Materi Kimia: Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)

Setelah mempelajari konsep asam-basa dan kesetimbangan kimia, kita akan melanjutkan dengan topik penting dalam kimia analitik dan industri: kelarutan dan hasil kali kelarutan (K_sp). Materi ini membahas bagaimana zat padat ionik berinteraksi dengan pelarut air, membentuk sistem kesetimbangan dinamis antara fase padat dan ion-ion terlarutnya.

Pemahaman tentang K_sp tidak hanya penting untuk perhitungan kimia, tetapi juga memiliki aplikasi luas dalam kehidupan sehari-hari seperti pengolahan air, pembentukan batu ginjal, analisis kualitatif ion, hingga proses industri seperti pemurnian gula dan fotografi.

Dalam bagian ini, kita akan mempelajari cara menghitung kelarutan dari nilai K_sp, memprediksi terbentuknya endapan, serta memahami faktor-faktor yang mempengaruhi kelarutan seperti efek ion senama dan pengaruh pH.

1. Konsep Dasar Kelarutan

Definisi Kelarutan

Kelarutan (solubility) adalah jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut pada suhu dan tekanan tertentu. Kelarutan biasanya dinyatakan dalam gram zat terlarut per 100 gram pelarut atau dalam mol per liter (molaritas).

Ketika kita menambahkan zat padat ke dalam pelarut, terjadi dua proses yang berlawanan:

Pelarutan (dissolution): Partikel zat padat terlepas ke dalam larutan
Pengendapan (precipitation): Partikel dari larutan kembali membentuk zat padat

Ketika kedua proses ini berlangsung dengan laju yang sama, tercapai kesetimbangan dinamis antara zat padat yang tidak larut dan ion-ionnya dalam larutan jenuh.

AB(s) ⇌ A⁺(aq) + B^-(aq)

Fakta Penting: Kelarutan suatu zat bergantung pada beberapa faktor: suhu, tekanan (untuk gas), jenis pelarut, dan adanya ion senama. Umumnya, kelarutan zat padat meningkat dengan kenaikan suhu, sedangkan kelarutan gas menurun dengan kenaikan suhu.

2. Hasil Kali Kelarutan (K_sp)

Definisi K_sp

Hasil Kali Kelarutan (Solubility Product Constant, K_sp) adalah hasil kali konsentrasi ion-ion dalam larutan jenuh, masing-masing dipangkatkan dengan koefisien stoikiometrinya dalam persamaan kesetimbangan. K_sp hanya berlaku untuk larutan jenuh pada suhu tertentu.

Rumus Umum K_sp

Untuk senyawa ionik dengan rumus umum:

A_xB_y(s) ⇌ xA^y+(aq) + yB^x-(aq)

Maka:

$$ K_{sp} = [A^{y+}]^x [B^{x-}]^y $$

dimana [A^y+] dan [B^x-] adalah konsentrasi ion-ion dalam larutan jenuh (mol/L).

Contoh Penulisan K_sp untuk Berbagai Senyawa

1. Senyawa 1:1 (contoh: AgCl)

AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

$$ K_{sp} = [Ag^+][Cl^-] $$

2. Senyawa 1:2 (contoh: CaF₂)

CaF₂(s) ⇌ Ca²⁺(aq) + 2F^-(aq)

$$ K_{sp} = [Ca^{2+}][F^-]^2 $$

3. Senyawa 2:3 (contoh: Fe₂(SO₄)₃)

Fe₂(SO₄)₃(s) ⇌ 2Fe³⁺(aq) + 3SO₄^2-(aq)

$$ K_{sp} = [Fe^{3+}]^2 [SO_4^{2-}]^3 $$

Perbedaan K_sp dan Kelarutan (s):

Kelarutan (s) adalah jumlah zat yang dapat larut (biasanya dalam mol/L atau g/L)
K_sp adalah konstanta kesetimbangan yang nilainya tetap pada suhu tertentu
K_sp dapat digunakan untuk menghitung kelarutan, dan sebaliknya

