Larutan Penyangga, 30 Soal Kontekstual

Berikut ini beberapa soal kontekstual larutan penyangga disertai pembahasannya. 

Soal 1 (Hitung [HA] Awal)

Diketahui larutan penyangga dengan pH = 5,0 terdiri dari asam lemah HA (pKa = 4,8) dan garam NaA 0,1 M. Jika volume total larutan 500 mL, berapa mol HA yang harus ditambahkan?

Gunakan persamaan Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log(|[A⁻]//[HA]|)

5,0 = 4,8 + log(|0,1//[HA]|)

log(|0,1//[HA]|) = 0,2 → |0,1//[HA]| = 10^0,2 ≈ 1,585

[HA] = 0,063 M

Mol HA = 0,063 M × 0,5 L = 0,0315 mol

Soal 2 (Hitung Volume Titran)

Sebanyak 100 mL HA 0,2 M (pKa = 5,0) dititrasi dengan NaOH 0,1 M hingga pH = 5,3. Berapa volume NaOH yang harus ditambahkan?

Gunakan persamaan Bufer :

5,3 = 5,0 + log(|[A⁻]//[HA]|)

|[A⁻]//[HA]| = 2

Misal volume NaOH = V mL:

Mol A⁻ = 0,1V mmol

Mol HA sisa = |20 - 0,1V| mmol

|0,1V//(20-0,1V)| = 2 → V = 133,3 mL

Soal 3 (Hitung pKa)

Larutan mengandung 0,05 mol HA dan 0,1 mol NaA dalam 1 L memiliki pH = 5,5. Berapa pKa asam lemah HA?

Gunakan persamaan:

pH = pKa + log(|[A⁻]//[HA]|)

5,5 = pKa + log(|0,1//0,05|)

5,5 = pKa + log(2) → pKa = |5,5 - 0,3| = 5,2

Soal 4 (Hitung Perbandingan Mol)

Berapa perbandingan mol NaA:HA yang diperlukan untuk membuat penyangga pH = 4,0 jika pKa HA = 3,8?

Gunakan persamaan:

4,0 = 3,8 + log(|[A⁻]//[HA]|)

log(|[A⁻]//[HA]|) = 0,2 → |[A⁻]//[HA]| = 10^0,2 ≈ 1,585

Perbandingan mol = 1,585:1

Soal 5 (Hitung Massa Garam)

Larutan penyangga NH₃ (Kb = 1,8×10⁻⁵) dengan pH = 9,0 dibuat dengan mencampur 100 mL NH₃ 0,1 M dan NH₄Cl. Berapa gram NH₄Cl (Mr = 53,5) yang harus ditambahkan?

Hitung pOH terlebih dahulu:

pOH = |14 - 9,0| = 5,0

pOH = pKb + log(|[NH_4^+]//[NH_3]|)

5,0 = 4,74 + log(|[NH_4^+]//0,1|)

[NH₄⁺] = 0,182 M → Mol = 0,0182

Massa NH₄Cl = 0,0182 × 53,5 = 0,974 g

Soal 6 (Hitung Konsentrasi Awal Basa)

Larutan penyangga NH₃/NH₄⁺ dengan pH = 8,8 memiliki [NH₄⁺] = 0,15 M. Jika Kb NH₃ = 1,8×10⁻⁵, berapa konsentrasi awal NH₃?

Hitung pOH:

pOH = |14 - 8,8| = 5,2

5,2 = 4,74 + log(|0,15//[NH₃]|)

[NH₃] = 0,067 M

Soal 7 (Hitung pH setelah Penambahan Asam)

Ke dalam 1 L penyangga NH₃ 0,1 M dan NH₄Cl 0,2 M ditambahkan 0,01 mol HCl. Hitung pH akhir! (Kb = 1,8×10⁻⁵)

Reaksi yang terjadi:

NH₃ + HCl → NH₄⁺

Awal: [NH₃] = 0,1 M; [NH₄⁺] = 0,2 M

Setelah +HCl: [NH₃] = 0,09 M; [NH₄⁺] = 0,21 M

pOH = 4,74 + log(|0,21//0,09|) = 5,11

pH = |14 - 5,11| = 8,89

Soal 8 (Hitung Kapasitas Bufer )

Larutan penyangga mengandung 0,2 mol NH₃ dan 0,3 mol NH₄⁺ dalam 500 mL. Berapa mol HCl maksimal yang dapat ditambahkan sebelum pH berubah lebih dari 1 satuan? (Kb = 1,8×10⁻⁵)

Hitung pH awal:

pOH = 4,74 + log(|0,6//0,4|) = 4,92

Batas perubahan pH: pOH = 5,92

5,92 = 4,74 + log(|(0,6+x)//(0,4-x)|)

x = 0,197 mol/L

Mol HCl maks = 0,197 × 0,5 = 0,0985 mol

Soal 9 (Hitung Perubahan pH setelah Pengenceran)

Sebanyak 100 mL larutan penyangga asam format/HCOONa dengan pH 3,8 (Ka = 1,8×10⁻⁴) yang mengandung 0,01 mol HCOOH dan 0,015 mol HCOONa diencerkan menjadi 500 mL. Hitung pH setelah pengenceran!

