Kelarutan Mg(OH)₂ pada larutan jenuh dengan pH 10 bukan sekadar angka dalam buku teks, melainkan sebuah narasi menarik tentang bagaimana alam mengatur keseimbangan zat dalam air. Fenomena ini menjadi kunci dalam berbagai aplikasi, mulai dari pemurnian air hingga formulasi farmasi, menunjukkan betapa konsep kimia yang tampak rumit ternyata sangat dekat dengan kehidupan sehari-hari. Memahami dinamikanya berarti menguak rahasia di balik pengendapan dan stabilitas senyawa penting ini.
Pada dasarnya, kelarutan magnesium hidroksida sangat bergantung pada keasaman atau kebasaan lingkungannya. Dalam larutan dengan pH 10, konsentrasi ion hidroksida (OH⁻) yang tinggi menekan disosiasi Mg(OH)₂, membuatnya jauh lebih sukar larut dibandingkan dalam air murni. Prinsip hasil kali kelarutan (Ksp) menjadi hukum tak tertulis yang mengatur konsentrasi maksimum ion Mg²⁺ yang boleh hadir sebelum endapan terbentuk, sebuah tarian kesetimbangan yang elegan dan dapat diprediksi melalui perhitungan stoikiometri.
Konsep Dasar Kelarutan dan pH
Memahami kelarutan suatu senyawa, terutama yang sukar larut seperti magnesium hidroksida, tidak bisa lepas dari kondisi keasaman atau kebasaan larutannya. pH, sebagai ukuran konsentrasi ion hidrogen (H⁺), berbanding terbalik dengan konsentrasi ion hidroksida (OH⁻). Hubungan ini krusial karena dalam air murni pada suhu 25°C, hasil kali konsentrasi kedua ion tersebut selalu konstan, yaitu 1.0 × 10⁻¹⁴. Artinya, jika pH diketahui, konsentrasi OH⁻ dapat dihitung dengan mudah.
Pada pH 10, lingkungan larutan bersifat basa, yang menandakan kehadiran ion OH⁻ dalam jumlah yang signifikan.
Dalam kimia analitik, kelarutan Mg(OH)₂ pada larutan jenuh dengan pH 10 dapat dihitung melalui konsentrasi ion OH⁻, yang terkait erat dengan konsep perhitungan konsentrasi. Proses perhitungan ini, yang melibatkan pemahaman mendalam tentang hubungan variabel, serupa dengan logika penyelesaian masalah matematika seperti saat kita perlu Hitung Integral ∫(7‑3x)⁴ dx. Kemampuan analitis tersebut kemudian diaplikasikan kembali untuk menentukan nilai Ksp dan akhirnya mengungkap kelarutan senyawa tersebut dalam kondisi spesifik tersebut.
Larutan jenuh untuk senyawa seperti Mg(OH)₂ adalah kondisi dinamis di mana laju pelarutan padatan sama dengan laju pengendapan kembali. Pada titik ini, larutan telah mencapai kapasitas maksimumnya untuk melarutkan Mg(OH)₂ pada suhu tertentu. Keadaan ini diatur oleh prinsip hasil kali kelarutan (Ksp), suatu konstanta kesetimbangan yang berlaku khusus untuk larutan jenuh senyawa ionik sukar larut. Nilai Ksp Mg(OH)₂ yang relatif kecil menunjukkan sifat kelarutannya yang terbatas.
Dalam larutan jenuh Mg(OH)₂ dengan pH 10, konsentrasi ion OH⁻ dapat dihitung secara pasti. Prinsip perhitungan ini serupa dengan logika sistematis dalam menyelesaikan sistem persamaan linear, seperti yang dijelaskan dalam tutorial Menyelesaikan Sistem Persamaan Linear 3x+7y=13 dan x+3y=5 dengan Matriks. Dengan pendekatan metodis tersebut, nilai kelarutan Mg(OH)₂ pun dapat ditentukan dengan presisi, mengungkap hubungan kuantitatif dalam kesetimbangan kimia.
Prinsip Ksp menyatakan bahwa dalam larutan jenuh Mg(OH)₂, hasil kali konsentrasi ion-ion penyusunnya (Mg²⁺ dan OH⁻), masing-masing dipangkatkan dengan koefisien stoikiometrinya, akan bernilai konstan pada suhu tertentu. Jika hasil kali ion (Qsp) melebihi nilai Ksp, maka pengendapan akan terjadi. Sebaliknya, jika Qsp lebih kecil, padatan akan larut. Inilah yang menjadi kunci untuk memahami mengapa kelarutan Mg(OH)₂ jauh lebih rendah dalam larutan basa dibandingkan dalam air murni.