3. Hubungan antara (K_sp) dan Kelarutan (s)

Rumus Hubungan K_sp dengan Kelarutan

Untuk senyawa tipe AB (1:1):

AB(s) ⇌ A⁺(aq) + B^-(aq)

Jika kelarutan = s mol/L, maka:

$$ [A^+] = s, \quad [B^-] = s $$ $$ K_{sp} = [A^+][B^-] = s \times s = s^2 $$ $$ s = \sqrt{K_{sp}} $$

Untuk senyawa tipe AB₂ atau A₂B (1:2 atau 2:1):

AB₂(s) ⇌ A²⁺(aq) + 2B^-(aq)

Jika kelarutan = s mol/L, maka:

$$ [A^{2+}] = s, \quad [B^-] = 2s $$ $$ K_{sp} = [A^{2+}][B^-]^2 = s \times (2s)^2 = 4s^3 $$ $$ s = \sqrt[3]{\frac{K_{sp}}{4}} $$

Untuk senyawa tipe A₂B₃ (2:3):

A₂B₃(s) ⇌ 2A³⁺(aq) + 3B^2-(aq)

Jika kelarutan = s mol/L, maka:

$$ [A^{3+}] = 2s, \quad [B^{2-}] = 3s $$ $$ K_{sp} = [A^{3+}]^2 [B^{2-}]^3 = (2s)^2 \times (3s)^3 = 108s^5 $$ $$ s = \sqrt[5]{\frac{K_{sp}}{108}} $$

Tipe Senyawa	Contoh	Hubungan K_sp dan s	Rumus s dari K_sp
AB (1:1)	AgCl, BaSO₄	K_sp = s²	$s = \sqrt{K_{sp}}$
AB₂ atau A₂B (1:2 atau 2:1)	CaF₂, Ag₂CrO₄	K_sp = 4s³	$s = \sqrt[3]{\frac{K_{sp}}{4}}$
AB₃ atau A₃B (1:3 atau 3:1)	Al(OH)₃, Fe(OH)₃	K_sp = 27s⁴	$s = \sqrt[4]{\frac{K_{sp}}{27}}$
A₂B₃ atau A₃B₂ (2:3 atau 3:2)	Fe₂(SO₄)₃	K_sp = 108s⁵	$s = \sqrt[5]{\frac{K_{sp}}{108}}$

4. Contoh Perhitungan: Menentukan Kelarutan dari (K_sp)

Contoh 1: Kelarutan AgCl (tipe 1:1)

Diketahui K_sp AgCl = 1,8 × 10^-10 pada 25°C. Hitung kelarutan AgCl dalam:
a) Air murni (mol/L)
b) Air murni (g/L)
c) Larutan NaCl 0,1 M

Massa molar AgCl = 143,5 g/mol

a) Kelarutan dalam air murni (mol/L):

AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

Misal kelarutan = s mol/L, maka [Ag⁺] = s, [Cl^-] = s

$$ \begin{aligned} K_{sp} &= [Ag^+][Cl^-] = s^2 \\ 1,8 \times 10^{-10} &= s^2 \\ s &= \sqrt{1,8 \times 10^{-10}} \\ s &= 1,34 \times 10^{-5} \text{ mol/L} \end{aligned} $$

b) Kelarutan dalam air murni (g/L):

$$ \begin{aligned} \text{Kelarutan (g/L)} &= s \times \text{massa molar} \\ &= (1,34 \times 10^{-5} \text{ mol/L}) \times (143,5 \text{ g/mol}) \\ &= 1,92 \times 10^{-3} \text{ g/L} \end{aligned} $$

c) Kelarutan dalam NaCl 0,1 M:

NaCl → Na⁺ + Cl^-, sehingga [Cl^-] = 0,1 M (dari NaCl) + s (dari AgCl)

