Larutan Buffer: Soal dan Pembahasan Kimia SMA Kelas 11

Larutan Buffer: Soal dan Pembahasan Kimia SMA Kelas 11

A. Konsep Dasar Larutan Buffer

Larutan buffer, atau larutan penyangga, adalah larutan yang mampu mempertahankan pH-nya relatif konstan meskipun ditambahkan sedikit asam kuat, basa kuat, atau diencerkan. Kemampuan ini sangat penting dalam berbagai sistem biologis, kimia, dan industri, di mana perubahan pH yang signifikan dapat berdampak buruk.

1. Komponen Larutan Buffer

   Larutan buffer umumnya terdiri dari:

   • Asam Lemah dan Basa Konjugasinya: Campuran ini mampu menetralkan baik asam kuat maupun basa kuat yang ditambahkan. Asam lemah akan bereaksi dengan basa kuat, sementara basa konjugasinya akan bereaksi dengan asam kuat.
   • Basa Lemah dan Asam Konjugasinya: Prinsip kerjanya serupa dengan asam lemah dan basa konjugasinya, tetapi digunakan untuk mempertahankan pH pada rentang basa.

2. Mekanisme Kerja Larutan Buffer

   • Penambahan Asam Kuat: Basa konjugasi dalam buffer akan bereaksi dengan ion hidronium (H+) dari asam kuat, membentuk asam lemah dan mengurangi peningkatan konsentrasi H+ secara signifikan.
   • Penambahan Basa Kuat: Asam lemah dalam buffer akan bereaksi dengan ion hidroksida (OH-) dari basa kuat, membentuk basa konjugasi dan mengurangi peningkatan konsentrasi OH- secara signifikan.
   • Pengenceran: Pengenceran tidak mengubah rasio antara komponen asam/basa lemah dan konjugasinya, sehingga pH relatif tetap.

3. Rentang Buffer

   Rentang buffer adalah rentang pH di mana buffer efektif dalam mempertahankan pH. Rentang ini biasanya berada dalam ± 1 unit pH dari pKa asam lemah (atau pKb basa lemah) dalam buffer. Efektivitas buffer paling tinggi ketika pH larutan sama dengan pKa (atau pKb).

B. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi pH Larutan Buffer

1. Perbandingan Konsentrasi Asam/Basa Lemah dan Konjugasinya

   Rasio konsentrasi antara asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (A-) atau basa lemah (B) dan asam konjugasinya (BH+) sangat menentukan pH buffer. Perubahan rasio ini akan mempengaruhi pH larutan.

2. Nilai Ka (Konstanta Disosiasi Asam) atau Kb (Konstanta Disosiasi Basa)

   Nilai Ka atau Kb menunjukkan kekuatan asam atau basa lemah. Buffer dengan asam lemah yang memiliki pKa dekat dengan pH yang diinginkan akan lebih efektif.

C. Persamaan Henderson-Hasselbalch

Persamaan Henderson-Hasselbalch adalah alat penting untuk menghitung pH larutan buffer.

1. Untuk Buffer Asam:

   pH = pKa + log ([A-]/[HA])

   di mana:

   • pH adalah pH larutan buffer
   • pKa adalah -log(Ka)
   • [A-] adalah konsentrasi basa konjugasi
   • [HA] adalah konsentrasi asam lemah

2. Untuk Buffer Basa:

   pOH = pKb + log ([BH+]/[B])

   atau

   pH = 14 – pOH

   di mana:

   • pOH adalah -log(OH-)
   • pKb adalah -log(Kb)
   • [BH+] adalah konsentrasi asam konjugasi
   • [B] adalah konsentrasi basa lemah

D. Contoh Soal dan Pembahasan

Soal 1:

Hitung pH larutan buffer yang mengandung 0,2 M asam asetat (CH3COOH) dan 0,3 M natrium asetat (CH3COONa). Ka asam asetat = 1,8 x 10^-5.

Pembahasan:

1. Identifikasi Komponen: Asam asetat (CH3COOH) adalah asam lemah, dan natrium asetat (CH3COONa) adalah basa konjugasinya (CH3COO-).

2. Gunakan Persamaan Henderson-Hasselbalch:

   pH = pKa + log ([CH3COO-]/[CH3COOH])

3. Hitung pKa:

   pKa = -log(Ka) = -log(1,8 x 10^-5) = 4,74

4. Substitusi Nilai:

   pH = 4,74 + log (0,3/0,2) = 4,74 + log (1,5) = 4,74 + 0,18 = 4,92

   Jadi, pH larutan buffer adalah 4,92.

Soal 2:

Berapa gram NH4Cl yang harus ditambahkan ke 500 mL larutan NH3 0,1 M untuk membuat buffer dengan pH = 9? Kb NH3 = 1,8 x 10^-5. Mr NH4Cl = 53,5 g/mol.

