簡介
在一定溫度下難溶電解質晶體與溶解在溶液中的離子之間存在溶解和結晶平衡。稱作多相離子平衡，也稱沉澱溶解平衡。多相離子平衡也是水溶液中一類十分重要的平衡。它也遵循化學平衡的一般規律，每個多相離子平衡都具有一個特征的平衡常數。稱為化合物的溶度積常數 。
難溶電解質的飽和溶液中，當溫度一定時，其離子濃度的乘積為一常數。稱為溶度積以 KSP表示。 對于MmNn固體⇄mMn++nNm-，處于多相離子平衡狀态時，KSP=[Mn+]m[Nm-]n，溶度積的大小與物質的溶解度有關。利用溶度積規則，可以進行沉澱與溶解的相互轉化。還可以利用溶度積的差異，适當控制條件（如控制pH值），達到分離離子的目的等 。
相關名詞
溶度積
在一定溫度下，難溶強電解質飽和溶液中離子的相對濃度各以其化學計量數為幂指數的乘積為一常數——溶度積，以符号Ksp表示。Ksp數值的大小與物質的溶解度有關，它反映了難溶化合物的溶解能力。難溶鹽在溶液中是否産生沉澱，可以根據溶液中離子積的大小，與溶度積常數比較來判别。例如，對于沉澱與溶解反應為MmNn固體⇄mMn++nNm-，式中MmNn固體表示難溶電解質，M是帶n個正電荷的陽離子，N是帶m個負電荷的陰離子。①當[Mn+]m[Nm-]n
溶度積與溫度T有關，T增大，溶度積也增大；濃度必須用體積物質的量濃度，嚴格說應是活度；多相離子平衡系統中，必須有未溶解的固相存在，否則離子積不等于溶度積。
同離子效應
根據溶度積原理，将某種含有N離子的藥劑投入水中，增大溶液中Nm-的濃度，使上式的沉澱溶解平衡向左方移動，一部分Mn+和Nm-将轉為MmNn固體沉澱析出，以保持離子積等于溶度積常數。以此方法可達到降低水中有害離子Mn-的目的 。
分步沉澱
若溶液中有數種離子都能與加入的同一種離子生成沉澱，可以通過溶度積原理來判别生成沉澱的順序。随着這種離子的投加，一般情況下，溶度積常數較小的難溶鹽先發生沉澱，溶度積常數較大的難溶鹽後發生沉澱。但是當溶度積差别不大，或離子濃度相差較大時，也可能同時發生沉澱，或者改變沉澱次序 。
實例
在溶液中，難溶電解質的溶解過程與其相應的離子結合為沉澱的過程之間的動态平衡。此時溶液已達到飽和，這是難溶電解質的飽和溶液中離子與未溶固體物質間的多相平衡 。
如難溶電解質AgCl的多相離子平衡，盡管AgCl在水中溶解度很小，但并不是完全不溶。
從多相離子平衡角度認識，AgCl 在溶液中存在下列兩個過程：
（1）在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脫離AgCl表面溶入水中；
（2）溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正負離子的吸引，回到AgCl表面，析出沉澱。
在一定溫度下，當沉澱溶解和沉澱生成的速率相等時，得到AgCl的飽和溶液，即建立下列動态平衡：AgCl（s）⇄Ag+（aq）+Cl-（aq）。
溶解平衡的特點是動态平衡，即溶解速率等于結晶速率且不等于零，其平衡常數Ksp稱為溶解平衡常數，它隻是溫度的函數，即一定溫度下Ksp一定。
飽和溶液的判斷：一定溫度下，某物質在水中的溶解度為Qc。
當Qc>Ksp，溶液過飽和，有沉澱析出，直到溶液到達新的平衡；
當Qc=Ksp，溶液恰好飽和，沉澱與溶解處于平衡狀态；
當Qc
研究曆史及存在問題
在化學中，W·H·Nornst最早對多相離子平衡體系進行了理論研究，并于1889年提出了溶度積原理。A·A·Noyes在1890年通過實驗加以定量地确證。
幾十年來，溶度積原理對化學學科本身的發展和在化工生産中的運用都起了積極的推動作用。但是，随着科學技術的迅速發展，測試手段的多樣化和精确度愈來愈高，特别是絡合物化學的發展和電化學理論的充實提高，使我們對多相離子平衡體系中原來還不大了解的内情獲得了一定程度的認識，從而使溶度積原理理想化的弱點充分暴露出來。實際上，在多相離子平衡體系的溶液中，尤其是當溶液的濃度較大，或有他種電解質存在時，其中的化學個體除了所期望的簡單水合離子之外，還可能會有他種可溶性的個體存在。而且随着溶液PH值的不同，其他化學個體的相應濃度也發生着變化。
所以在處理多相離子平衡的實際問題時，對于有關溶質的溶解度和溶度積若隻用理想模式去分析和解釋，其所得數值或結論和真實情況之間必然會存在或大或小的偏差 。
