keseimbangan asam basa

Keseimbangan Asam Basa

Dra. Asterina, MS

Teori Asam – Basa

Archenius Lavoiser Lewis Bronsted & Lowry

AsamHCl H+ + Cl-

asam Basa Konyugasi Basa

NH3 + H+ NH4+

basa asam konyugasi

Asam yang telah memberikan protonnya → Basa Konyugasi

Basa yang telah menerima Proton → Basa yang telah menerima Proton → Asam Asam KonyugasiKonyugasi

Tata NamaAsam :

Hx (tidak mengandung O)Hox (mengandung O)

HX :di berikan nama berdasarkan gugus sisa asam, di berikan akhiran ida

contoh : HCL Asam kloridaHOX : di beri nama sesuai nama asam utama, di

berikan akhiran atContoh: HClO asam hipoklorit

HClO2 asam klorit HClO3 asam klorat asam utama

HClO3 asam perklorat

Basa : HX (tanpa O) HOX (mengandung O)

HX : diberi nama sesuai nama trivial (penemu)contoh : NH3 Amoniak

HOX : diberi akhiran hidroksidcontoh : Natrium hidroksida

PROTOLITIK

Proses serah terima proton dari Asam Proses serah terima proton dari Asam kepada Basa (kepada Basa (PenetralanPenetralan))

HCl + HHCl + H22O HO H33OO++ + Cl + Cl--

Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1

NHNH33 + H + H22O NHO NH44++ + OH + OH--

Basa 1 Asam 2 Asam 1 Basa 2Basa 1 Asam 2 Asam 1 Basa 2

Kekuatan Asam – Basa

AsamHX (tidak mengandung O)HOX (mengandung O)

Asam HXTergantung pada mudah atau tidak H+ lepas Mudah atau tidak H+ lepas tergantung pada Sifat

Elektronegatif contoh : H3P > H2S > HCl

Jari – jari atom contoh : HCl > HBr > HI

Asam HOX :Tergantung pada bilangan oksidasi unsur

contoh : H2SO4 > H2SO3

Kekuatan asam juga tergantung pada nilai Ka

Basa Tergantung pada sifat elektropositif unsur.

contoh : NaOH > Ca(OH)2 > N(OH)3

Mudah atau tidaknya H lepas tergantung pada :

1. Sifat ElektronegatifDalam skala : Asam bertambah kuat bila X semakin elektronegatif.

Contoh : HCl > H2S > H3P2. Ukuran Jari – jari

Dalam 1 golongan : Asam bertambah kuat bila jari - jari bertambah besarContoh : HI > HCl > HF

Mudah atau tidaknya H lepas tergantung pada :

Sifat Elektromagnetik X* Bertambah kuat elektron ditarik dari H, bertambah mudah H lepascontoh : HOCl > HOBr > HO I

Untuk asam-asam yang berasal dari unsur non logam yang sama, kekuatan asam tergantung pada bil oksidasi unsur non logam yang terletak ditengah

Contoh : H2SO4 > H2SO3

Kekuatan Asam juga ditentukan oleh tetapan asam (Ka)

Hx H+ + X-

(H+ ) (X- ) (Hx) Ka =

Pengertian pH

pH = - log [ H+ ]

PH = 7 → larutan netralPH = < 7 → larutan asamPH = > 7 → larutan basa

Perhitungan Asam Kuat

pH = - Log [H+]contoh : pH HCl 0,01 M = 2

pH H2SO4 0,01 M = 2 – log 2

Basa Kuat pH = - Log [OH-]

contoh : pOH NaOH 0,001 M = 3

Asam Lemah pH =

Contoh : pH CH3COOH 0,1 M (Ka = 10-5) pH = pH = = 3

Hidrolisis Garam

Garam di bagi atas 4 golongan :1. Berasal dari asam kuat dan basa kuat

contoh : NaCl tidak mengalami hidrolisis (pH = 7)

2. Berasal dari asam kuat dan basa lemahcontoh : NH4Cl (pH < 7)

3. Berasal dari asam lemah dan basa kuatcontoh : NaCN (pH > 7)

4. Berasal dari asam lemah dan basa lemah

Garam ini mengalami hidrolisi total

Larutan BufferLarutan yang mengandung : Asam lemah dengan garamnya Basa lemah dengan garamnyaAsam lemah dengan garamnya :

contoh : CH3COOH dengan CH3COONa

[H+] = Ka. pH = pKa + Log

Basa lemah dengan garamnyacontoh : NH4OH dengan NH4Cl

[OH-] = Kb. pOH = pKb + log

Keseimbangan Asam Basa Dalam tubuh

• Didalam tubuh gas CO2 dapat berereksi dengan air membentuk asam karbonat, disamping itu asam dapat berasal dari proses metabolisme.

