Cara Prediksi Kelarutan Dua Basa

Kaitan kelarutan dengan jumlah muatan suatu kation/anion dapat dijadikan petunjuk dalam memprediksi kelarutannya. Demikian pula hal ini dapat pula digunakan untuk memprediksi kekuatan suatu asam/basa. Misalnya pada Fe(OH)₂ dan Fe(OH)₃.

Kelarutan Fe(OH)₂ lebih besar dibandingkan Fe(OH)₃, sifat basa Fe(OH)₂ lebih kuat dari Fe(OH)₃. Ini semua dapat dijelaskan dengan data yang kasatmata pada rumus kimia masing-masing. Bagaimana penjelasannya?

Bilangan oksidasi Fe dalam Fe(OH)₂ adalah +2, reaksi penguraiannya:
Fe(OH)₂ → Fe²⁺ + 2OH^–

Bilangan oksidasi Fe dalam Fe(OH)₃ adalah +3, reaksi penguraiannya:
Fe(OH)₃ → Fe³⁺ + 3OH^–

Kation dengan muatan lebih tinggi mempunyai daya/kekuatan polarisasi yang tinggi pula terhadap anion. Karena Fe(OH)₃ memiliki muatan lebih positif (bilangan oksidasi lebih tinggi), sehingga daya polarisasinya tinggi pula.

Spesi yang demikian akan mempunyai karakter kovalen. Karakter kovalen yang tinggi berarti akan semakin sukar larut dalam pelarut air. Jadi Fe(OH)₂ lebih mudah larut dalam pelarut air dibanding Fe(OH)₃. Silakan periksa rujukan terkait daya polarisasi yang dikaitkan dengan sifat kovalen/ion; dari sini.

Kesimpulan Singkat

Fe(OH)₂ lebih mudah larut dibandingkan Fe(OH)₃. Hal ini berkaitan dengan muatan/kation pusat (biloks Fe) yang lebih tinggi pada Fe(OH)₃, yang membuat ikatannya lebih bersifat kovalen dan akibatnya lebih sulit larut dalam air (pelarut polar).

Penjelasan Detail: Mengapa Muatan Mempengaruhi Kelarutan?

Untuk memahami ini, kita perlu melihat sifat dari kation (ion logam) dan interaksinya dengan anion OH^-.

1. Konsep Daya Polarisasi dan Karakter Kovalen

• Kation (Fe²⁺ atau Fe³⁺) bertindak sebagai asam Lewis (penerima pasangan elektron).
• Anion (OH^-) bertindak sebagai basa Lewis (pemberi pasangan elektron).
• Ketika sebuah kation mendekati sebuah anion, medan listrik yang kuat dari kation dapat mengdistorsi atau mengpolarisasi awan elektron anion.

Faktor yang memperkuat daya polarisasi kation:

1. Muatan Kation (Biloks) yang Lebih Tinggi: Fe³⁺ (muatan +3) memiliki daya tarik yang jauh lebih kuat terhadap elektron-elektron OH^- dibandingkan Fe²⁺ (muatan +2).
2. Ukuran Kation yang Lebih Kecil: Umumnya, kation dengan biloks lebih tinggi juga memiliki ukuran yang lebih kecil untuk unsur yang sama (Fe³⁺ lebih kecil dari Fe²⁺ karena tarikan inti yang lebih kuat). Ukuran kecil memperkuat medan listrik.

Apa akibat dari polarisasi ini?
Polarisasi yang kuat menyebabkan pasangan elektron yang seharusnya "dimiliki sepenuhnya" oleh OH^- menjadi "tertarik" dan lebih banyak menghabiskan waktu di antara kedua ion. Ini mengubah ikatan dari yang semula ionik sempurna menjadi ikatan kovalen.

2. Dampak Ikatan Kovalen pada Kelarutan

Air (H₂O) adalah pelarut yang sangat polar. Pelarut polar sangat efektif melarutkan senyawa yang memiliki ikatan ionik.

• Fe(OH)₂: Ikatan antara Fe²⁺ dan OH^- masih cukup ionik. Daya polarisasi Fe²⁺ tidak terlalu kuat, sehingga ikatannya mudah diputus oleh molekul air. Hasilnya, kelarutannya lebih tinggi.
• Fe(OH)₃: Ikatan antara Fe³⁺ dan OH^- sudah sangat bersifat kovalen karena polarisasi yang kuat. Ikatan kovalen ini tidak mudah diputus oleh molekul air yang polar. Akibatnya, senyawa ini membentuk struktur yang lebih stabil dan sulit larut.

Contoh Hidroksida Lain untuk Memperkuat Konsep

Prinsip ini berlaku untuk banyak logam, terutama logam transisi.

