基本定義
當溶液中的離子濃度（[Am+]m）的乘積等於溶度積（L）時，則溶液是飽和的；若小於其溶度積時，則沒有沉澱生成；若大於其溶度積時，會有AnBm化合物的沉澱析出。即可表示為： [Am+]·m<L時，溶液未飽和，無沉澱析出； [Am+]·m=L時，溶液達到飽和，仍無沉澱析出； [Am+]·m>L時，有Anbm沉澱析出，直到[Am+]·m=L時為止。
基本舉例
例：AgNO3與K2CrO4混合溶液，用溶度積規則來判斷時候有Ag2CrO4析出。
註：CrO4^2-表示一個鉻酸根離子帶兩個負電荷。
溶度積規則令：[Ag+]^2·[CrO4^2-]=Qc (式中[ ]表示溶液中離子的實際的相對濃度）。
注意：此處的 Ag+ 與 CrO4^2- 的濃度時彼此獨立指定的，沒有必然聯繫，也沒有定量關係。
查表可得Ag2CrO4的溶度積常數Ksp。
Qc<Ksp時：溶液相對於Ag2CrO4晶體而言是未飽和的，故無Ag2CrO4晶體沉澱；
Qc=Ksp時：溶液相對於Ag2CrO4晶體而言剛好達到飽和，為多相離子平衡狀態，也無Ag2CrO4晶體沉澱；
Qc>Ksp時：溶液相對於Ag2CrO4晶體而言是過飽和的，有Ag2CrO4晶體沉澱。
實際上是平衡和平衡移動規則在多相離子平衡中的套用。
