Solubilité et pH

$\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}){}_2(\mathrm{s})\rightleftharpoons \mathrm{Mg}{}^{2+}+2\mathrm{HO}{}^{-}$, de constante $K_s=\left[\mathrm{Mg}{}^{2+}\right]{\left[\mathrm{HO}{}^{-}\right]}^2$. En milieu acide, les ions $\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}$ consomment les $\mathrm{HO}{}^{-}$ ($\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}+\mathrm{HO}{}^{-}\to 2\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$, constante $10^{14}$) : $\left[\mathrm{HO}{}^{-}\right]$ diminue, le quotient de la dissolution devient inférieur à $K_s$ et le solide se dissout davantage. En combinant les deux réactions, $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}){}_2(\mathrm{s})+2\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}\rightleftharpoons \mathrm{Mg}{}^{2+}+4\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$ a pour constante $K_s\times 10^{28}$, très grande : la solubilité augmente donc quand le pH diminue.