Kehadiran ion OH⁻ dari sumber lain (common ion effect) akan menggeser kesetimbangan ke arah pengendapan, sehingga menekan kelarutan Mg²⁺.
Perbandingan Kelarutan dalam Air Murni dan Larutan Basa
Dalam air murni (pH 7), ion OH⁻ hanya berasal dari disosiasi Mg(OH)₂ itu sendiri. Kelarutannya, meski kecil, mencapai nilai maksimal untuk kondisi netral. Namun, ketika kita menempatkan Mg(OH)₂ dalam larutan yang sudah bersifat basa (misalnya pH 10), konsentrasi ion OH⁻ dalam larutan sudah tinggi sebelum Mg(OH)₂ ditambahkan. Kehadiran ion senama (OH⁻) ini menyebabkan kesetimbangan pelarutan bergeser ke kiri, sesuai azas Le Chatelier.
Akibatnya, konsentrasi Mg²⁺ yang dapat tetap berada dalam larutan menjadi jauh lebih kecil dibandingkan dalam air murni. Secara sederhana, lingkungan basa “memaksa” Mg(OH)₂ untuk lebih sulit larut.
Perhitungan Kelarutan Mg(OH)₂ pada pH 10: Kelarutan Mg(OH)₂ Pada Larutan Jenuh Dengan PH 10
Perhitungan kelarutan pada pH tertentu menggabungkan konsep stoikiometri, kesetimbangan kimia, dan perhitungan pH. Langkah-langkahnya sistematis dan memberikan gambaran kuantitatif yang jelas tentang pengaruh ion senama. Perhitungan ini mengasumsikan perilaku ideal ion-ion dalam larutan dan nilai Ksp yang konstan pada suhu ruang.
Persamaan Reaksi dan Rumus Ksp
Disosiasi magnesium hidroksida dalam air mengikuti persamaan reaksi berikut:
Mg(OH)₂(s) ⇌ Mg²⁺(aq) + 2OH⁻(aq)
Berdasarkan persamaan ini, rumus hasil kali kelarutan (Ksp) dapat dituliskan sebagai:
Ksp = [Mg²⁺][OH⁻]²
Nilai Ksp Mg(OH)₂ pada 25°C umumnya diterima sekitar 5.6 × 10⁻¹². Nilai inilah yang menjadi patokan dalam perhitungan.
Kelarutan Mg(OH)₂ dalam larutan jenuh pada pH 10 dapat dihitung melalui konsep kesetimbangan ion. Analogi dalam fisika, seperti menghitung Waktu tempuh gelombang 0.2 m dengan frekuensi 50 Hz menempuh 400 m , menekankan pentingnya parameter tetap untuk prediksi akurat. Kembali ke kimia, dengan pH diketahui, konsentrasi ion OH⁻ ditentukan, sehingga kelarutan magnesium hidroksida dapat dikuantifikasi secara presisi.
Langkah-langkah Perhitungan Kelarutan Molar, Kelarutan Mg(OH)₂ pada larutan jenuh dengan pH 10
Pertama, kita hitung konsentrasi ion OH⁻ dari nilai pH
10. pOH adalah 14 – 10 = 4, sehingga [OH⁻] = 10⁻⁴ M. Konsentrasi OH⁻ ini sudah tetap dan dominan berasal dari larutan basa pendukung (bukan dari pelarutan Mg(OH)₂). Misalkan kelarutan molar Mg(OH)₂ dalam kondisi ini adalah ‘s’ mol/L. Setiap mol Mg(OH)₂ yang larut akan menghasilkan 1 mol ion Mg²⁺.
