Solubilité et pH

La dissolution s'écrit $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}){}_2(\mathrm{s})\rightleftharpoons \mathrm{Mg}{}^{2+}+2\mathrm{HO}{}^{-}$. En milieu acide, les ions $\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}$ consomment les ions hydroxyde ($\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}+\mathrm{HO}{}^{-}\to 2\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$, constante $1/K_e=10^{14}$, quasi totale) : la diminution de $\left[\mathrm{HO}{}^{-}\right]$ abaisse le quotient de réaction sous $K_s$ et la dissolution progresse (loi de modération). En combinant les deux équations, on obtient $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}){}_2(\mathrm{s})+2\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}\rightleftharpoons \mathrm{Mg}{}^{2+}+4\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$, de constante $K_s/K_e^2$, d'autant plus favorable que le milieu est acide. La solubilité augmente quand le pH diminue : c'est le cas de tout sel dont l'anion est une base.