Langkah 1: Hitung konsentrasi awal:

[HCOOH] = 0,01 mol / 0,1 L = 0,1 M

[HCOO⁻] = 0,015 mol / 0,1 L = 0,15 M

Langkah 2: Verifikasi pH awal:

pH = pKa + log(|[HCOO⁻]//[HCOOH]|)

3,8 = 3,74 + log(|0,15/0,1|) → 3,8 ≈ 3,74 + 0,18 (konsisten)

Langkah 3: Hitung setelah pengenceran:

[HCOOH] = 0,01 mol / 0,5 L = 0,02 M

[HCOO⁻] = 0,015 mol / 0,5 L = 0,03 M

pH = 3,74 + log(|0,03/0,02|) = 3,74 + 0,18 = 3,92

pH meningkat sedikit karena pengenceran mempengaruhi aktivitas ion

Soal 10 (Hitung Konsentrasi Awal dari pH Akhir)

Larutan penyangga NH₃/NH₄⁺ dibuat dengan menambahkan x gram NH₄Cl (Mr = 53,5) ke dalam 200 mL NH₃ 0,2 M. Jika pH akhir larutan adalah 9,0 (Kb NH₃ = 1,8×10⁻⁵), hitung nilai x!

Langkah 1: Hitung pOH:

pOH = 14 - 9,0 = 5,0

Langkah 2: Gunakan persamaan Bufer basa:

pOH = pKb + log(|[NH₄⁺]//[NH₃]|)

5,0 = 4,74 + log(|[NH₄⁺]/0,2|)

Langkah 3: Hitung [NH₄⁺]:

log(|[NH₄⁺]/0,2|) = 0,26 → [NH₄⁺] = 0,2 × 10^0,26 ≈ 0,364 M

Langkah 4: Hitung massa NH₄Cl:

Mol NH₄⁺ = 0,364 M × 0,2 L = 0,0728 mol

Massa NH₄Cl = 0,0728 mol × 53,5 g/mol = 3,90 gram

Soal 11 (Dasar)

Konteks: Memahami komponen larutan penyangga.

Manakah dari campuran berikut yang tidak membentuk larutan penyangga?

1. 50 mL CH₃COOH 0,1 M + 50 mL NaOH 0,05 M
2. 50 mL NH₃ 0,1 M + 50 mL HCl 0,1 M
3. 50 mL HCN 0,1 M + 50 mL KCN 0,1 M
4. 50 mL HF 0,1 M + 50 mL NaF 0,1 M

Jawaban: B

Larutan penyangga terbentuk dari:

• Asam lemah + basa konjugasi (contoh: |[CH_3COOH]//[CH_3COO^-]|
• Basa lemah + asam konjugasi (contoh: |[NH_3]//[NH_4]^+|

Analisis opsi:

• A: CH₃COOH (asam lemah) + NaOH (basa kuat) bereaksi parsial membentuk |CH_3COO^-| (penyangga).
• B: NH₃ (basa lemah) + HCl (asam kuat) bereaksi sempurna membentuk NH₄Cl (bukan penyangga).
• C & D: Pasangan asam lemah + garamnya (|HCN/KCN| dan |HF/NaF|) adalah penyangga.

Soal 12 (Menghitung pH)

Konteks: Aplikasi rumus pH larutan penyangga asam.

Sebanyak 100 mL larutan CH₃COOH 0,1 M (Ka = 1,8 × 10^-5) dicampur dengan 100 mL larutan CH₃COONa 0,1 M. Hitung pH campuran tersebut!

Langkah 1: Tentukan konsentrasi setelah pencampuran (volume total = 200 mL):

[CH₃COOH] = |(100 mL × 0,1 M)/200 mL| = 0,05 M

[CH₃COO^-] = |(100 mL × 0,1 M)/200 mL| = 0,05 M

Langkah 2: Gunakan rumus penyangga asam:

pH = pKa + log([CH₃COO^-]//[CH₃COOH])

pKa = -log(1,8 × 10^-5) = 4,74

pH = 4,74 + log(|0,05/0,05|) = 4,74 + log(1) = 4,74

Soal 13 (Perubahan pH)

Konteks: Memahami efek pengenceran pada larutan penyangga.

Larutan penyangga dengan pH = 5 dicampur dari asam lemah HA dan NaA. Jika larutan ini diencerkan 10 kali, apa yang terjadi pada pH-nya?

