SASBEL

LI 1. MM Asam-basa Lo 1.1 Definisi 1.2 Klasifikasi

LI 2. MM Ukuran keasaman / pH Lo 2.1 Definisi 2.2 Indikator Asam basa 2.3 Cara Menetukan pH 2.4 Keseimbangan Asam-Basa (Al/Bl)

LI 3. Aspek Biokim dan Fisiologis keseimbangan Asam-Basa Lo 3.1 Definisi 3.2 Mekanisme

LI 4. Gangguan Keasaman Asam-Basa Lo 4.1 Definisi 4.2 Etiologi 4.3 Gejala 4.4 Penatalaksanaan

LI 1. MM ASAM BASA LO 1.1 Definisi

Definisi Asam dan basaAsam : sekelompok zat yang mengandung hidrogen yang mengalami disosiasi atau terpisah dalam larutan untuk menghasilkan H+

Basa: Bahan yang dapat berikatan dengan H+

Teori ArheniusAsam : Zat yang terdisosiasi dalam air yang membentuk ion hidrogen (H+)Basa : Zat yang terdiososiasi dalam air yang membentuk ion hidroksil (OH-)

Teori Bronsted lowryAsam : suatu zat/bahan yang cenderung memberikan sebuah protonBasa: suatu zat/bahan yang cenderung menerima sebuah protonAsam basa adalah proses memberi dan menerimanya proton serta pembentukan ion hidrogen dan hidroksil

Diperkenalkan oleh Johannnes Bronsted & Thomas Lowry pada tahun 1923 Asam didefinisikan sebagai suatu zat yang dapat memberikan ion hidrogen,

dan sebuah basa adalah suatu zat yang dapat menerima ion hidrogen Dalam reaksi asam basa, ion hidrogen dipindahkan dari asam ke basa

CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + CH3COO-(aq)Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2

Asam-basa terdapat sebagai pasangan konyugat. CH3COO- adalah basa konyugat dari CH3COOH dan sebaliknya. H3O+ dan H2O juga membentuk pasangan asam-basa konyugat.

HCl(dalam NH3) + NH3(l) ↔ NH4+(dalamNH3) + Cl-(dalamNH3)

Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2 Contoh asam basa bronsted lowry pada pelarut non-H2O

Beberapa molekul dan ion dapat berfungsi sebagai asam maupun sebagai basa tergantung konsidi reaksi sehingga disebut amfoter. Sebagai contoh air dan ion hidrogen karbonat

CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

H2O(l) + NH3(aq) ↔NH4+(aq) + OH-(aq)

H2CO3-(aq) + H2O(l) ↔H3O+(aq) + CO2

2-(aq)

H2O(l) + HCO3-(aq) ↔ H2CO3(aq) + OH-(aq)

Asam 1 Basa 1 Asam 2 Basa 2

TEORI ASAM BASA LEWIS

Basa Lewis merupakan jenis basa yang menyumbangkan sepasang elektron bebas (donor elektron)

Asam Lewis adalah jenis asam yang menerima sepasang elektron bebas (akseptor elektron)

Salah satu contohnya reaksi molekul yang kekurangan elektron BF3 dengan molekul kaya elektron NH3 membentuk BF3NH3

Definisi Lewis mensistematiskan kimia berbagai macam oksida biner yang dapat dianggap sebagai anhidrida asam atau basa

Anhidrida asam didapatkan dengan mengambil air dari suatu asam okso sampai hanya tertinggal oksidanya, dengan demikian CO2 merupakan anhidrida asam karbonat (H2CO3)

CO2(g) + H2O(l) ↔ H2CO3(aq) Oksida logam Golongan I dan II adalah anhidrida basa, yang diperoleh dengan

menghilangkan air dari hidroksida yang sesuai. Contoh kalsium oksida, CaO, adalah anhidrida basa dari kalsium hidroksida Ca(OH)2

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) Reaksi oksida asam dan basa Lewis

CaO(s) + CO2(g) ↔ CaCO3(s)

LO.1.2 Klasifikasi Asam Basa

Berdasarkan kekuatannya

ASAM KUAT

Asam kuat adalah asam yang seluruhnya terionisasi di dalam larutan air. Contohnya HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, dan HClO4

Kekuatan asam dari seluruh asam kuat sama besar (efek perataan) dalam pelarut air, walaupun kemampuan untuk menyumbangkan hidrogen berbeda

Kesetimbangan reaksi asam kuat bergerak ke arah kanan (=1)