Namun, kontribusinya terhadap peningkatan [OH⁻] dapat diabaikan karena [OH⁻] dari larutan (10⁻⁴ M) jauh lebih besar. Dengan demikian, kita dapat mensubstitusi ke dalam persamaan Ksp:
Ksp = [Mg²⁺][OH⁻]²
- 6 × 10⁻¹² = (s) × (1.0 × 10⁻⁴)²
- 6 × 10⁻¹² = s × 1.0 × 10⁻⁸
s = (5.6 × 10⁻¹²) / (1.0 × 10⁻⁸)
s = 5.6 × 10⁻⁴ M
Jadi, kelarutan molar Mg(OH)₂ pada pH 10 dan suhu 25°C adalah sekitar 5.6 × 10⁻⁴ mol/L. Bandingkan dengan kelarutan dalam air murni, yang dihitung dengan rumus s = ³√(Ksp/4), menghasilkan nilai sekitar 1.1 × 10⁻⁴ M. Hasil yang tampaknya paradoks ini (kelarutan lebih tinggi pada pH 10) sebenarnya karena dalam perhitungan air murni, [OH⁻] = 2s, sedangkan pada pH 10, [OH⁻] ditetapkan dari luar.
Jika kita menghitung konsentrasi Mg²⁺ yang setara, pada air murni [Mg²⁺] ≈ 1.1 × 10⁻⁴ M, sedangkan pada pH 10 [Mg²⁺] = 5.6 × 10⁻⁴ M. Ini menunjukkan bahwa lebih banyak Mg²⁺ yang bisa berada dalam larutan pada pH 10 karena produk [Mg²⁺][OH⁻]² harus tetap sama dengan Ksp, dan [OH⁻] sudah ditekan relatif rendah untuk kondisi basa (hanya 10⁻⁴ M).
Tabel Perbandingan Variabel pada Berbagai Kondisi
| pH | [OH⁻] (M) | [Mg²⁺] (M) | Kelarutan Molar, s (M) |
|---|---|---|---|
| 7 (air murni) | 2.2 × 10⁻⁴ – | 1.1 × 10⁻⁴ | 1.1 × 10⁻⁴ |
| 8 | 1.0 × 10⁻⁶ | 5.6 | 5.6 |
| 9 | 1.0 × 10⁻⁵ | 5.6 × 10⁻² | 5.6 × 10⁻² |
| 10 | 1.0 × 10⁻⁴ | 5.6 × 10⁻⁴ | 5.6 × 10⁻⁴ |
| 11 | 1.0 × 10⁻³ | 5.6 × 10⁻⁶ | 5.6 × 10⁻⁶ |
*Catatan: Pada pH 7 (air murni), [OH⁻] berasal dari disosiasi Mg(OH)₂ sendiri (2s), bukan dari perhitungan pH.
Faktor-faktor yang Mempengaruhi Hasil Perhitungan
Source: slidesharecdn.com
Perhitungan ideal yang telah dilakukan memberikan gambaran dasar, namun dalam praktiknya di laboratorium atau industri, beberapa faktor dapat menyebabkan deviasi antara hasil teoritis dan eksperimen. Memahami faktor-faktor ini penting untuk interpretasi data yang lebih akurat.
Pengaruh Kekuatan Ion dan Aktivitas
Persamaan Ksp menggunakan konsentrasi. Dalam larutan encer, ini adalah pendekatan yang baik. Namun, pada larutan dengan kekuatan ion yang signifikan (konsentrasi elektrolit tinggi), interaksi antar-ion mengurangi “efektivitas” ion tersebut dalam reaksi kesetimbangan. Konsep yang lebih tepat adalah aktivitas, yang merupakan konsentrasi efektif. Nilai hasil kali aktivitas ion haruslah konstan.
Oleh karena itu, dalam larutan dengan ionic strength tinggi, penggunaan konsentrasi murni dalam rumus Ksp dapat menghasilkan perkiraan kelarutan yang kurang tepat. Untuk perhitungan yang lebih presisi, terutama pada pH tinggi di mana konsentrasi ion lain mungkin juga tinggi, koreksi koefisien aktivitas perlu diterapkan.
Asumsi dalam Perhitungan Ideal
Perhitungan sebelumnya berjalan di atas beberapa asumsi kunci. Pertama, dianggap tidak terjadi pembentukan ion kompleks. Dalam kenyataannya, ion Mg²⁺ dapat membentuk kompleks yang larut dengan ligan tertentu, yang justru akan meningkatkan kelarutannya di luar prediksi Ksp. Kedua, efek pembentukan pasangan ion (ion pairing) diabaikan. Dalam larutan, ion Mg²⁺ dan OH⁻ dapat berasosiasi sementara membentuk pasangan ion MgOH⁺ yang netral, yang mempengaruhi konsentrasi ion bebas.