1. pH tetap 5
2. pH naik menjadi 6
3. pH turun menjadi 4
4. pH bisa naik atau turun tergantung Ka

Jawaban: A

Larutan penyangga mempertahankan pH meskipun diencerkan karena perbandingan [A^-]//[HA] tidak berubah. Rumus pH:

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

Pengenceran mengurangi [A^-] dan [HA] secara proporsional, sehingga nilai log tetap sama.

Soal 14 (Aplikasi Biologis)

Konteks: Sistem penyangga dalam darah (HCO₃^-/H₂CO₃).

Pada kondisi asidosis (pH darah turun), tubuh mengkompensasi dengan meningkatkan ekskresi ion H⁺ dan menahan HCO₃^-. Bagaimana mekanisme ini mempengaruhi kesetimbangan penyangga karbonat?

Mekanisme: Reaksi kesetimbangan penyangga karbonat:

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃^-

• Ketika [H⁺] meningkat (pH turun), kesetimbangan bergeser ke kiri mengikat H⁺ membentuk H₂CO₃.
• Ekskresi H⁺ dan retensi HCO₃^- meningkatkan rasio [HCO₃^-]//[H₂CO₃], sehingga pH naik kembali (sesuai persamaan Henderson-Hasselbalch).

Soal 15 (Analisis Eksperimen)

Konteks: Percobaan membuat larutan penyangga dengan pH target.

Seorang siswa ingin membuat 500 mL larutan penyangga asam asetat (Ka = 1,8 × 10^-5) dengan pH = 5. Jika tersedia CH₃COOH 0,2 M dan CH₃COONa padat, berapa gram CH₃COONa (Mr = 82) yang harus ditambahkan ke dalam 250 mL CH₃COOH 0,2 M?

Langkah 1: Hitung [CH₃COOH] setelah pengenceran (250 mL → 500 mL):

[CH₃COOH] = (250 mL × 0,2 M) / 500 mL = 0,1 M

Langkah 2: Gunakan rumus pH penyangga:

5 = 4,74 + log([CH₃COO^-]/0,1)

log([CH₃COO^-]/0,1) = 0,26

[CH₃COO^-] = 10^0,26 × 0,1 ≈ 0,182 M

Langkah 3: Hitung massa CH₃COONa untuk 500 mL:

mol CH₃COO^- = 0,182 M × 0,5 L = 0,091 mol

massa = 0,091 mol × 82 g/mol = 7,462 gram

Soal 16 (Kontekstual Industri)

Konteks: Pemilihan larutan penyangga dalam industri farmasi.

Suatu obat injeksi harus memiliki pH stabil sekitar 7,4. Mengapa Bufer fosfat (H₂PO₄^-/HPO₄^2-) lebih dipilih daripada Bufer asetat untuk aplikasi ini? (pKa H₂PO₄^- = 7,2; pKa CH₃COOH = 4,74)

Alasan:

• Bufer fosfat memiliki pKa (7,2) yang lebih dekat dengan pH target (7,4), sehingga lebih efektif mempertahankan pH (efek Bufer maksimal ketika pH ≈ pKa ± 1).
• Bufer asetat (pKa 4,74) tidak cocok untuk pH netral/basa lemah karena kapasitas buffernya rendah di rentang pH 7-8.
• Fosfat juga tidak beracun dan kompatibel dengan sistem biologis.

Soal 17 (Aplikasi Lingkungan)

Konteks: Penyangga dalam tanah pertanian.

Tanah gambut memiliki pH alami 3,5-4,5. Untuk menanam padi yang membutuhkan pH 6-7, petani menambahkan kapur (CaCO₃). Mengapa sistem alami asam humat/ humat (asam lemah/ basa konjugasi) dalam tanah disebut sebagai "penyangga alami"?

Penjelasan:

• Asam humat (HA) dan ion humat (A^-) membentuk pasangan asam-basa konjugasi yang dapat menetralisir tambahan H⁺ atau OH^-.
• Ketika ditambah CaCO₃ (basa), HA melepas H⁺ untuk menetralisir OH^-: HA + OH^- → A^- + H₂O.
• Sistem ini memperlambat kenaikan pH sehingga perubahan tidak drastis yang merusak mikroorganisme tanah.

Soal 18 (Kimia Fisik)

Konteks: Kapasitas Bufer .

Dua larutan penyangga dibuat dengan komposisi:
- Bufer X: 0,1 M CH₃COOH + 0,1 M CH₃COONa (total 100 mL)
- Bufer Y: 0,01 M CH₃COOH + 0,01 M CH₃COONa (total 1000 mL)
Manakah yang memiliki kapasitas Bufer lebih besar terhadap penambahan HCl 0,1 M? Jelaskan!