1. Logam Golongan 2 (Alkali Tanah)

• Mg(OH)₂: Mg²⁺ (muatan +2, ukuran relatif kecil). Kelarutannya rendah.
• Ca(OH)₂: Ca²⁺ (muatan +2, ukuran lebih besar dari Mg²⁺). Kelarutannya lebih tinggi daripada Mg(OH)₂.
• Ba(OH)₂: Ba²⁺ (muatan +2, ukuran sangat besar). Kelarutannya jauh lebih tinggi lagi.

Pola: Dalam golongan yang sama (muatan sama), semakin besar jari-jari ion, daya polarisasi menurun, ikatan lebih ionik, dan kelarutan meningkat.

2. Logam Transisi Lain

• Cr(OH)₂ vs Cr(OH)₃: Cr(OH)₃ (Cr biloks +3) jauh lebih tidak larut.
• Mn(OH)₂ vs MnO₂: Senyawa Mn dengan biloks lebih tinggi (seperti MnO₂) sangat tidak larut.

Perkecualian Penting: Peran Sifat Amfoter dan Keasaman

Aturan "biloks lebih tinggi = kelarutan lebih rendah" bukanlah hukum universal. Perkecualian terjadi ketika konsep daya polarisasi bersaing dengan konsep sifat keasaman-basa (amfoter) dari hidroksida.

Konsep Kunci: Hidroksida Amfoter

Hidroksida amfoter dapat bertindak sebagai basa (dalam larutan asam) maupun sebagai asam (dalam larutan basa).

• Sebagai Basa: M(OH)_n + nH⁺ → Mⁿ⁺ + nH₂O
• Sebagai Asam: M(OH)_n + OH^- → [M(OH)_n+1]^-

Semakin tinggi muatan dan semakin kecil ukuran kation, semakin asam karakter hidroksidanya.

Contoh Perkecualian yang Jelas

Contoh 1: Periode 3 (Na → Cl)

• NaOH (Na biloks +1): Basa kuat, sangat larut.
• Mg(OH)₂ (Mg biloks +2): Basa lemah, sukar larut.
• Al(OH)₃ (Al biloks +3): Amfoter, sangat sukar larut dalam air netral, tapi LARUT SEMPURNA dalam basa kuat membentuk [Al(OH)₄]^-.
• H₃PO₄ (P biloks +5): Asam kuat, sangat larut.

Apa yang terjadi? Al(OH)₃ dengan biloks tertinggi (+3) justru menjadi larut kembali dalam basa. Kelarutannya sangat bergantung pada pH.

Contoh 2: Golongan 13 (Boron dan Aluminium)

• B(OH)₃ (Asam Borat, B biloks +3): Asam Lemah, larutannya bersifat ASAM.
• Al(OH)₃ (Al biloks +3): Amfoter, sukar larut dalam air, larut dalam basa/asam.
• In(OH)₃ (In biloks +3): Amfoter, lebih sukar larut daripada Ga(OH)₃.

Di sini, B(OH)₃ justru bersifat asam. Untuk hidroksida amfoter yang sangat tidak larut, faktor kisi kristal juga memegang peranan penting.

Ringkasan dan Tabel Perbandingan (Tren Umum)

Senyawa	Kation	Biloks	Daya Polarisasi	Karakter Ikatan	Kelarutan dalam Air (pH netral)
Fe(OH)2	Fe2+	+2	Lemah	Lebih Ionik	Lebih Mudah Larut
Fe(OH)3	Fe3+	+3	Kuat	Lebih Kovalen	Sangat Sulit Larut
Mg(OH)2	Mg2+	+2	Sedang	Ionik-Kovalen	Sukar Larut
Ca(OH)2	Ca2+	+2	Lemah	Lebih Ionik	Agak Larut

Kesimpulan Akhir

Aturan awal (Fe(OH)₂ lebih mudah larut daripada Fe(OH)₃) tetap valid dan merupakan panduan yang baik, khususnya untuk logam transisi blok-d yang bukan amfoter kuat.

Namun, perkecualian muncul ketika:

• Kationnya sangat kecil dan bermuatan sangat tinggi, sehingga hidroksidanya menjadi amfoter atau asam. Dalam kondisi tertentu (pH basa), mereka justru menunjukkan kelarutan yang tinggi.
• Kita harus selalu mempertimbangkan pH lingkungan. Apa yang tidak larut pada pH 7 bisa sangat larut pada pH 12 atau pH 2.

Jadi, kimia hidroksida menunjukkan pola yang menarik: sebuah tren umum yang dapat diprediksi, yang diperkaya oleh perkecualian-perkecualian yang justru memperdalam pemahaman kita tentang sifat keasaman-basa dan interaksi ionik-kovalen.