Aus dem Praktikum wissen wir: Wenn zu einer Lösung, die Chloridionen enthält, Silbernitrat dazu gegeben wird, beobachtet man eine Trübung; festes Silberchlorid ist ausgefallen. Wenn versucht wird, Magnesiumhydroxid in Wasser zu lösen, sieht man schon bei geringen Mengen eine trübe Lösung; es löst sich nur ein geringer Teil des Magnesiumhydroxids auf.

Am Beispiel einer Lösung mit AgCl - Bodensatz:

Mathematisch wird die Gleichgewichtskonstante als Produkt der Ionenaktivitäten (= "wirksame Konzentrationen") definiert. In verdünnten Lösungen, wie sie bei schwerlöslichen Stoffen vorkommen, können die Aktivitäten praktisch gleich den Stoffmengenkonzentrationen gesetzt werden. Damit ist das Produkt der Konzentrationen der gelösten Ionen wichtig und man nennt daher die Formel das "Löslichkeitsprodukt".

Für ein Salz der allgemeinen Formel A_mX_n gilt K_L = [ A ]^m [ X ]ⁿ.
Die stöchiometrischen Koeffizienten - Anteil von Anion und Kation am Molekül - kommen als Exponenten vor. Für die tabellierten Werte von K_L müssen die Konzentrationen in mol/l eingesetzt werden.

"Gleichioniger Zusatz"
Wir geben zu einer AgCl-Lösung mit Bodensatz weiteres NaCl (also gleiches Ion Cl-) dazu. Was geschieht dann?
Weil das Produkt der beiden Konzentrationen einen festen Wert K_L hat, muss mit zunehmender Cl^--Konzentration die Konzentration der Ag⁺-Ionen in der Lösung kleiner werden!

"Wieviel Stoff löst sich?"
Wenn wir AgCl in Wasser geben, können wir so viel auflösen, bis ein Bodensatz entsteht. Dann ist die Lösung gesättigt. Weiteres zugegebenes AgCl vergrößert nur die Menge des Bodensatzes, aber nicht die Menge von Ag⁺- und Cl^--Ionen in der Lösung.
K_L = 1,6*10^-10 (Tabellenwert für 25 °C); das Produkt der (maximalen) Ionenkonzentration ist also [ Ag⁺ ] [ Cl^- ] = 1,6*10^-10.
Wenn wir festes AgCl auflösen, entstehen gleich viele Kat- und Anionen; daher ist auch in der Lösung [Ag⁺ ] = [Cl^- ] und K_L = [ Ag⁺ ]². Aufgelöst [Ag⁺] = 1,26*10^-5 mol/l. Üblicherweise wird vollständige Dissoziation des gelösten AgCl angenommen! Also kommt 1 Ag⁺ aus 1 gelöstem AgCl. Es können demnach maximal 1,26*10^-5 mol AgCl gelöst werden. Als Masse (M = 143,321 g/mol) sind das 1,8 mg AgCl.

Weil solche Rechnungen anfangs Schwierigkeiten machen, zwei weitere Beispiele!

"Wieviel AgCl löst sich in 20 ml einer KCl-Lösung des Gehalts, c = 0,05 mol/l?"
K_L = [ Ag⁺ ] [ Cl^- ] = 1,6*10^-10 und [ Cl^- ] = 0,05 mol/l  (der Anteil der Cl^--Ionen aus AgCl ist verschwindend gering!).
[ Ag⁺ ] = 1,6*10^-10 / 0,05 = 3,2*10^-9 mol/l, also wesentlich weniger als in reinem Wasser.
Dies passt zur vorher genannten Auswirkung des "gleichionigen Zusatzes".
In 20 ml befinden sich 6,4*10^-11 mol Ag⁺, die aus 6,4*10^-11 mol AgCl entstanden sind; m(AgCl) = 9,17*10^-9 g = 9,2 ng.

"Wieviel Mg(OH)₂ kann in 50 ml Wasser aufgelöst werden?" (Die aus H₂O kommenden OH^- sollen vernachlässigt werden.)
K_L = 1,2*10^-11 (Tabellenwert für 25 °C). Nach der allgemeinen Definition K_L = [ Mg²⁺ ] [ OH^- ]².
Schwieriger (!) ist die Verknüpfung mit der Menge Salz. Dazu stellen wir die Verhältnisse als kurze Tabelle dar:

1 Mg(OH)₂ liefert 1 Mg²⁺ und 2 OH^-!
Damit ist K_L = c_o * ( 2 c_o )² = 4 c_o³.
Die maximale Konzentration an Mg(OH)₂, die Konzentration c_o, ist (K_L / 4)^1/3 = 1,44*10^-4 mol/l.
[OH^-] = 2,8*10^-4 mol/l; der Beitrag aus H₂O 10^-7 mol/l darf also vernachlässigt werden.
M = 58,320 g/mol; in 50 ml: 7,21*10^-6 mol = 4,21*10^-4 g = 0,4 mg!

WEITER: Verteilungsgleichgewicht oder Übungen zum Löslichkeitsprodukt