Jawaban: Bufer X

Alasan:

• Kapasitas Bufer bergantung pada jumlah mol komponen penyangga, bukan volume.
• Bufer X: mol CH₃COO^- = 0,1 M × 0,1 L = 0,01 mol
• Bufer Y: mol CH₃COO^- = 0,01 M × 1 L = 0,01 mol (sama)
• Namun, konsentrasi tinggi (Bufer X) lebih resistan terhadap perubahan pH karena perubahan relatif [A^-]//[HA] lebih kecil saat ditambah asam.

Soal 19 (Bioteknologi)

Konteks: Kultur sel mamalia.

Dalam kultur sel, digunakan Bufer HEPES (pKa = 7,5) dan CO₂/NaHCO₃ (pKa = 6,1). Mengapa dua sistem Bufer ini sering dikombinasikan? Jelaskan berdasarkan mekanisme kerjanya!

Penjelasan:

• HEPES: Bufer organik dengan pKa 7,5 (optimal untuk pH fisiologis 7,2-7,4), tidak berinteraksi dengan CO₂.
• CO₂/NaHCO₃: Meniru sistem Bufer alami dalam tubuh, merespon perubahan metabolik sel yang menghasilkan CO₂.
• Kombinasi keduanya memberikan stabilitas ganda: HEPES untuk fluktuasi kecil, sistem bikarbonat untuk fluktuasi besar akibat aktivitas sel.

Soal 20 (Kimia Analitik)

Konteks: Preparasi sampel uji PCR.

Larutan TE Bufer (10 mM Tris-HCl + 1 mM EDTA, pH 8,0) digunakan untuk menyimpan DNA. Tris-HCl (pKa = 8,1) berfungsi sebagai penyangga, sedangkan EDTA mengikat ion Mg²⁺. Hitung perbandingan [Tris]//[Tris-H⁺] dalam larutan ini!

Langkah 1: Gunakan persamaan Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log([Tris]//[Tris-H⁺])

8,0 = 8,1 + log([Tris]//[Tris-H⁺])

log([Tris]//[Tris-H⁺]) = -0,1

[Tris]//[Tris-H⁺] = 10^-0,1 ≈ 0,79

Artinya: Perbandingan mol Tris : Tris-H⁺ = 0,79 : 1

Soal 21 (Industri Pangan)

Konteks: Pengawetan saus tomat.

Saus tomat komersial (pH 3,8-4,2) menggunakan Bufer asam sitrat/sitrat (pKa₁ = 3,1; pKa₂ = 4,8). Mengapa sistem Bufer ini efektif untuk:
a) Menghambat pertumbuhan bakteri?
b) Mempertahankan rasa asam yang konsisten?

Jawaban:

a) Efek antibakteri:

• pH 3,8-4,2 berada di bawah kisaran pertumbuhan kebanyakan bakteri (pH 6,5-7,5).
• Asam sitrat dapat menembus dinding sel bakteri dan mengganggu metabolisme.

b) Konsistensi rasa:

• Sistem Bufer mempertahankan pH stabil meskipun ada pengenceran atau kontaminasi minor.
• pH rendah (asam) dipertahankan oleh kesetimbangan H₃Cit ⇌ H₂Cit^- + H⁺.

Soal 22 (Hitung [HA])

Konteks: Preparasi Bufer fosfat untuk obat.

Sebanyak 100 mL larutan penyangga NaH₂PO₄ 0,2 M (Ka = 6,3 × 10^-8) memiliki pH 7,0. Berapa konsentrasi H₃PO₄ yang harus ditambahkan ke dalam larutan ini untuk mencapai pH 6,8?

Langkah 1: Hitung [H₃PO₄] awal (pH 7,0):

7,0 = -log(6,3 × 10^-8) + log([H₂PO₄^-]//[H₃PO₄])

7,0 = 7,2 + log(0,2/[H₃PO₄]) → [H₃PO₄] = 0,316 M

Langkah 2: Hitung [H₃PO₄] baru (pH 6,8):

6,8 = 7,2 + log(0,2/[H₃PO₄]) → [H₃PO₄] = 0,501 M

Soal 23 (Hitung Volume NaOH)

Konteks: Titrasi parsial untuk membuat Bufer .

Berapa mL NaOH 0,1 M yang harus ditambahkan ke dalam 50 mL CH₃COOH 0,2 M (Ka = 1,8 × 10^-5) untuk mendapatkan larutan penyangga dengan pH 5,0?

Langkah 1: Gunakan persamaan Henderson-Hasselbalch:

5,0 = 4,74 + log([CH₃COO^-]//[CH₃COOH])

[CH₃COO^-]//[CH₃COOH] = 1,82

Langkah 2: Hitung volume NaOH (x mL):

Mol CH₃COO^- = x × 0,1

Mol CH₃COOH sisa = 10 - (x × 0,1)

(0,1x)/(10 - 0,1x) = 1,82 → x = 64,5 mL

Soal 24 (Hitung Massa NH₄Cl)

Konteks: Bufer untuk kultur bakteri.