Pembahasan:

1. Identifikasi Komponen: NH3 adalah basa lemah, dan NH4Cl adalah garam yang mengandung asam konjugasinya (NH4+).

2. Hitung pKb:

   pKb = -log(Kb) = -log(1,8 x 10^-5) = 4,74

3. Hitung pOH:

   pH + pOH = 14

   pOH = 14 – 9 = 5

4. Gunakan Persamaan Henderson-Hasselbalch (bentuk basa):

   pOH = pKb + log ([NH4+]/[NH3])

   5 = 4,74 + log ([NH4+]/0,1)

   0,26 = log ([NH4+]/0,1)

   10^0,26 = [NH4+]/0,1

   1,82 = [NH4+]/0,1

   [NH4+] = 0,182 M

5. Hitung mol NH4Cl yang dibutuhkan:

   Mol NH4Cl = Molaritas x Volume = 0,182 M x 0,5 L = 0,091 mol

6. Hitung massa NH4Cl yang dibutuhkan:

   Massa NH4Cl = Mol x Mr = 0,091 mol x 53,5 g/mol = 4,87 gram

   Jadi, 4,87 gram NH4Cl harus ditambahkan.

Soal 3:

Suatu larutan buffer dibuat dengan mencampurkan 25 mL larutan asam format 0,2 M (HCOOH) dan 50 mL larutan natrium format 0,1 M (HCOONa). Hitung pH larutan buffer tersebut. Ka HCOOH = 1,8 x 10^-4.

Pembahasan:

1. Hitung mol HCOOH dan HCOONa:

   • Mol HCOOH = 0,2 M x 0,025 L = 0,005 mol
   • Mol HCOONa = 0,1 M x 0,050 L = 0,005 mol

2. Hitung konsentrasi HCOOH dan HCOONa setelah pencampuran:

   Volume total = 25 mL + 50 mL = 75 mL = 0,075 L

   • [HCOOH] = 0,005 mol / 0,075 L = 0,067 M
   • [HCOONa] = 0,005 mol / 0,075 L = 0,067 M

3. Hitung pKa:

   pKa = -log(Ka) = -log(1,8 x 10^-4) = 3,74

4. Gunakan Persamaan Henderson-Hasselbalch:

   pH = pKa + log ([HCOONa]/[HCOOH])

   pH = 3,74 + log (0,067/0,067) = 3,74 + log (1) = 3,74 + 0 = 3,74

   Jadi, pH larutan buffer adalah 3,74.

Soal 4:

Sebanyak 10 mL larutan HCl 0,1 M ditambahkan ke 100 mL larutan buffer yang mengandung 0,2 M NH3 dan 0,3 M NH4Cl. Hitung perubahan pH yang terjadi. Kb NH3 = 1,8 x 10^-5.

Pembahasan:

1. Hitung pH awal buffer:

   • pKb = -log(1,8 x 10^-5) = 4,74
   • pOH = pKb + log ([NH4+]/[NH3]) = 4,74 + log (0,3/0,2) = 4,74 + 0,18 = 4,92
   • pH = 14 – pOH = 14 – 4,92 = 9,08

2. Hitung mol HCl yang ditambahkan:

   Mol HCl = 0,1 M x 0,01 L = 0,001 mol

3. Reaksi HCl dengan NH3:

   HCl + NH3 → NH4Cl

   HCl akan bereaksi dengan NH3, mengurangi mol NH3 dan meningkatkan mol NH4Cl.

4. Hitung mol NH3 dan NH4Cl setelah penambahan HCl:

   • Mol NH3 awal = 0,2 M x 0,1 L = 0,02 mol
   • Mol NH4Cl awal = 0,3 M x 0,1 L = 0,03 mol

   Setelah reaksi:

   • Mol NH3 sisa = 0,02 mol – 0,001 mol = 0,019 mol
   • Mol NH4Cl baru = 0,03 mol + 0,001 mol = 0,031 mol

5. Hitung konsentrasi NH3 dan NH4Cl setelah penambahan HCl dan perubahan volume:

   Volume total ≈ 100 mL + 10 mL = 110 mL = 0,11 L (anggap penambahan volume tidak signifikan)

   • [NH3] = 0,019 mol / 0,11 L = 0,173 M
   • [NH4Cl] = 0,031 mol / 0,11 L = 0,282 M

6. Hitung pH setelah penambahan HCl:

   • pOH = 4,74 + log (0,282/0,173) = 4,74 + 0,21 = 4,95
   • pH = 14 – 4,95 = 9,05

7. Hitung perubahan pH:

   Perubahan pH = pH akhir – pH awal = 9,05 – 9,08 = -0,03

   Jadi, perubahan pH yang terjadi adalah -0,03. Ini menunjukkan bahwa buffer efektif dalam menahan perubahan pH meskipun ditambahkan asam kuat.

E. Aplikasi Larutan Buffer

1. Sistem Biologis: Menjaga pH darah dan cairan intraseluler agar enzim dan proses biologis dapat berfungsi dengan optimal.
2. Industri Farmasi: Formulasi obat-obatan sering menggunakan buffer untuk memastikan stabilitas dan efektivitas obat.
3. Industri Makanan: Kontrol pH dalam proses fermentasi dan pengawetan makanan.
4. Analisis Kimia: Kalibrasi pH meter dan persiapan larutan standar.

F. Kesimpulan

Larutan buffer adalah sistem yang penting dalam menjaga stabilitas pH. Memahami prinsip kerja, faktor-faktor yang mempengaruhi pH buffer, dan kemampuan menghitung pH buffer menggunakan persamaan Henderson-Hasselbalch adalah keterampilan penting dalam kimia. Aplikasi buffer sangat luas dan krusial dalam berbagai bidang ilmu dan industri.