BASA KUAT

Basa kuat yaitu basa yang bereaksi sempurna menghasilkan ion OH- bila dilarutkan dalam air. Ion amida (NH2

-) dan hidrida (H-) merupakan basa kuat Kekuatan basa dari seluruh basa kuat sama besar (efek perataan) dalam

pelarut air, walaupun kemampuan untuk menyumbangkan OH- berbeda Kesetimbangan reaksi basa kuat bergerak ke arah kanan (=1)

ASAM LEMAH

Asam lemah jika perpindahan ion hidrogen ke air tidak berlangsung sampai selesai (mencapai kesetimbangan)

Asam lemah merupakan elektrolit lemah Asam lemah menghasilkan sifat koligatif yang lebih kecil daripada asam kuat Reaksi kesetimbangan asam lemah

HA(aq) + H2O(l)↔H3O+(aq) + A-(aq) Rumus kesetimbangan

[H3O+] [A-]= Ka[HA] Ka adalah tetapan kesetimbangan asam pada suhu tertentu

BASA LEMAH

Penjelasan asam lemah mirip dengan basa lemah Kb = ketetapan kesetimbangan basa Basa lemah bereaksi dengan air untuk menghasilkan OH-

Jumlah ion yang dihitung [OH-] Kb dari basa lemah lebih kecil dari 1 dan semakin lemah suatu basa, semakin

kecil nilai Kb-nya

Berdasarkan bentuk ionAsam anion (-), contohnya: H2SO4, SO3Asam Kation (+), contohnya: NH4, H3OBasa anion (-), contohnya : Clˉ, C

Basa kation (+), contohnya: Na+

Asam yang berasal dari proses metabolisme1. Asam volatil : Asam yang mudah menguap, dapat berubah bentuk menjadi cair maupun gasContoh : CO2

2. Asam non-volatil : Asam yang tidak mudah menguap, tidak dapat berubah bentuk menjadi gas untuk diekskresikan oleh paru-paru, tetapi harus diekskresikan oleh ginjal. Dapat berupa : - Asam organik

- Asam anorganik Berdasarkan kemampuan ionisasinya asam dan basa

1. Asam dan basa monoprotik Dapat melepaskan suatu ion H+/OH- (ionisasi primer) 2. Asam dan basa protipotik Dapat melepaskan 3/lebih ion H+/OH- (ionisasi tersier) 3. Asam basa diprotik

Dapat melepaskan ion H+/OH- (ionisasi sekunder

LI 2. MM UKURAN KEASAMAN / pH

Lo 2.1 Definisi

Nilai pH darah menunjukkan tingkat keasaman darah dalam tubuh. Nilai normal pH darah adalah 7,35-7,45. Nilai pH darah ini berkaitan erat dengan keseimbangan asam basa dalam tubuh. Pada kondisi asidosis (pH darah menurun) afinitas Hb terhadap oksigen berkurang,sehingga oksigen yg dapat ditranspor oleh darah berkurang. Pada kondisi alkalosis (pH darah meningkat) afinitas Hb thd oksigen meningkat. Akibatnya, uptake oksigen dlm paru-paru meningkat,tetapi pelepasan oksigen ke jaringan-jaringan terganggu sehingga tubuh tetap kekurangan oksigen.

Asmadi,2008

Lo 2.2 Indikator Asam Basa

larutan indikator adalah zat-zat yang mempunyai warna berbeda dalam larutan yang bersifat asam, basa, dan netral, sehingga dapat digunakan untuik membedakan larutan yang bersifat asam, basa, dan netral. Larutan indikator akan berubah warna jika PH (derajat keasaman) berubah. Pada suhu 25 derajat celcius maka pH + pOH = 14, untuk larutan netral pH = pOH = 7, sedangkan untuk larutan asam pH lebih kecil 7 dan larutan basa lebih besar 7. Jadi, pH merupakan ukuran konsentrasi ion hidrogen atau ukuran keasaman larutan. Ada dua macam indikator, yaitu:

Indikator penunjuk asam adalah indikator yang akan berubah warnanya, jika konsentrasi asam berubah sedikit saja. Daerah perubahan warna untuk indikator ini kurang dari 7.

Indikator penunjuk basa adalah indikator yang akan berubah warnanya, jika konsentrasi basa (OH) berubah sedikit saja. Daerah perubahan warnanya lebih dari 7.

Di laboratorium, indikator yang sering digunakan adalah larutan fenolftalein (PP), metil merah, dan metil orange.