Seorang peneliti ingin membuat 500 mL larutan penyangga NH₃ 0,1 M (Kb = 1,8 × 10^-5) dengan pH 9,0. Berapa gram NH₄Cl (Mr = 53,5) yang harus ditambahkan?

Langkah 1: Hitung pOH dan [NH₄⁺]:

pOH = 14 - 9,0 = 5,0

5,0 = -log(1,8 × 10^-5) + log([NH₄⁺]/0,1)

[NH₄⁺] = 0,056 M

Langkah 2: Hitung massa NH₄Cl:

Mol NH₄⁺ = 0,056 × 0,5 = 0,028 mol

Massa = 0,028 × 53,5 = 1,498 gram

Soal 25 (Hitung Ka)

Konteks: Karakterisasi asam organik.

Larutan penyangga dibuat dengan mencampur 100 mL larutan asam lemah HA 0,3 M dan 100 mL NaA 0,1 M memiliki pH 5,0. Tentukan nilai Ka asam lemah HA!

Langkah 1: Hitung konsentrasi setelah pencampuran:

[HA] = (100 × 0,3)/200 = 0,15 M

[A^-] = (100 × 0,1)/200 = 0,05 M

Langkah 2: Hitung Ka:

5,0 = pKa + log(0,05/0,15)

pKa = 5,0 - log(1/3) = 5,48

Ka = 10^-5,48 = 3,3 × 10^-6

Soal 26 (Hitung Perbandingan Volume)

Konteks: Optimasi Bufer di laboratorium.

Berapa perbandingan volume NH₃ 0,2 M dan NH₄Cl 0,2 M yang harus dicampur untuk membuat larutan penyangga dengan pH 10,0? (Kb NH₃ = 1,8 × 10^-5)

Langkah 1: Hitung pOH:

pOH = 14 - 10 = 4,0

4,0 = -log(1,8 × 10^-5) + log([NH₄⁺]//[NH₃])

log([NH₄⁺]//[NH₃]) = -0,74

[NH₄⁺]//[NH₃] = 0,182

Langkah 2: Hitung perbandingan volume:

(0,2 × V_NH4Cl)/(0,2 × V_NH3) = 0,182

V_NH4Cl : V_NH3 = 1 : 5,5

Soal 27 (Hitung Perubahan Konsentrasi)

Konteks: Pengenceran Bufer dalam analisis.

Larutan penyangga asam format/HCOONa dengan pH 3,8 (Ka = 1,8 × 10^-4) diencerkan hingga konsentrasi HCOONa menjadi 0,02 M. Jika pH setelah pengenceran adalah 4,0, berapa konsentrasi awal HCOONa sebelum diencerkan?

Langkah 1: Hitung [HCOO^-]//[HCOOH] awal (pH 3,8):

3,8 = 3,74 + log([HCOO^-]//[HCOOH])

[HCOO^-]//[HCOOH] = 1,15

Langkah 2: Hitung [HCOOH] setelah pengenceran (pH 4,0):

4,0 = 3,74 + log(0,02/[HCOOH])

[HCOOH] = 0,0115 M

Langkah 3: Hitung konsentrasi awal:

Karena perbandingan tetap, [HCOO^-]_awal = 1,15 × [HCOOH]_awal

Faktor pengenceran = 0,02/[HCOO^-]_awal = 0,0115/[HCOOH]_awal

Substitusi diperoleh [HCOO^-]_awal = 0,0345 M

Soal 28 (Kapasitas Bufer )

Konteks: Evaluasi stabilitas Bufer enzimatik.

Larutan penyangga Tris-HCl 0,1 M (pKa = 8,1) dengan pH 7,8 memiliki kapasitas Bufer (β) sebesar 0,023 mol/L·pH. Berapa mL HCl 0,1 M yang dapat ditambahkan ke dalam 100 mL larutan ini sebelum pH-nya turun menjadi 7,6?

Langkah 1: Hitung ΔpH:

ΔpH = 7,6 - 7,8 = -0,2

Langkah 2: Gunakan rumus kapasitas Bufer :

β = Δn/(ΔpH × V) → 0,023 = Δn/(0,2 × 0,1)

Δn = 0,00046 mol HCl

Langkah 3: Hitung volume HCl:

V = n/M = 0,00046/0,1 = 4,6 mL

Soal 29 (Aktivitas Ion)

Konteks: Bufer dalam kondisi ionic strength tinggi.

Larutan penyangga asetat (Ka = 1,8×10^-5) dengan konsentrasi [CH₃COOH] = 0,2 M dan [CH₃COO^-] = 0,3 M memiliki koefisien aktivitas γ_A- = 0,75. Hitung pH nyata dengan memperhitungkan aktivitas ion!