Karena s sangat kecil dibanding 0,1 M, maka [Cl^-] ≈ 0,1 M

Misal kelarutan AgCl dalam NaCl = s' mol/L, maka [Ag⁺] = s'

$$ \begin{aligned} K_{sp} &= [Ag^+][Cl^-] \\ 1,8 \times 10^{-10} &= s' \times 0,1 \\ s' &= \frac{1,8 \times 10^{-10}}{0,1} \\ s' &= 1,8 \times 10^{-9} \text{ mol/L} \end{aligned} $$

Perbandingan: Kelarutan AgCl dalam air = 1,34×10^-5 M, dalam NaCl 0,1 M = 1,8×10^-9 M. Terlihat terjadi penurunan kelarutan akibat ion senama (common ion effect).

Contoh 2: Kelarutan CaF₂ (tipe 1:2)

Diketahui K_sp CaF₂ = 3,9 × 10^-11 pada 25°C. Hitung kelarutan CaF₂ dalam air (mol/L dan g/L). Massa molar CaF₂ = 78,1 g/mol.

Langkah 1: Tulis persamaan kesetimbangan

CaF₂(s) ⇌ Ca²⁺(aq) + 2F^-(aq)

Langkah 2: Misal kelarutan = s mol/L

Maka: [Ca²⁺] = s, [F^-] = 2s

Langkah 3: Substitusi ke K_sp

$$ \begin{aligned} K_{sp} &= [Ca^{2+}][F^-]^2 \\ 3,9 \times 10^{-11} &= s \times (2s)^2 \\ 3,9 \times 10^{-11} &= 4s^3 \end{aligned} $$

Langkah 4: Hitung s

$$ \begin{aligned} s^3 &= \frac{3,9 \times 10^{-11}}{4} = 9,75 \times 10^{-12} \\ s &= \sqrt[3]{9,75 \times 10^{-12}} \\ s &= 2,14 \times 10^{-4} \text{ mol/L} \end{aligned} $$

Langkah 5: Konversi ke g/L

$$ \begin{aligned} \text{Kelarutan (g/L)} &= s \times \text{massa molar} \\ &= (2,14 \times 10^{-4}) \times 78,1 \\ &= 0,0167 \text{ g/L} = 16,7 \text{ mg/L} \end{aligned} $$

Jawaban: Kelarutan CaF₂ = 2,14×10^-4 mol/L atau 16,7 mg/L.

Contoh 3: Kelarutan Ag₂CrO₄ (tipe 2:1)

Diketahui K_sp Ag₂CrO₄ = 1,1 × 10^-12. Hitung kelarutannya dalam air.

Langkah 1: Persamaan kesetimbangan

Ag₂CrO₄(s) ⇌ 2Ag⁺(aq) + CrO₄^2-(aq)

Langkah 2: Misal kelarutan = s mol/L

Maka: [Ag⁺] = 2s, [CrO₄^2-] = s

Langkah 3: Substitusi ke K_sp

$$ \begin{aligned} K_{sp} &= [Ag^+]^2 [CrO_4^{2-}] \\ 1,1 \times 10^{-12} &= (2s)^2 \times s \\ 1,1 \times 10^{-12} &= 4s^3 \end{aligned} $$

Langkah 4: Hitung s

$$ \begin{aligned} s^3 &= \frac{1,1 \times 10^{-12}}{4} = 2,75 \times 10^{-13} \\ s &= \sqrt[3]{2,75 \times 10^{-13}} \\ s &= 6,5 \times 10^{-5} \text{ mol/L} \end{aligned} $$

Jawaban: Kelarutan Ag₂CrO₄ = 6,5×10^-5 mol/L.

Perhatikan: Meskipun K_sp AgCl (1,8×10^-10) lebih besar daripada K_sp Ag₂CrO₄ (1,1×10^-12), kelarutan Ag₂CrO₄ lebih besar. Ini karena perbandingan stoikiometri yang berbeda!

