• Si e' gia' visto che la solubilita' di un sale poco solubile e' definita come la massima quantita' del sale che si puo' sciogliere in una data quantita' di solvente. Cio' equivale a dire che la solubilita' coincide con la concentrazione di sale sciolto in una sua soluzione satura.
• Siccome in una soluzione satura vale la legge dell'azione di massa, la solubilita' puo' essere facilmente calcolata se il prodotto di solubilita' e' noto: infatti le concentrazioni ioniche sono in relazione con la concentrazione di sale disciolto tramite la stechiometria della reazione di dissoluzione.
  Esempio.
  Sapendo che per $Ba_3(PO_4)_2$ si ha ${K_{PS}}=3.4\TimesTenTo{-23}$, calcolare la solubilita' di $Ba_3(PO_4)_2$.
  
  $$\begin{array}{lllll} &Ba_3(PO_4)_2&\stackrel{{K_{PS}}}{=}&3{... ...2+}}&+2{PO_4^{3-}}\\ t=0&&&0&0\\ t=\infty&&&3S&2S \end{array}$$
  
  
  $$\begin{eqnarray*} {K_{PS}}&=&\Parenthesis{3S}^3\Parenthesis{2S}^2\\ 27S^3\times... ...{K_{PS}}\\ S&=&\Parenthesis{\frac{{K_{PS}}}{108}}^{\frac{1}{5}} \end{eqnarray*}$$
  
  

• Naturalmente, anche l'inverso e' vero: cioe', dalla misura sperimentale della solubilita' si puo' ricavare il prodotto di solubilita'.
  Esempio.
  Sapendo che in una soluzione satura di $PbCl_2$ si ha $\ConcOf{{Pb^{2+}}}=1.62\TimesTenTo{-2}\;M$, calcolare ${K_{PS}}$ per $PbCl_2$.
  
  $$PbCl_2\stackrel{{K_{PS}}}{=}{Pb^{2+}}+2{Cl^-}$$
  
  
  $$\begin{eqnarray*} {K_{PS}}&=&\ConcOf{{Pb^{2+}}}\ConcOf{{Cl^-}}^2\\ &=&\ConcOf{{... ...arenthesis{2\ConcOf{{Pb^{2+}}}}^2\\ &=&4\ConcOf{{Pb^{2+}}}^3\\ \end{eqnarray*}$$