Sistemas tamponastes são aqueles que apresentam baixa variação de $\text{pH}$ na adição de ácidos ou bases. Nesse sentido, estas soluções apresentam um ácido e sua base conjugada em concentrações aproximadamente iguais, ou uma base e seu ácido conjugado em concentrações aproximadamente iguais. Com isso, vamos analisar as soluções: $• \ \text{Soluções I, III e V:}$ $\color{#3368b8}{\text{Tamponadas}}$ O ácido acético é um tampão bem conhecido, é um ácido fraco que em soluções aquosas se dissocia como:\begin{matrix} \ce{CH3COOH &<=>&CH3COO^- + H^+} \end{matrix}Nesse contexto, em todas as reações a base conjugada continua presente, ou seja, não é propriamente consumida, tal que podemos escrever:\begin{matrix} \text{I:}&\ce{CH3COOH + CH3COONa&<=>&2CH3COO^- + H^+ + Na^+} \\ \text{III:}&\ce{CH3COOH + NaOH&<=>&CH3COO^- + H2O + Na^+} \\ \text{V:}&\ce{CH3COOH + NH4OH &<=>&CH3COO^- + H2O + NH4^+} \end{matrix}Estas concentrações próximas contribuem e facilitam a reposição do sistema quando adicionado mais ácido ou base. Qualitativamente, pode-se justificar por Le Chatelier, em que o equilíbrio se desloca conforme depositado o ácido ou base. Já quantitativamente, têm-se a relação de Henderson-Hasselbalch, como:\begin{matrix} \ce{pH} = \ce{pK_a} - \log{\dfrac{[\ce{CH3COOH }]}{[\ce{CH3COO^- }]}} \end{matrix}Pondere que se $[\ce{CH3COOH }] \approx [\ce{CH3COO^- }]$, o $\text{log}$ é aproximadamente $0$. $• \ \text{Solução IV:}$ $\color{orangered}{\text{Não tamponada}}$ A reação entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico é uma neutralização característica entre ácidos e bases fortes, ou seja, não irá tamponar o sistema. $• \ \text{Solução II:}$ $\color{#3368b8}{\text{Tamponada}}$ A amônia apresenta uma situação análoga ao ácido acético, porém, é uma base fraca, tal que seu ácido conjugado exerce o efeito tamponante. Dessa maneira, temos a reação:\begin{matrix} \ce{NH_3 + HCl &<=>& NH4^+ + Cl-} \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (C) \end{matrix}