5. Efek Ion Senama (Common Ion Effect)

Definisi Efek Ion Senama

Efek ion senama adalah penurunan kelarutan suatu senyawa ionik akibat adanya ion yang sama (ion senama) dari senyawa lain dalam larutan. Prinsip ini berdasarkan azas Le Chatelier: penambahan ion senama menggeser kesetimbangan ke arah pembentukan endapan.

Contoh: Kelarutan PbSO₄ dalam Na₂SO₄

K_sp PbSO₄ = 1,6 × 10^-8. Hitung kelarutan PbSO₄ dalam:

a) Air murni
b) Larutan Na₂SO₄ 0,01 M

a) Dalam air murni:

PbSO₄(s) ⇌ Pb²⁺(aq) + SO₄^2-(aq)

Misal kelarutan = s mol/L

$$ \begin{aligned} K_{sp} &= [Pb^{2+}][SO_4^{2-}] = s^2 \\ 1,6 \times 10^{-8} &= s^2 \\ s &= \sqrt{1,6 \times 10^{-8}} = 1,26 \times 10^{-4} \text{ M} \end{aligned} $$

b) Dalam Na₂SO₄ 0,01 M:

Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2-, sehingga [SO₄^2-] awal = 0,01 M

Misal kelarutan PbSO₄ = s' mol/L

Maka: [Pb²⁺] = s', [SO₄^2-] = 0,01 + s' ≈ 0,01 (karena s' sangat kecil)

$$ \begin{aligned} K_{sp} &= [Pb^{2+}][SO_4^{2-}] \\ 1,6 \times 10^{-8} &= s' \times 0,01 \\ s' &= \frac{1,6 \times 10^{-8}}{0,01} = 1,6 \times 10^{-6} \text{ M} \end{aligned} $$

Perbandingan: Kelarutan turun dari 1,26×10^-4 M menjadi 1,6×10^-6 M (hampir 79 kali lebih kecil!) karena efek ion senama SO₄^2-.

Aplikasi Efek Ion Senama:

Analisis kualitatif untuk pemisahan ion-ion
Pengendapan selektif dalam analisis kimia
Pembuatan larutan penyangga
Pengendalian kelarutan obat dalam farmasi

6. Prediksi Terbentuknya Endapan

Kriteria Terbentuknya Endapan

Untuk larutan yang mengandung ion-ion A^y+ dan B^x-:

1. Jika Q < K_sp: Larutan belum jenuh, tidak terbentuk endapan

2. Jika Q = K_sp: Larutan jenuh, tepat akan mengendap

3. Jika Q > K_sp: Larutan lewat jenuh, terbentuk endapan

Dimana Q adalah Hasil Kali Ion (Ion Product) yang dihitung dari konsentrasi awal ion-ion sebelum terjadi pengendapan:

$$ Q = [A^{y+}]_{\text{awal}}^x [B^{x-}]_{\text{awal}}^y $$

Contoh 1: Prediksi Pengendapan AgCl

Apakah akan terbentuk endapan AgCl jika 10 mL AgNO₃ 0,01 M dicampur dengan 10 mL NaCl 0,01 M? K_sp AgCl = 1,8 × 10^-10.

Langkah 1: Hitung konsentrasi setelah pencampuran

Volume total = 10 + 10 = 20 mL

$$ \begin{aligned} [Ag^+] &= \frac{0,01 \times 10}{20} = 0,005 \text{ M} \\ [Cl^-] &= \frac{0,01 \times 10}{20} = 0,005 \text{ M} \end{aligned} $$

Langkah 2: Hitung Q

$$ \begin{aligned} Q &= [Ag^+][Cl^-] \\ &= (0,005) \times (0,005) \\ &= 2,5 \times 10^{-5} \end{aligned} $$

Langkah 3: Bandingkan Q dengan K_sp

$$ Q = 2,5 \times 10^{-5} > K_{sp} = 1,8 \times 10^{-10} $$

Karena Q > K_sp, maka terbentuk endapan AgCl.

Contoh 2: Prediksi Pengendapan CaF₂

Sebanyak 50 mL Ca(NO₃)₂ 0,01 M dicampur dengan 50 mL NaF 0,02 M. Apakah akan terbentuk endapan CaF₂? K_sp CaF₂ = 3,9 × 10^-11.