Langkah 1: Hitung [A^-] efektif:

[A^-]_efektif = γ × [A^-] = 0,75 × 0,3 = 0,225 M

Langkah 2: Hitung pH:

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

pH = 4,74 + log(0,225/0,2) = 4,79

Catatan: pH tanpa koreksi aktivitas = 4,82

Soal 30 (Asam Poliprotik)

Konteks: Sistem Bufer karbonat dalam oceanografi.

Air laut mengandung HCO₃^- 0,002 M dan CO₃^2- 0,0003 M (Ka₂ H₂CO₃ = 4,7×10^-11). Jika pH air laut adalah 9,8, hitung konsentrasi H₂CO₃ dalam sistem ini!

Gunakan persamaan untuk Bufer HCO₃^-/CO₃^2-:

pH = pKa₂ + log([CO₃^2-]//[HCO₃^-])

9,8 = -log(4,7×10^-11) + log(0,0003/0,002)

9,8 = 10,33 + log(0,15) → Konsisten (log(0,15) ≈ -0,82)

Kesimpulan: [H₂CO₃] sangat kecil (≪ 10^-6 M) karena pH ≫ pKa₁ (6,3)

Soal 31 (Aplikasi Sel Elektrokimia)

Konteks: Potensial elektrode hidrogen dalam Bufer .

Suatu sel elektrokimia menggunakan elektrode hidrogen dalam larutan penyangga asetat pH 4,7. Jika potensial sel terukur 0,32 V, hitung tekanan H₂ (atm) pada elektrode tersebut! (E° = 0 V, T = 298 K)

Gunakan persamaan Nernst:

E = E° - (0,059/n)log(P_H2/[H⁺]²)

0,32 = 0 - 0,059 log(P_H2/(10^-4,7)²)

log(P_H2/10^-9,4) = -5,42

P_H2 = 10^-14,82 = 1,51×10^-15 atm

Soal 32 (Entalpi Disosiasi)

Konteks: Pengaruh suhu pada pH Bufer .

Suatu Bufer fosfat (pKa = 7,2 pada 25°C) memiliki ΔH° disosiasi = +12 kJ/mol. Jika pH Bufer ini 7,0 pada 25°C, berapa pH-nya pada 37°C? (R = 8,314 J/mol·K)

Gunakan persamaan van't Hoff:

ln(Ka₂/Ka₁) = (ΔH°/R)(1/T₁ - 1/T₂)

ln(Ka₂/10^-7,2) = (12000/8,314)(1/298 - 1/310)

Ka₂ = 2,04×10^-7 → pKa₂ = 6,69

pH baru:

pH = pKa + log([A^-]//[HA]) = 6,69 + log(10^0,2) = 6,89

Soal 33 (Aplikasi Nanoteknologi)

Konteks: Sintesis nanopartikel emas.

Dalam sintesis nanopartikel emas, digunakan Bufer sitrat (pKa = 6,4) dengan konsentrasi total 0,01 M. Jika diinginkan ukuran nanopartikel 20 nm pada pH 5,8, berapa massa Na₃ sitrat (Mr = 258) dan asam sitrat (Mr = 192) yang harus dicampur untuk membuat 500 mL Bufer ?

Langkah 1: Hitung perbandingan [A^-]//[HA]:

5,8 = 6,4 + log([A^-]//[HA]) → [A^-]//[HA] = 0,25

Langkah 2: Hitung konsentrasi masing-masing:

[HA] + [A^-] = 0,01 M

[HA] = 0,008 M; [A^-] = 0,002 M

Langkah 3: Hitung massa:

massa Na₃ sitrat = 0,002 × 0,5 × 258 = 0,258 gram

massa asam sitrat = 0,008 × 0,5 × 192 = 0,768 gram

Soal 34 (Model Dinamik)

Konteks: Sistem Bufer dalam reaksi enzimatik.

Suatu reaksi enzimatik menghasilkan 0,01 mol H⁺/menit dalam 200 mL Bufer fosfat 0,1 M (pH 7,4; pKa₂ = 7,2). Jika kapasitas Bufer (β) sistem ini adalah 0,05 mol/L·pH, setelah berapa menit pH larutan akan turun menjadi 7,0? Asumsikan tidak ada mekanisme kompensasi lain.

Langkah 1: Hitung ΔpH:

ΔpH = 7,0 - 7,4 = -0,4

Langkah 2: Hitung mol H⁺ yang dapat disangga:

β = Δn/(ΔpH × V) → 0,05 = Δn/(0,4 × 0,2)

Δn = 0,004 mol H⁺

Langkah 3: Hitung waktu:

t = Δn/rate = 0,004/0,01 = 0,4 menit (24 detik)

Soal 35 (Interaksi dengan K_sp)

Konteks: Pengendapan selektif dalam analisis kimia.