Table beberapa indicator Asam-Basa yang lazim

IndikatorWarna

Kisaran pHDalam Asam Dalam Basa

Timol biru merah Kuning 1,2-2,8

Bromofenol biru Kuning Ungu kebiruan 3,0-4,6

Metil jingga Jingga Kuning 3,1-4,4

Metil merah Merah Kuning 4,2-6,3

Klorofenol biru Kuning Merah 4,8-6,4

Bromotimol biru Kuning Biru 6,0-7,6

Kresol merah Kuning Merah 7,2-8,8

fenolftalein Tidak berwarna Pink kemerahan 8,3-10,0

*kisaran pH didefinisikan sebagai kisaran di mana indicator berubah dari warna asam ke warna basa

Lo 2.3 Cara menentukan pH

Yang digunakan untuk mengukur pH suatu larutan adalah:- Kertas lakmus, kertas lakmus berubah menjadi merah bila keasaman

larutan naik (asam), sedangkan berubah menjadi warna biru bila jika tingkat keasamaan larutan turun (basa). Penggunaan kertas lakmus ini adalah pengukuran yang paling sederhana, tetapi tidak dapat menentukan nilai pasti pH tersebut, hanya menunjukkan asam atau basa.

- Indikator universal, substansi yang dapat berubah warna diantara berbagai ukuran pH. Indikator tidak memberikan gambaran lebih spesifik terhadap nilai pH dibandingkan dengan kertas lakmus. Indikator universal merupakan gabungan berbagai indikator yang diikuti dengan perubahan warna dari pH 2 – 10. Berbagai macam indikator universal, yaitu :

Thimol biru 1 pH 1,2 – 2,2 merah – oranye Metil merah pH 4,4 – 6,2 merah – kuning Bromtimol biru pH 6,0 – 7,6 kuning – biru Thimol biru 2 pH 8,0 – 9,6 kuning – biru Fenolphtalein pH 8,3 – 10 tdk berwarna ungu

- Menggunakan alat pH meter yaitu alat yang digunakan di lab untuk menentukan pH dari suatu larutan dan nilainya tertera sangat jelas. pH meter bekerja berdasarkan prinsip elektrolit atau konduktivitas suatu larutan. (http //chem-is-try.org/pengukuran pH/oleh Jim Clark

Lo 2.4 Keseimbangan Asam-Basa (Asam lemah / Basa lemah)

LI 3. MM ASPEK BIOLOGIS DAN FISIOLOGIS KESEIMBANGAN ASAM BASA

Lo 3.1 Definisi

Keseimbangan asam-basa adalah keseimbangan ion [H+]. Suatu keadaan

dimana konsentrasi ion H⁺ yang diproduksi setara dengan kosentrasi ion

H⁺yang di keluarkan oleh sel. Pada proses kehidupan keseimbangan asam

pada tingkat molekular umumnya berhubungan dengan asam lemah dan basa

lemah, begitu pula pada tingkat kosentrasinya ion H⁺ atau ion OH yang sangat

lemah.

Lo 3.2 Mekanisme

Tubuh menggunakan 3 mekanisme untuk mengatur keseimbangan asam basa

dalam darah yaitu:

1. Kelebihan asam akan dibuang oleh ginjal, sebagian besar dalam bentuk

ammonia. Ginjal memiliki kemampuan untuk merubah jumlah asam atau

basa yang dibuang yang biasanya berlangsung selama beberapa hari

2. Tubuh menggunakan penyangga pH atau buffer dalam darah sebagai

pelindung terhadap perubahan yang terjadi secara tiba tiba dalam pH

darah. Suatu penyangga pH bekerja secara kimiawi untuk meminimalkan

perubahan pH suatu larutan.

Penyangga pH yang paling penting dalam darah menggunakan

bikarbonat. Bikarbonat adalah komponen basa yang berada dalam

keseimbangan dengan karbondioksida (suatu komponen asam).

Jika lebih banyak asam yang masuk ke dalam aliran darah, maka akan

dihasilkan lebih banyak bikarbonat dan lebih sedikit karbondioksida, jika

lebih banyak basa yang masuk ke aliran tubuh, maka akan dihasilkan lebih

banyak karbondioksida dan lebih sedikit bikarbonat

3. pembuangan karbondioksida

karbondioksida adalah hasil tambahan penting dari metabolism oksigen

dan terus menerus yang dihasilkan oleh sel.

Darah membawa karbondioksida ke paru-paru dan di paru karbondioksida

dikeluarkan (dihembuskan).