Langkah 1: Hitung konsentrasi setelah pencampuran

Volume total = 50 + 50 = 100 mL

$$ \begin{aligned} [Ca^{2+}] &= \frac{0,01 \times 50}{100} = 0,005 \text{ M} \\ [F^-] &= \frac{0,02 \times 50}{100} = 0,01 \text{ M} \end{aligned} $$

Langkah 2: Hitung Q

$$ \begin{aligned} Q &= [Ca^{2+}][F^-]^2 \\ &= (0,005) \times (0,01)^2 \\ &= 0,005 \times 0,0001 \\ &= 5 \times 10^{-7} \end{aligned} $$

Langkah 3: Bandingkan Q dengan K_sp

$$ Q = 5 \times 10^{-7} > K_{sp} = 3,9 \times 10^{-11} $$

Karena Q > K_sp, maka terbentuk endapan CaF₂.

7. Pengaruh pH terhadap Kelarutan

Kelarutan Senyawa yang Mengandung Ion Basa

Senyawa yang mengandung anion basa (seperti OH^-, CO₃^2-, PO₄^3-, S^2-) akan lebih larut dalam larutan asam karena anion bereaksi dengan H⁺, menggeser kesetimbangan kelarutan ke kanan.

Contoh: Kelarutan CaCO₃ dalam Asam

K_sp CaCO₃ = 4,8 × 10^-9. Mengapa batu kapur (CaCO₃) larut dalam asam?

Langkah 1: Persamaan kelarutan CaCO₃

CaCO₃(s) ⇌ Ca²⁺(aq) + CO₃^2-(aq) K_sp

Langkah 2: Reaksi CO₃^2- dengan H⁺

CO₃^2-(aq) + H⁺(aq) ⇌ HCO₃^-(aq) K = 1/K_a2 = 1,6×10³

HCO₃^-(aq) + H⁺(aq) ⇌ H₂CO₃(aq) K = 1/K_a1 = 2,3×10⁶

H₂CO₃(aq) ⇌ CO₂(g) + H₂O(l)

Langkah 3: Efek keseluruhan

Penambahan H⁺ mengikat CO₃^2- membentuk HCO₃^- dan kemudian H₂CO₃ yang terurai menjadi CO₂ dan H₂O. Hal ini menurunkan [CO₃^2-], sehingga Q < K_sp dan CaCO₃ terus melarut.

Contoh Perhitungan: Kelarutan Mg(OH)₂ pada pH Berbeda

K_sp Mg(OH)₂ = 1,8 × 10^-11. Hitung kelarutan Mg(OH)₂ pada:

a) pH = 7 (netral)
b) pH = 10 (basa)

a) Pada pH = 7:

pH = 7 → pOH = 7 → [OH^-] = 10^-7 M

Mg(OH)₂(s) ⇌ Mg²⁺(aq) + 2OH^-(aq)

Misal kelarutan = s mol/L, maka [Mg²⁺] = s

[OH^-] total = 10^-7 + 2s ≈ 10^-7 (jika s kecil)

$$ \begin{aligned} K_{sp} &= [Mg^{2+}][OH^-]^2 \\ 1,8 \times 10^{-11} &= s \times (10^{-7})^2 \\ 1,8 \times 10^{-11} &= s \times 10^{-14} \\ s &= \frac{1,8 \times 10^{-11}}{10^{-14}} = 1,8 \times 10^{3} \text{ M} \end{aligned} $$

Hasil ini tidak mungkin (terlalu besar), artinya pada pH 7, Mg(OH)₂ sangat larut.

b) Pada pH = 10:

pH = 10 → pOH = 4 → [OH^-] = 10^-4 M

$$ \begin{aligned} 1,8 \times 10^{-11} &= s \times (10^{-4})^2 \\ 1,8 \times 10^{-11} &= s \times 10^{-8} \\ s &= \frac{1,8 \times 10^{-11}}{10^{-8}} = 1,8 \times 10^{-3} \text{ M} \end{aligned} $$

Kesimpulan: Kelarutan Mg(OH)₂ jauh lebih besar pada pH rendah (asam) daripada pH tinggi (basa).