Larutan mengandung 0,01 M ion Ca²⁺ dan 0,1 M ion Ba²⁺. Dengan menambahkan Bufer fosfat (H₂PO₄^-/HPO₄^2-; pH = 8,0; pKa₂ = 7,2), ion mana yang akan mengendap lebih dahulu jika K_sp Ca₃(PO₄)₂ = 2×10^-29 dan K_sp Ba₃(PO₄)₂ = 6×10^-39?

Langkah 1: Hitung [PO₄^3-] dalam Bufer :

pH = pKa₃ + log([PO₄^3-]//[HPO₄^2-])

8,0 = 12,3 + log([PO₄^3-]//[HPO₄^2-]) → [PO₄^3-] ≈ 10^-12,3 M

Langkah 2: Hitung Q untuk masing-masing senyawa:

Q_Ca = [Ca²⁺]³[PO₄^3-]² = (0,01)³(10^-12,3)² ≈ 10^-42,6

Q_Ba = [Ba²⁺]³[PO₄^3-]² = (0,1)³(10^-12,3)² ≈ 10^-39,6

Hasil: Q_Ba > K_sp Ba₃(PO₄)₂ → Ba²⁺ mengendap lebih dahulu

Soal 36 (Efek Ion Umum Lanjut)

Konteks: Optimasi Bufer untuk elektroforesis.

Dalam elektroforesis DNA, digunakan Bufer TBE (Tris-Borat-EDTA) dengan pH 8,3. Jika konsentrasi Tris 0,1 M dan ion borat (H₂BO₃^-) 0,05 M (Ka borat = 5,8×10^-10), hitung:
a) Konsentrasi EDTA (Y^4-) yang dibutuhkan agar 99% ion Mg²⁺ (pengganggu) terkompleks (K_f MgY^2- = 4×10⁸)
b) Fraksi borat dalam bentuk H₃BO₃ pada pH ini

a) Kompleksasi Mg²⁺:

K_f = [MgY^2-]/([Mg²⁺][Y^4-])

4×10⁸ = (0,99[Mg_total])/(0,01[Mg_total][Y^4-])

[Y^4-] = 2,5×10^-7 M

b) Fraksi H₃BO₃:

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

8,3 = 9,24 + log(0,05/[H₃BO₃])

[H₃BO₃] = 0,86 M → Fraksi = 0,86/(0,86+0,05) ≈ 0,945

Soal 37 (Integrasi Bufer -Redoks)

Konteks: Sistem penyangga dalam baterai aliran.

Suatu baterai aliran vanadium menggunakan Bufer sulfat (HSO₄^-/SO₄^2-; pKa = 1,99) untuk mempertahankan pH 1,5. Jika potensial reduksi |V^4+/V^5+| = +1,00 V dan konsentrasi total vanadium 0,1 M, hitung:
a) Perbandingan |([V^5+])/([V^4+])| pada pH ini
b) Potensial sel jika [SO₄^2-] = 0,01 M

a) Pengaruh pH pada redoks:

Reaksi: VO₂⁺ + 2H⁺ + e^- ⇌ VO²⁺ + H₂O

E = E° - |0,059/n| log(|[VO^2+]//[VO_2^+][H^+]^2|)

Asumsikan E = 1,00 V → |[VO_2^+]//[VO^2+]| = 10^-6,78

b) Potensial sel:

[HSO₄^-] = 0,1 - 0,01 = 0,09 M (dari Bufer )

Aktivitas ion mengubah potensial melalui persamaan Nernst lengkap.

Soal 38 (Pemodelan Komputer)

Konteks: Prediksi perilaku Bufer kompleks.

Suatu sistem Bufer multifungsi mengandung 3 komponen:
- Asam sitrat (pKa₁=3,1; pKa₂=4,8; pKa₃=6,4)
- Tris-HCl (pKa=8,1)
- Borat (pKa=9,2)
Jika pH sistem dipertahankan pada 7,0 dengan kekuatan ionik 0,15 M:
a) Gambarkan diagram distribusi spesies
b) Hitung fraksi masing-masing spesies yang berkontribusi >5% pada kapasitas Bufer

a) Diagram distribusi:

Menggunakan persamaan:
α_i = [H⁺]ⁿ/([H⁺]ⁿ + K_a1[H⁺]^n-1 + ... + K_a1K_a2...K_an)

b) Kontribusi kapasitas Bufer :

β_total = 2,3([H⁺] + [OH^-] + ΣC_iα_i(1-α_i))

Spesies dominan: HCit^2-, HCit^-, TrisH⁺

Soal 39 (Model Sistem Biologis)

Konteks: Regulasi pH mitokondria.

