Een combinatie van zouten in een waterige oplossing zal allemaal ioniseren volgens de oplosbaarheidsproducten, die evenwichtsconstanten zijn die een mengsel van twee fasen beschrijven. Als de zouten een gemeenschappelijk kation of anion delen, dragen beide bij aan de concentratie van het ion en moeten ze worden meegenomen in concentratieberekeningen. Naarmate het ene zout oplost, beïnvloedt het hoe goed het andere zout kan oplossen, waardoor het in wezen minder oplosbaar wordt. Het principe van Le Chatelier stelt dat het evenwicht zal verschuiven om een verandering tegen te gaan wanneer meer reactant wordt toegevoegd.
Overweeg bijvoorbeeld wat er gebeurt als u lood (II) chloride oplost in water en vervolgens natriumchloride toevoegt aan de verzadigde oplossing.
De resulterende oplossing bevat tweemaal zoveel chloride-ionen en loodionen. Als je natriumchloride aan deze oplossing toevoegt, heb je zowel lood (II) chloride als natriumchloride met het chlooranion. Het natriumchloride ioniseert in natrium- en chloride-ionen:
Het extra chlooranion van deze reactie vermindert de oplosbaarheid van het lood (II) chloride (de common-ion effect), waardoor het evenwicht van de reactie van loodchloride verandert om de toevoeging van chloor. Het resultaat is dat een deel van het chloride wordt verwijderd en omgezet in lood (II) chloride.
Het gemeenschappelijke ion-effect treedt op wanneer u een slecht oplosbare verbinding heeft. De verbinding wordt minder oplosbaar in elke oplossing die een gewoon ion bevat. Hoewel het voorbeeld van loodchloride een gemeenschappelijk anion bevatte, is hetzelfde principe van toepassing op een gemeenschappelijk kation.