8. Penerapan Konsep Kelarutan dan (K_sp)

A. Dalam Kehidupan Sehari-hari

1. Pembentukan Kerak Air Sadah

Air sadah mengandung ion Ca²⁺ dan Mg²⁺. Ketika dipanaskan, terjadi reaksi:

Ca²⁺(aq) + 2HCO₃^-(aq) → CaCO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(l)

Endapan CaCO₃ (kerak) terbentuk karena kelarutannya menurun dengan kenaikan suhu (untuk kebanyakan garam anorganik, kelarutan menurun dengan kenaikan suhu).

2. Batu Ginjal (Kidney Stones)

Batu ginjal sering terdiri dari kalsium oksalat (CaC₂O₄, K_sp = 2,3×10^-9). Ketika konsentrasi Ca²⁺ dan C₂O₄^2- dalam urin melebihi K_sp, terbentuk endapan. Minum banyak air membantu menjaga Q < K_sp dengan mengencerkan ion-ion.

3. Pengolahan Air Minum

Proses pelunakan air sadah dengan menambahkan Na₂CO₃ (soda ash):

Ca²⁺(aq) + CO₃^2-(aq) → CaCO₃(s)

Endapan CaCO₃ disaring, mengurangi kesadahan air.

B. Dalam Industri dan Analisis Kimia

1. Analisis Kualitatif Kation

Pemisahan kation berdasarkan perbedaan K_sp hidroksida atau sulfida:

Golongan I (Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺): Diendapkan sebagai klorida (K_sp kecil)
Golongan II (Cu²⁺, Cd²⁺, Bi³⁺): Diendapkan sebagai sulfida dalam suasana asam
Golongan III (Fe³⁺, Al³⁺): Diendapkan sebagai hidroksida
Golongan IV (Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺): Diendapkan sebagai karbonat

2. Industri Gula

Pemurnian gula dengan penambahan kapur (Ca(OH)₂) untuk mengendapkan kotoran sebagai kalsat (garam kalsium).

3. Fotografi

Proses pengembangan film melibatkan kelarutan perak halida (AgCl, AgBr, AgI) yang berbeda-beda (K_sp AgCl > AgBr > AgI).

C. Dalam Lingkungan

1. Pelarutan Batuan Kapur oleh Air Hujan Asam

Air hujan dengan pH rendah (asam) melarutkan batuan kapur (CaCO₃):

CaCO₃(s) + 2H⁺(aq) → Ca²⁺(aq) + CO₂(g) + H₂O(l)

Ini menjelaskan pembentukan gua kapur dan erosi bangunan batu kapur.

2. Pengendapan Fosfat dalam Danau (Eutrofikasi)

Fosfat (PO₄^3-) dari pupuk dan deterjen dapat mengendap sebagai FePO₄ atau AlPO₄ jika konsentrasi Fe³⁺ atau Al³⁺ cukup tinggi.

3. Remediasi Logam Berat

Logam berat seperti Pb²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺ dapat diendapkan sebagai sulfida atau hidroksida yang memiliki K_sp sangat kecil.