• Asam ada yang mudah terurai dalam tubuh, misalnya H2CO3 dan ada yang tidak dapat terurai, misalnya asam laktat

• Keseimbangan asam basa dalam tubuh perlu dijaga, karena adanya perubahan ion Hidrogen atau pH sedikit saja dari nilai normal dapat menyebabkan gangguan kesetimbangan dalam tubuh dan dapat menyebabkan kematian.

Keseimbangan Asam Basa dalam tubuh tergantung pada konsentrasi ion H+

Konsentrasi ion Hidrogen cairan ekstraseluler dalam keadaan normal = 4 x 10-8 MpH = 7,4pH normal darah arteri = 7,4

Gangguan Keseimbangan asam Basa

1. Asidosis metabolik2. Alkalosis metabolik3. Asidosis Respiratorik4. Alkalosis Respitorik

Asidosis metabolik dan alkalosis metabolik, salah satu penyebabnya karena ketidak seimbangan dalam pembentukan dan pembuangan asam basa oleh ginjal

Asidosis respiratorik dan alkalosis respiratorik terutama Di sebabkan oleh kelainan pada pernafasan

Proses metabolisme

Proses respirasi

Bila (H+) > (H+) normal dan pH < pH normal disebut Asidosis

bila (H+) < (+) normal dan pH > pH disebut Alkalosis.

Batas pH yangmasih dapat ditanggulangi oleh tubuh adalah 7 – 8.

Bila pH < 7 dan > 8 dapat menyebabkan kematian.

ASID

OSI

S

KEM

ATI

AN

ALKALOSIS

KEM

ATIA

N

pH Darah

7.38 7.42

7.35 7.45

6.8

7.8

Tubuh menggunakan 3 sistem untuk mengendalikan keseimbangan asam

– basa yaitu:1. Sistem Penyangga (Buffer)

Mencegah perubahan ion Hidrogen secara berlebihan Dapat bekerja beberapa detik untuk mencegah perubahan ion

Hidrogen2. Sistem pernafasan

Mengatur perlepasan gas CO2 melalui pernafasan Mengatur H2CO3 dalam tubuh Memerlukan waktu beberapa menit Jika (H+) berubah,

pusat pernapasan segera terangsang untuk mengubah kecepatan pengeluaran gas CO2 dari cairan tubuh, sehingga (H+) kembali normal ,memerlukan waktu 3 sampai 12 menit

3. Ginjal Mengatur kelebihan asam atau basa Bekerja beberapa jam sampai beberapa hari

Larutan Buffer dan fungsinya dalam tubuh Buffer Bikarbonat (H2CO3 / BHCo3)

Terdiri dari campuran H2CO3 dan NaHCO3 Kelebihan H+ di ikat oleh HCO3-

H+ + HCO3- H2CO3

Buffer ini terdapat dalam semua cairan tubuh berperan penting dalam menunjang keseimbangan asam – basa

Buffer ProteinSangat penting untuk menetralkan kelebihan asam karbonat dalam plasma

Protein + H+ H- Protein

Buffer PhosfatTerdiri dari binatrium dan mononatrium fosfat (Na2HPO4 dan NaH2PO4 ). Sangat penting untuk sel darah merah dan ginjal

H3PO4= + H+ H3PO4

-

Buffer HemoglobinSangat penting untuk menetralkan kelebihan H2CO3 dalam eritrosit

CO2 + H2O H2CO3

H2CO3 + Hb HCO3- + H+HbO

H2CO3 + HbO2 HCO3

- + H+HbO

Persamaan Henderson – HassebalchUntuk sistem buffer bikarbonat CH2CO3 / HCO3

-

[H+] = Ka. pH = pKa + Log

= pKa +

carbonic

anhidrase

[HCO3-]

[H2

CO3

]Log

H2CO3 berasal dari CO2 + H20 karena sebagian CO2 terlarut dalam plasama di rubah menjadi H2CO3

Konsentrasi CO2 terlarut ekivalent dengan PCO2

sehingga pH = pKa + Log

S = Kons. KelarutanPCO2 = tekanan Parsial gas CO2

PCO2 = normal = 40 mmHg

Dalam keadaan normal perbandingan antara [HCO3

-] dengan H2CO3 cairan ekstra celulair = 20 : 1

[HCO3

-]

S x PCO2

Contoh soal :Bila di ketahui [HCO3

-] = 24 M eq/literPCO2 = 40 mmHgS = 0,03pKa = 6,1

pH = pKa + =pKa 6,1 + =6,1 +

= 7,4 normal

Log 0,03 x 40

20

1,2

24

24

Log

Log

1

Di mana HCO3-, 20 x lebih banyak dari H2CO3

Jika [HCO3-] meningkat pH meningkat

CO2

[HCO3-] berkurang pH berkurang

CO2