Larutan penyangga (buffer) merupakan larutan yang dapat mempertahankan pH ketika sejumlah zat asam atau basa ditambahkan ke dalam larutan.

A. Larutan Penyangga Basa

Larutan penyangga basa adalah larutan yang terdiri dari:

• Basa lemah
• Asam konjugasi

Contoh

Larutan yang terdiri atas \(\ce{NH4OH}\) dan \(\ce{NH4Cl}\)

\begin{equation*} \begin{array} & \ce{NH4OH (aq) & <=> & NH4+ (aq) & + & OH- (aq)} \quad {\color {red} \dotso \: (1)} \\\\ {\color{blue}\text{basa lemah}} &&  && \end{array} \end{equation*}

\begin{equation*} \begin{array} & \ce{NH4Cl (aq) & -> & NH4+ (aq) & + & Cl- (aq)} \quad {\color {red} \dotso \: (2)}\\\\ && {\color{blue}\text{asam konjugasi}} && \end{array} \end{equation*}

\(\ce{NH4OH}\) dan \(\ce{NH4+}\) membentuk larutan penyangga basa.

B. Mekanisme Stabilisasi PH

Penambahan basa

Apabila ke dalam larutan ditambahkan zat basa, maka ion \(\ce{OH-}\) yang berasal dari zat basa tersebut akan diserap oleh asam konjugasi \(\ce{NH4+}\)

\begin{equation*} \begin{array} & \ce{NH4+ (aq) & + & OH- (aq) & <=> & NH4OH (aq)} \\\\ {\color{blue}\text{asam konjugasi}} && {\color{blue}\text{penambahan basa}} && {\color{blue}\text{bertambah}} \end{array} \end{equation*}

Karena ion \(\ce{OH-}\) diserap oleh \(\ce{NH4+}\) maka pH kembali stabil. Namun karena reaksi di atas merupakan reaksi kesetimbangan, tidak semua penambahan ion \(\ce{OH-}\) diserap, sehingga pH akan naik sedikit.

Penambahan asam

Apabila ke dalam larutan ditambahkan zat asam, maka ion \(\ce{H+}\) yang berasal dari asam tersebut akan diserap oleh \(\ce{NH4OH}\) dan \(\ce{OH-}\)

\begin{equation*} \begin{array} & \ce{NH4OH (aq) & + & H+ (aq) & <=> & NH4+ (aq) & + & H2O (l)} \\\\ {\color{blue}\text{basa lemah}} && {\color{blue}\text{penambahan asam}} && {\color{blue}\text{bertambah}} \end{array} \end{equation*}

Karena ion \(\ce{H+}\) diserap oleh \(\ce{NH4OH}\) dan \(\ce{OH-}\) maka pH kembali stabil. Namun karena reaksi di atas merupakan reaksi kesetimbangan, tidak semua penambahan ion \(\ce{H+}\) diserap, sehingga pH akan turun sedikit.

C. pH Larutan

\(\bbox[5px, border: 2px solid red] {[\ce{OH-}] = \text{Kb} \:.\: \dfrac {\text{mol basa lemah}}{\text{mol asam konjugasi}}}\)

Contoh:

\begin{equation*} \begin{array} & \ce{NH4OH (aq) & <=> & NH4+ (aq) & + & OH- (aq)} \quad {\color {red} \dotso \: (1)} \\\\ {\color{blue}\text{basa lemah}} &&  && \end{array} \end{equation*}

\begin{equation*} \begin{array} & \ce{NH4Cl (aq) & -> & NH4+ (aq) & + & Cl- (aq)} \quad {\color {red} \dotso \: (2)}\\\\ && {\color{blue}\text{asam konjugasi}} && \end{array} \end{equation*}

Reaksi pertama merupakan reaksi kesetimbangan dengan tetapan kesetimbangan Kb

\begin{equation*} \begin{split} \text{Kb} & = \frac {[\ce{NH4+}] \:.\: [\ce{OH-}]}{[\ce{NH4OH}]} \\\\ [\ce{NH4+}] \:.\: [\ce{OH-}] & = \text{Kb} \:.\: [\ce{NH4OH}] \\\\ [\ce{OH-}] & = \frac {\text{Kb} \:.\: [\ce{NH4OH}]}{[\ce{NH4+}]} \\\\ [\ce{OH-}] & = \text{Kb} \:.\: \frac {\ce{mol NH4OH}}{\ce{mol NH4+}} \end{split} \end{equation*}

Catatan:

\(\ce{Mol NH4OH}\) berasal dari reaksi 1

\(\ce{Mol NH4+}\) berasal dari reaksi 2