Ketiga, dianggap tidak ada spesi basa lain yang signifikan selain OH⁻. Asumsi ini umumnya valid untuk sistem sederhana, tetapi menjadi penting untuk dipertimbangkan dalam matriks kimia yang kompleks.
Dampak Suhu terhadap Konstanta Ksp
Nilai Ksp bukanlah konstanta universal; ia bergantung pada suhu. Proses pelarutan Mg(OH)₂ bersifat endotermik, artinya membutuhkan penyerapan panas. Berdasarkan prinsip Le Chatelier, peningkatan suhu akan menggeser kesetimbangan ke arah pelarutan, sehingga meningkatkan nilai Ksp. Implikasinya, perhitungan kelarutan pada suhu 40°C akan berbeda dengan pada 25°C karena nilai Ksp-nya berbeda. Data literatur menunjukkan bahwa Ksp Mg(OH)₂ dapat berubah secara signifikan dalam rentang suhu operasi industri.
Oleh karena itu, setiap pelaporan nilai kelarutan harus disertai dengan informasi suhu pengukuran.
Aplikasi dan Konteks Praktis
Pengetahuan tentang kelarutan Mg(OH)₂ pada berbagai pH bukan sekadar latihan akademis. Ia memiliki implikasi langsung dalam berbagai bidang, dari pengendalian pencemaran hingga formulasi farmasi. Kemampuan untuk memprediksi kapan dan di mana Mg(OH)₂ akan mengendap atau larut adalah alat yang powerful dalam rekayasa proses.
Pentingnya dalam Industri Pengolahan Air
Dalam pengolahan air dan air limbah, magnesium hidroksida sering terbentuk sebagai kerak (scale) pada peralatan atau dimanfaatkan sebagai koagulan dan pengendap untuk logam berat. Memahami kelarutannya pada pH operasi tertentu membantu insinyur mencegah fouling pada membran reverse osmosis atau men-design sistem pengendapan yang optimal. Misalnya, untuk menghilangkan ion fosfat atau logam tertentu melalui kopresipitasi, pH perlu diatur agar Mg(OH)₂ mengendap secara terkontrol tanpa membentuk sludge yang berlebihan.
Prosedur Uji Kelarutan di Laboratorium
Untuk menguji kelarutan Mg(OH)₂ pada pH 10, suatu prosedur eksperimen dapat dirancang. Prinsipnya adalah menciptakan larutan jenuh Mg(OH)₂ pada pH yang dijaga konstan, kemudian menganalisis konsentrasi Mg²⁺ dalam filtratnya. Berikut adalah langkah-langkah umumnya:
- Siapkan larutan buffer dengan pH 10, misalnya menggunakan campuran natrium karbonat dan natrium bikarbonat, atau amonium hidroksida dan amonium klorida.
- Tambahkan berlebih Mg(OH)₂ padat ke dalam larutan buffer tersebut dalam wadah tertutup.
- Kocok atau aduk campuran dalam penangas suhu terkontrol (misalnya 25°C) selama waktu yang cukup lama (biasanya 24-48 jam) untuk mencapai kesetimbangan jenuh.
- Setelah kesetimbangan, saring larutan dengan cepat menggunakan membran filter berpori halus (0.45 µm) untuk memisahkan fase padat.
- Ukur pH filtrat untuk memastikan masih pada 10. Kemudian, analisis konsentrasi ion magnesium dalam filtrat menggunakan teknik seperti titrasi kompleksometri dengan EDTA atau Spektrofotometri Serapan Atom (SSA).
- Nilai konsentrasi Mg²⁺ yang terukur merupakan kelarutan molar praktis pada kondisi tersebut.
Sintesis Mg(OH)₂ Melalui Pengendapan Terkontrol
Sintesis Mg(OH)₂ dengan morfologi dan ukuran partikel tertentu seringkali memerlukan pengendapan dari larutan garam magnesium. Pengendalian pH adalah kunci utama. Langkah-langkah sintesis tipikalnya adalah:
- Larutkan garam magnesium seperti magnesium klorida (MgCl₂) atau magnesium nitrat (Mg(NO₃)₂) dalam air deionisasi.
- Siapkan larutan basa pengendap, biasanya natrium hidroksida (NaOH) atau amonia (NH₄OH).
- Dengan pengadukan kuat dan mungkin pemanasan terkontrol, tambahkan larutan basa ke dalam larutan magnesium secara tetesan perlahan.