9. Tabel (K_sp) Beberapa Senyawa Penting (25°C)

Senyawa	Rumus	K_sp	Kelarutan dalam Air (mol/L)	Kelarutan dalam Air (g/L)
Perak klorida	AgCl	1,8 × 10^-10	1,34 × 10^-5	1,92 × 10^-3
Perak bromida	AgBr	5,0 × 10^-13	7,07 × 10^-7	1,33 × 10^-4
Perak iodida	AgI	8,3 × 10^-17	9,11 × 10^-9	2,14 × 10^-6
Barium sulfat	BaSO₄	1,1 × 10^-10	1,05 × 10^-5	2,45 × 10^-3
Kalsium karbonat	CaCO₃	4,8 × 10^-9	6,93 × 10^-5	6,93 × 10^-3
Kalsium fluorida	CaF₂	3,9 × 10^-11	2,14 × 10^-4	1,67 × 10^-2
Kalsium sulfat	CaSO₄	2,4 × 10^-5	4,90 × 10^-3	0,667
Timbal(II) klorida	PbCl₂	1,7 × 10^-5	1,62 × 10^-2	4,50
Timbal(II) iodida	PbI₂	8,7 × 10^-9	1,30 × 10^-3	0,599
Timbal(II) sulfat	PbSO₄	1,6 × 10^-8	1,26 × 10^-4	3,81 × 10^-2

Pola Umum: Kelarutan senyawa ionik umumnya mengikuti tren:

Senyawa dengan ion bermuatan tinggi cenderung kurang larut
Senyawa dengan ukuran ion kecil cenderung kurang larut (energi kisi tinggi)
Kelarutan meningkat dengan penurunan pH untuk senyawa dengan anion basa
Kelarutan gas menurun dengan kenaikan suhu, sedangkan kebanyakan padatan meningkat

10. Ringkasan dan Strategi Penyelesaian Soal

Langkah-Langkah Umum Penyelesaian Soal Kelarutan dan K_sp

Identifikasi tipe senyawa (AB, AB₂, A₂B, dll.)
Tulis persamaan kesetimbangan kelarutan dengan setara
Tentukan hubungan antara kelarutan (s) dan konsentrasi ion
Untuk perhitungan kelarutan dari K_sp:
- Substitusi hubungan ke rumus K_sp
- Selesaikan untuk s
- Konversi ke satuan yang diminta (mol/L, g/L, mg/L)
Untuk perhitungan K_sp dari kelarutan:
- Tentukan konsentrasi ion dari data kelarutan
- Substitusi ke rumus K_sp
- Hitung nilai K_sp
Untuk prediksi pengendapan:
- Hitung Q dari konsentrasi awal ion
- Bandingkan Q dengan K_sp
- Gunakan kriteria: Q < K_sp (tidak mengendap), Q = K_sp (jenuh), Q > K_sp (mengendap)
Untuk efek ion senama: Gunakan konsentrasi ion senama dalam perhitungan
Untuk pengaruh pH: Gunakan [H⁺] atau [OH^-] yang sesuai

Kesalahan Umum yang Harus Dihindari:

Melupakan koefisien stoikiometri saat menulis hubungan antara s dan konsentrasi ion
Tidak memperhitungkan efek ion senama dalam perhitungan kelarutan
Mengabaikan perubahan volume saat mencampurkan larutan (untuk perhitungan Q)
Membandingkan K_sp langsung untuk memprediksi kelarutan relatif tanpa memperhatikan tipe senyawa
Tidak mengonversi satuan dengan benar (mL ke L, mol ke g)

Jenis Soal	Strategi Penyelesaian	Rumus Kunci
Kelarutan dari K_sp	Tentukan tipe senyawa → gunakan rumus s dari K_sp	AB: $s = \sqrt{K_{sp}}$, AB₂: $s = \sqrt[3]{K_{sp}/4}$
K_sp dari kelarutan	Tentukan [ion] dari s → substitusi ke rumus K_sp	AB: $K_{sp} = s^2$, AB₂: $K_{sp} = 4s^3$
Prediksi pengendapan	Hitung Q → bandingkan dengan K_sp	$Q = [ion1]^a[ion2]^b$, bandingkan dengan K_sp
Efek ion senama	Gunakan [ion senama] dalam perhitungan K_sp	$K_{sp} = [ion1][ion2]$, dengan [ion2] termasuk dari sumber lain
Pengaruh pH	Gunakan [H⁺] atau [OH^-] sesuai pH	pH mempengaruhi [ion] untuk senyawa dengan anion/kation yang terhidrolisis

Pages