Dalam mitokondria, sistem Bufer fosfat (10 mM) bekerja bersama pompa proton yang mengeluarkan 3×10^-6 mol H⁺/detik. Jika volume mitokondria 1×10^-15 L dan kapasitas Bufer intrinsik 0,02 mol/L·pH:
a) Turunkan persamaan diferensial untuk perubahan pH terhadap waktu
b) Hitung waktu yang dibutuhkan untuk menaikkan pH dari 6,8 ke 7,2

a) Persamaan diferensial:

dpH/dt = (J_H+)/(V × β_total)

β_total = β_Bufer + β_intrinsik

b) Perhitungan waktu:

ΔpH = 0,4
β = 0,02 + (2,3 × 0,01 × 0,5 × 0,5) = 0,02575
t = |(0,02575 × 1×10^-15 × 0,4)/(3×10^-6)| ≈ 3,43 μdetik

Soal 40 (Model Sistem Biologis)

Konteks: Dalam fisiologi manusia, darah mempertahankan pH stabil (7,35-7,45) menggunakan tiga sistem Bufer utama:

1. Bufer bikarbonat (H₂CO₃/HCO₃^-; pKa = 6,1)
2. Bufer hemoglobin (HHb/Hb^-; pKa = 7,2)
3. Bufer fosfat (H₂PO₄^-/HPO₄^2-; pKa = 7,2)

Soal:

Sebuah simulasi laboratorium menggunakan larutan analog darah dengan komposisi:

• [HCO₃^-] = 0,024 M
• [H₂CO₃] = 0,0012 M
• [Hb^-] = 0,002 M
• [HHb] = 0,003 M
• [HPO₄^2-] = 0,001 M
• [H₂PO₄^-] = 0,0005 M

Jika ke dalam 1 L larutan ini ditambahkan:

• 0,005 mol H⁺ (simulasi produksi asam laktat saat olahraga)
• 0,002 mol OH^- (simulasi efek hiperventilasi)

Hitung:

1. pH awal darah analog sebelum penambahan
2. Perubahan pH setelah penambahan H⁺ dan OH^- secara bertahap
3. Komponen Bufer yang paling efektif menstabilkan pH, dan jelaskan alasannya!

1. pH Awal Darah Analog

Gunakan persamaan Henderson-Hasselbalch untuk setiap sistem Bufer :

a. Bufer Bikarbonat:

pH = pKa + log([HCO₃^-]/[H₂CO₃])
pH = 6,1 + log(0,024/0,0012)

pH = 6,1 + log(20) = 6,1 + 1,3 = 7,4

b. Bufer Hemoglobin:

pH = 7,2 + log([Hb^-]/[HHb])
pH = 7,2 + log(0,002/0,003)
pH = 7,2 - 0,18 = 7,02

c. Bufer Fosfat:

pH = 7,2 + log([HPO₄^2-]/[H₂PO₄^-])
pH = 7,2 + log(0,001/0,0005)

pH = 7,2 + 0,3 = 7,5

pH rata-rata darah analog ≈ 7,4 (sesuai fisiologis).

2. Perubahan pH setelah Penambahan Asam/Basa

a. Penambahan 0,005 mol H⁺:

Reaksi utama dengan HCO₃^-:

HCO₃^- + H⁺ → H₂CO₃

Perubahan konsentrasi:

• Δ[HCO₃^-] = -0,005 M
• Δ[H₂CO₃] = +0,005 M

Konsentrasi baru:

• [HCO₃^-] = 0,024 - 0,005 = 0,019 M
• [H₂CO₃] = 0,0012 + 0,005 = 0,0062 M

pH baru:

pH = 6,1 + log(0,019/0,0062)
pH ≈ 6,1 + 0,49 = 6,59

b. Penambahan 0,002 mol OH^-:

Reaksi utama dengan H₂CO₃:

H₂CO₃ + OH^- → HCO₃^- + H₂O

Perubahan konsentrasi:

• Δ[H₂CO₃] = -0,002 M
• Δ[HCO₃^-] = +0,002 M

Konsentrasi baru:

• [H₂CO₃] = 0,0062 - 0,002 = 0,0042 M
• [HCO₃^-] = 0,019 + 0,002 = 0,021 M

pH baru:

pH = 6,1 + log(0,021/0,0042)
pH ≈ 6,1 + 0,7 = 6,8

Hasil akhir:

• pH turun dari 7,4 → 6,59 setelah +H⁺
• pH naik menjadi 6,8 setelah +OH^-

3. Komponen Bufer Paling Efektif

Bikarbonat (HCO₃^-/H₂CO₃) paling efektif karena:

1. Konsentrasi tinggi (0,024 M vs 0,002 M hemoglobin)
2. Siklus terbuka dengan CO₂ pernapasan, memungkinkan regenerasi cepat
3. Kapasitas Bufer (β) terbesar:

   β = 2,3 × [HCO₃^-] × ([H₂CO₃]/([HCO₃^-] + [H₂CO₃]))

Kesimpulan: Sistem bikarbonat menyumbang >75% kapasitas Bufer darah, diikuti hemoglobin dan fosfat.