- Monitor dan pertahankan pH campuran reaksi pada nilai target (misalnya, 10-11) menggunakan pH-meter dan penambahan basa yang hati-hati.
- Setelah pengendapan sempurna, biarkan campuran matang (aging) untuk pertumbuhan kristal.
- Akhirnya, endapan disaring, dicuci dengan air bebas ion untuk menghilangkan elektrolit sisa, dan dikeringkan.
Penerapan sebagai Antasida dan Hubungannya dengan Kelarutan
Sifat kelarutan Mg(OH)₂ yang rendah justru menjadi keunggulannya dalam aplikasi medis. Sebagai bahan aktif antasida, ia harus cukup larut untuk menetralkan asam lambung (HCl), tetapi tidak boleh larut terlalu cepat atau terlalu banyak untuk menghindari efek sistemik dan menjaga kerja yang berkelanjutan.
“Kelarutan Mg(OH)₂ yang terbatas dalam medium berair memungkinkan pelepasan ion hidroksida secara terkendali dan bertahap di dalam lambung. Ini menghasilkan netralisasi asam yang efektif tanpa menyebabkan alkalosis sistemik atau ‘rebound acidity’, di mana tubuh justru memproduksi lebih banyak asam sebagai respons netralisasi yang terlalu cepat dan agresif.”
Visualisasi dan Representasi Data
Data numerik tentang kelarutan menjadi lebih bermakna ketika disajikan dalam bentuk visual. Representasi grafis dan skematik membantu dalam memahami tren dan hubungan antar variabel secara intuitif.
Ilustrasi Skematik Larutan Jenuh pada pH 10
Bayangkan sebuah wadah berisi larutan bening dengan pH 10. Di dasar wadah, terdapat endapan putih Mg(OH)₂ yang tidak larut. Dalam larutan di atasnya, terdapat ion-ion yang bergerak bebas. Konsentrasi ion OH⁻ seragam dan relatif tinggi (10⁻⁴ M), digambarkan sebagai partikel kecil berwarna merah yang jumlahnya banyak dan tersebar merata. Sementara itu, ion Mg²⁺, digambarkan sebagai partikel hijau yang lebih besar, hadir dalam jumlah yang jauh lebih sedikit (sekitar 5.6 × 10⁻⁴ M), sesuai dengan hasil perhitungan.
Beberapa pasangan ion Mg²⁺ dan OH⁻ mungkin terlihat berasosiasi sementara. Gambaran ini menekankan bahwa meski larutan jenuh dengan Mg(OH)₂, konsentrasi spesies terlarutnya sangat rendah, dan ion OH⁻ terutama berasal dari larutan pendukung, bukan dari padatan.
Grafik Hubungan pH dan Kelarutan Mg(OH)₂
Sebuah grafik kartesian dapat dibuat dengan sumbu X sebagai pH (dari 7 hingga 14) dan sumbu Y sebagai logaritma kelarutan Mg(OH)₂ (log s). Grafik ini akan menunjukkan kurva yang menurun secara tajam. Pada pH rendah (asam), kelarutan sangat tinggi karena OH⁻ dinetralisasi oleh H⁺, menggeser kesetimbangan pelarutan ke kanan. Saat pH meningkat menuju netral (7), kelarutan turun drastis mencapai minimum di sekitar pH 10-11.
Pada pH sangat tinggi (>12), kelarutan mungkin sedikit meningkat kembali karena pembentukan ion kompleks hidrokso seperti [Mg(OH)₃]⁻ atau [Mg(OH)₄]²⁻. Titik khusus pada pH 10 akan terletak di bagian yang landai dari kurva penurunan, menandai wilayah di mana kelarutan sudah sangat rendah dan hampir konstan terhadap perubahan kecil pH.
