη σχηματισμού ή μη ιζήματος είναι η σύγκριση του $Q_{sp}$ με το $K_{sp}$ :

Κριτήριο σύγκρισης Qsp με Ksp

$Q_{sp} < K_{sp}$ : το διάλυμα είναι ακόρεστο. Δεν σχηματίζεται ίζημα, και αν υπάρχει ήδη ίζημα, αυτό διαλύεται.
$Q_{sp} = K_{sp}$ : το διάλυμα είναι κορεσμένο, χωρίς να σχηματίζεται (επιπλέον) ίζημα.
$Q_{sp} > K_{sp}$ : σχηματίζεται ίζημα (καταβύθιση), μέχρι το $Q_{sp}$ να μειωθεί σε $Q_{sp}' = K_{sp}$ .

Διαισθητικά: όταν οι συγκεντρώσεις των ιόντων είναι «πάρα πολλές» για το διάλυμα ( $Q_{sp} > K_{sp}$ ), η περίσσεια ιόντων ενώνεται σε στερεό μέχρι να αποκατασταθεί η ισορροπία. Όταν είναι «πολύ λίγες» ( $Q_{sp} < K_{sp}$ ), υπάρχει περιθώριο να διαλυθεί κι άλλο στερεό. Η εικόνα αυτή απεικονίζεται στο Σχήμα 5.20 της ενότητας 5.7 (καταβύθιση / ισορροπία / διάλυση), ενώ τα Σχήματα 5.21 και 5.22 δείχνουν τον σχηματισμό ιζήματος $AgCl$ και $PbI_2$ κατά την ανάμιξη κατάλληλων διαλυμάτων.

Λυμένο παράδειγμα — μέγιστη και ελάχιστη $[OH^-]$

Σε διάλυμα $MgCl_2$ 0,01 M προσθέτουμε καθαρό $NaOH$ (χωρίς μεταβολή του όγκου). Δίνεται $K_{sp}$ του $Mg(OH)_2$ ίσο με $9\cdot 10^{-12}$ . Μετά την πλήρη διάσταση: $[Mg^{2+}] = 0,01$ M και έστω $[OH^-] = x$ M.

α. Μέγιστη $[OH^-]$ ώστε να ΜΗΝ σχηματιστεί ίζημα. Πρέπει $Q_{sp} \le K_{sp}$ :

[Mg^{2+}][OH^-]^2 \le K_{sp} \;\Rightarrow\; 0,01 \cdot x^2 \le 9\cdot 10^{-12} \;\Rightarrow\; x \le 3\cdot 10^{-5}

[OH^-]_{max} = 3\cdot 10^{-5} \ M

β. Ελάχιστη $[OH^-]$ ώστε να καταβυθιστεί $Mg(OH)_2$ . Πρέπει $Q_{sp} > K_{sp}$ :

0,01 \cdot x^2 > 9\cdot 10^{-12} \;\Rightarrow\; x > 3\cdot 10^{-5}

Δηλαδή το ίζημα αρχίζει να σχηματίζεται όταν η $[OH^-]$ γίνει λίγο μεγαλύτερη από $3\cdot 10^{-5}$ M.

Λυμένο παράδειγμα — ανάμιξη και ποσότητα ιζήματος

Αναμειγνύονται 2 L διαλύματος $AgNO_3$ $10^{-4}$ M με 2 L διαλύματος $NaCl$ $4\cdot 10^{-5}$ M. Δίνεται $K_{sp}$ του $AgCl$ ίσο με $10^{-10}$ .

Έλεγχος σχηματισμού ιζήματος. Μετά την ανάμιξη ο συνολικός όγκος είναι 4 L, οπότε οι συγκεντρώσεις αραιώνονται. Τη στιγμή της ανάμιξης:

[Ag^+] = \frac{10^{-4}\cdot 2}{4} = 5\cdot 10^{-5} \ M, \qquad [Cl^-] = \frac{4\cdot 10^{-5}\cdot 2}{4} = 2\cdot 10^{-5} \ M

Q_{sp} = [Ag^+][Cl^-] = 5\cdot 10^{-5} \cdot 2\cdot 10^{-5} = 10^{-9} > K_{sp}\;(=10^{-10})

Άρα σχηματίζεται ίζημα $AgCl$ μέχρι το $Q_{sp}$ να γίνει $Q_{sp}' = K_{sp}$ .

Υπολογισμός ποσότητας. Έστω $x$ η συγκέντρωση που καταβυθίζεται:

$Ag^+ + Cl^- \rightleftharpoons AgCl(s)$	$Ag^+$	$Cl^-$
αρχικά / M	$5\cdot 10^{-5}$	$2\cdot 10^{-5}$
ισορροπία / M	$5\cdot 10^{-5} - x$	$2\cdot 10^{-5} - x$

Στην ισορροπία:

(5\cdot 10^{-5} - x)(2\cdot 10^{-5} - x) = 10^{-10}

Η εξίσωση δίνει $x_1 = 1,7\cdot 10^{-5}$ και $x_2 = 5,3\cdot 10^{-5}$ . Δεκτή είναι μόνο η $x_1 = 1,7\cdot 10^{-5}$ M, αφού πρέπει $x < 2\cdot 10^{-5}$ (η ρίζα $x_2$ θα έδινε αρνητική συγκέντρωση $Cl^-$ ). Με όγκο διαλύματος 4 L, η ποσότητα του ιζήματος είναι:

n_{AgCl} = 4 \cdot 1,7\cdot 10^{-5} = 6,8\cdot 10^{-5} \ mol

Επιλογή δεκτής ρίζας

Όταν η εξίσωση δίνει δύο θετικές ρίζες, απορρίπτουμε όποια οδηγεί σε αρνητική συγκέντρωση ιόντος στην ισορροπία. Η συγκέντρωση που καταβυθίζεται δεν μπορεί να υπερβαίνει την αρχική συγκέντρωση κανενός από τα δύο ιόντα.

Συνοπτικά 🔑

Τα βασικά της ενότητας

Δυσδιάλυτος ιοντικός ηλεκτρολύτης: σε κορεσμένο διάλυμα αποκαθίσταται ετερογενής ισορροπία $M_xA_y(s) \rightleftharpoons xM^{y+}(aq) + yA^{x-}(aq)$ .
Γινόμενο διαλυτότητας: $K_{sp} = [M^{y+}]^x [A^{x-}]^y$ — εξαρτάται μόνο από τη φύση της ένωσης και τη θερμοκρασία· το στερεό δεν εμφανίζεται.
Διαλυτότητα $s$ : συγκέντρωση (mol/L) του κορεσμένου διαλύματος. Σχέση: $K_{sp} = x^x y^y s^{x+y}$ .
Κοινό ιόν: μειώνει τη διαλυτότητα (μετατόπιση προς το στερεό). Μεγαλύτερη επίδραση από το ιόν με τον μεγαλύτερο συντελεστή.
Γινόμενο ιόντων $Q_{sp}$ (στιγμιαίες συγκεντρώσεις) έναντι $K_{sp}$ : $Q_{sp} < K_{sp}$ ακόρεστο (ίζημα διαλύεται) · $Q_{sp} = K_{sp}$ κορεσμένο · $Q_{sp} > K_{sp}$ καταβύθιση.