• Esempio.
  Confrontare la solubilita' di $AgCl$ ( ${K_{PS}}=1.8\TimesTenTo{-10}$) in acqua pura e in una soluzione $0.1\;M$ di $NaCl$.
  In acqua pura si ha:
  
  $$\begin{array}{lllll} &AgCl&\stackrel{{K_{PS}}}{=}&{Ag^+}&+{Cl^-}\\ t=0&&&0&0\\ t=\infty&&&S&S \end{array}$$
  
  
  $$\begin{eqnarray*} {K_{PS}}&=&S^2\\ S&=&\sqrt{{K_{PS}}}\\ &=&1.34\TimesTenTo{-5}\;mol/l \end{eqnarray*}$$
  
  
  Nella soluzione di $NaCl$ si ha:
  
  $$\begin{array}{lllll} &AgCl&\stackrel{{K_{PS}}}{=}&{Ag^+}&+{Cl^-}\\ t=0&&&0&0.1\\ t=\infty&&&S&S+0.1 \end{array}$$
  
  
  $$\begin{eqnarray*} {K_{PS}}&=&S\Parenthesis{S+0.1}\\ \end{eqnarray*}$$
  
  
  Siccome ${K_{PS}}\rightarrow0$, possiamo assumere che gli ioni ${Cl^-}$ provenienti dal sale poco solubile siano trascurabili in confronto a quelli preesistenti in soluzione: $S+0.1\approx0.1$. Quindi:
  $$\begin{eqnarray*} {K_{PS}}&\approx&S\times0.1\\ S&=&\frac{{K_{PS}}}{0.1}\\ &=&1.8\TimesTenTo{-9}\;mol/l \end{eqnarray*}$$