Tabel Kelarutan pada Berbagai Nilai pH
| pH | [OH⁻] dari Larutan (M) | Kelarutan Mg(OH)₂, s (mol/L) – | Keterangan |
|---|---|---|---|
| 7 | 1.0 × 10⁻⁷ | ~0.56 | Perhitungan tidak valid karena kontribusi OH⁻ dari Mg(OH)₂ dominan; larutan sangat jenuh. |
| 8 | 1.0 × 10⁻⁶ | 5.6 × 10⁰ | Kelarutan secara teoritis sangat tinggi, menunjukkan Mg(OH)₂ akan larut sempurna. |
| 9 | 1.0 × 10⁻⁵ | 5.6 × 10⁻² | Transisi ke kondisi sukar larut. |
| 10 | 1.0 × 10⁻⁴ | 5.6 × 10⁻⁴ | Larutan jenuh dengan kelarutan sangat rendah. |
| 11 | 1.0 × 10⁻³ | 5.6 × 10⁻⁶ | Kelarutan semakin ditekan oleh ion senama OH⁻. |
*Catatan: Nilai kelarutan dihitung menggunakan pendekatan [OH⁻] dari larutan tetap, yang valid ketika s << [OH⁻] awal. Pada pH 7 dan 8, asumsi ini rusak, sehingga nilai yang diberikan hanya ilustrasi matematis, bukan keadaan fisis nyata.
Ringkasan Penutup
Dengan demikian, eksplorasi terhadap kelarutan Mg(OH)₂ pada pH 10 memberikan lebih dari sekadar nilai numerik; ia menawarkan lensa untuk melihat interaksi mikroskopis yang berdampak makro. Dari perhitungan teoritis yang ketat hingga penerapannya dalam mengatasi kesadahan air atau merancang antasida yang efektif, pemahaman ini menegaskan bahwa menguasai prinsip dasar kimia larutan adalah langkah pertama untuk inovasi dalam sains dan teknologi. Pada akhirnya, setiap ion yang berada dalam kesetimbangan tersebut bercerita tentang bagaimana kita dapat mengarahkan reaksi alam untuk tujuan yang bermanfaat.
Pertanyaan yang Sering Diajukan
Apakah kelarutan Mg(OH)₂ pada pH 10 selalu sama, terlepas dari sumber ion OH⁻-nya?
Tidak selalu persis sama. Perhitungan ideal mengasumsikan bahwa ion OH⁻ hanya berasal dari disosiasi Mg(OH)₂ dan air. Jika ion OH⁻ berasal dari basa kuat lain (seperti NaOH) yang ditambahkan untuk mengatur pH, maka kekuatan ion larutan meningkat. Hal ini dapat mempengaruhi aktivitas ion, sehingga nilai kelarutan aktual mungkin sedikit menyimpang dari perhitungan teoritis sederhana.
Mengapa Mg(OH)₂ lebih banyak digunakan sebagai antasida daripada kalsium hidroksida, Ca(OH)₂, padahal sama-sama basa?
Kelarutan Mg(OH)₂ yang relatif rendah dan terkendali pada pH lingkungan lambung membuatnya melepaskan ion OH⁻ secara perlahan dan bertahap. Ini memberikan efek penetralan asam yang lebih lama dan halus, mengurangi risiko alkalisasi berlebihan (alkalosis). Selain itu, Mg²⁺ memiliki efek laksatif ringan yang mengimbangi efek samping konstipasi dari antasida lain seperti aluminium hidroksida.
Bagaimana cara membedakan antara larutan jenuh Mg(OH)₂ pada pH 10 dengan suspensi Mg(OH)₂ yang baru dibuat?
Larutan jenuh pada pH 10 adalah sistem kesetimbangan di mana tidak ada lagi padatan yang dapat larut; larutan di atas endapan bersifat jernih setelah endapan mengendap. Suspensi baru, sebaliknya, akan terlihat keruh secara homogen karena partikel padatan tersebar merata. Dari segi kimia, konsentrasi ion Mg²⁺ dalam bagian larutan jernih dari sistem jenuh akan memiliki nilai spesifik yang sesuai dengan Ksp dan pH 10, yang dapat dikonfirmasi dengan analisis seperti AAS atau titrasi kompleksometri.
Apakah pemanasan akan meningkatkan kelarutan Mg(OH)₂ pada pH 10?
Bergantung pada perubahan nilai Ksp terhadap suhu. Untuk banyak senyawa hidroksida seperti Mg(OH)₂, kelarutan dalam air murni biasanya meningkat dengan suhu karena proses pelarutannya endoterm. Namun, dalam larutan dengan pH 10 yang dijaga konstan, efek suhu terhadap Ksp tetap berlaku, sehingga kelarutan molar Mg²⁺ pada pH tersebut juga dapat berubah jika suhu berubah. Perhitungan yang akurat harus menggunakan nilai Ksp pada suhu operasi tertentu.
