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  有機固體的溶解平衡是其固態部分與溶解部分之間的平衡:  而平衡表示式可以如下所寫(這適用於任何此類反應):  K是平衡常數,花括號代表相應物質的活度,而根據定義,固體物質的活度是1。如果離子氛之間的作用可以忽略(一種常見的情形是溶液的濃度極低時),則活度也可用濃度代替:  方括號代表摩爾濃度(通常用M表示)。  這個表示式是說在達到溶解平衡時,水中含有的已溶解的糖的濃度等於K。在25°C時,當標準濃度為1mol/L時,蔗糖的K=1.971,這是在25°C時能溶解的蔗糖的最大量,這時的溶液被稱為“飽和的”。如果當前溶液濃度低於飽和濃度,固體會繼續溶解直到兩者相等或所有固體均已經溶解;如果當前溶液濃度高於飽和濃度,這時的溶液是“過飽和的”,溶液中的蔗糖將會以固體形式析出,直到兩者相等。這個過程可能是緩慢的,但是平衡常數描述的是體系平衡時的狀態,不是體系達到平衡的速度。

  離子化合物在溶解時通常會發生電離,即在水的作用下解離為離子。例如硫酸鈣:  對上例而言,平衡表示式為:  K被稱作平衡常數,而花括號代表活度。固態物質的活度,根據定義,等於1。當溶液的濃度極低,即離子的活度可以看做1時,這個表示式可以改寫為以下的“溶度積”表示式:  這個表示式說明了硫酸鈣的水溶液達平衡時,由硫酸鈣電離出的兩種離子濃度的乘積等於K,即溶度積。硫酸鈣的溶度積為4.93×10。如果溶液中只含硫酸鈣,即只含由其電離出的Ca和SO,那麼每種離子的濃度為:  當一種溶質電離為計量數不相等的幾部分時:  K的確定會稍有複雜。對於如下電離過程:  溶度積和溶解度的關係由以下方程確定:  其中:  上述方程假設電離過程發生在純溶劑(無同離子效應發生),亦不存在絡合和水解(即溶液中只存在B和C),且濃度小到離子活度可被認為等於1。

  同離子效應是指溶解平衡依據勒沙特列原理髮生的移動。在上例中,如向飽和的硫酸鈣溶液中加入硫酸根離子(即加入易溶的硫酸鹽,如硫酸鈉等)會造成硫酸鈣沉澱,直到離子濃度的乘積再次滿足溶度積為止。

  鹽效應 是指溶液中存在的其它鹽,即使沒有相同的離子,也會對離子強度造成影響,進而影響離子活度。因此即使K保持不變,溶解度也會發生改變(預設固體的活度依舊為0)。

  在電離時,離子化合物通常解離成組成它們的離子,但這些離子在溶液中可能發生其它反應而改變他們的狀態。在這類反應發生時,即使溶度積保持不變,溶解度也總會增加。例如碳酸鈣的溶解平衡可表示為:  如果溶液的pH適合,碳酸根有可能變為碳酸氫根,那麼固體的溶解度將會增加以確保溶度積保持不變。  相似地,如果一種絡合劑(如EDTA)存在,溶解度亦會增加,因為鈣離子會和EDTA發生配位,而配位的鈣離子是不能參與溶解平衡的。  要正確地從溶度積推算溶解度,離子在溶液中可能發生的反應需要已知。如果沒有這樣做,推算可能會出現極大的誤差。

  平衡被定義為針對特定的物相,因此,對於固體的不同相態,溶度積一般是不同的。例如,即便文石和方解石具有相同的化學性質(均為碳酸鈣),它們還是有不同的溶度積。然而,在一定條件下,由於熱力學因素,只有一個相態會是穩定的,因此這一相態會進入真正的平衡。

  溶解度常數在熱力學上定義作大的單晶參與平衡時的常數。當溶質粒子變小時,溶解度會增加,因為有額外的表面積能作用。這種效應通常很小,除非溶質顆粒變得非常小(接近於微米數量級)。粒子半徑對溶解度的影響如下所示:  在此,formula_14是當溶質粒子摩爾表面積為A時的溶解度常數,formula_15是當溶質粒子摩爾表面積趨於0時的溶解度常數(例如當溶質粒子非常大時),γ是溶質離子在溶劑中的表面張力,A是溶質的摩爾表面積(m/mol),R是理想氣體常數,T是絕對溫度。.

  大量化合物的溶解度常數已經通過實驗確定,對於離子化合物,更常見的是溶度積。濃度單位除非另有說明均為摩爾,有時溶解度的單位也可能是g/L。  在25°C一些物質的溶解度常數:
溶解平衡是一種關於化合物溶解的化學平衡。溶解平衡能作用於化合物的應用,並且可以用於預測特定情況下化合物的溶解度。