Pusat pernapasan di otak mengatur jumlah karbondioksida yang

dihembuskan dengan mengendalikan kecepatan dan kedalaman

pernafasan.

Jika pernafasan meningkat, kadar karbondioksida darah menurun

dan darah menjadi lebih basa. Jika pernafasan menurun, kadar

karbondioksida darah meningkat dan darah menjadi lebih asam.

Dengan mengatur kecepatan dan kedalaman pernafasan, maka pusat

pernafasan dan paru mampu mengatur pH darah menit demi menit.

Keseimbangan asam basa adalah keseimbangan ion hidrogen, Karena ion [

] berpengaruh besar dalam keseimbangan asam-basa, maka faktor yang

mempengaruhi [ ] juga mempengaruhi keseimbangan asam basa, yaitu:

a) Lebihnya kadar [ ] yang ada dalam cairan tubuh, berasal dari

Pembentukan C yang sebagian berdisosiasi menjadi H+ dan

HC

Katabolisme zat organik

Disosiasi asam organik pada metabolisme intermedik, contoh pada

metabolik lemak terbentuk asam lemak dan laktat yaitu melepaskan

[H+]

b) Keseimbangan intake dan output ion [H+] tubuh

Bervariasi tergantung dari:

Diet ( makanan ), H+ naik, jika kebanyakan makan asam (asidosis),

sedangkan dengan mengkonsumsi sayur dan buah bersifat basa

banyak menghasilkan HC .

Aktivitas yaitu lari cepat membuat tubuh kita asam karena

menghasilkan banyak CO2 sehingga pH turun

Proses anaerob yaitu lebih banyak penumpukan asam laktat seperti

olahraga berat sehingga menimbulkan reaksi asam dan membuat

pH turun

Pengaturan keseimbangan asam basa diselenggarakan melalui koordinasi

dari tiga sistem,yaitu :

1. Sistem buffer

Sistem buffer kimia hanya mengatasi ketidakseimbangan asam basa

sementara. Jika dengan buffer kimia tidak cukup memperbaiki, maka

pengontrolan pH akan dilanjutkan oleh paru paru yang merespon secara

cepat terhadap perubahan ion H+ dalam darah karena rangsangan

kemoreseptor dan pusat pernafasan mempertahankan kadar [H+] sampai

ginjal menghilangkan ketidakseimbangan tersebut, ginjal mampu

meregulasi ketidakseimbangan ion H+ dengan mensekresikan ion H+ dan

menambahkan HC baru dalam darah karena memiliki dapar fosfat.

Fungsi utama sistem buffer ini adalah mencegah perubahan pH yang

disebabkan oleh pengaruh asam fixed dan asam organik pada cairan

ekstraseluler. Sistem ini memiliki keterbatasan, yaitu :

Tidak dapat mencegah perubahan pH di cairan ekstraseluler yang

disebabkan karena peningkatan CO2

Sistem ini hanya berfungsi bila sistem respirasi dan pusat pengendali

sistem pernafasan bekerja normal.

Kemampuan menyelenggarakan sistem buffer tergantung pada

tersedianya ion bikarbonat.

Didalam tubuh terdapat beberapa sistem buffer, yaitu :

Sistem buffer asam karbonat-bikarbonat

Sistem buffer ini merupakan suatu komponen yang paling penting pada

pengaturan pH cairan ekstraseluler. sistem buffer bikarbonat ini dengan

pengaturan kadar karbondioksida di paru dan bikarbonat di ginjal. Bila

terjadi peningkatan ion hidrogen, terjadi interaksi dengan ion bikarbonat

sehingga terbentuk asam karbonat. Asam karbonat yang terbentuk akan

mengalami disosiasi menjadi CO2 dan air, dan CO2 yang dihasilkan akan

dikeluarkan melalui paru.

Sistem buffer hemoglobin

Buffer hemoglobin (Hb) merupakan buffer intraseluler yang bekerja di

dalam sel darah merah. Buffer utama cairan ekstraseluler adalah sistem

bikarbonat dan hemoglobin. Hb penting untuk pengangkutan oksigen ke

jaringan, pengangkut CO2 dan sebagai sistem buffer yang kuat.

Sistem buffer protein

Sistem buffer protein berfungsi mengatur pH cairan ekstraserselular dan

interstitial.

Sistem buffer Fosfat

Sistem dapar ini berperan penting dalam pendaparan cairan tubulus ginjal

dan cairan intrasel. Pada cairan intra sel, kehadiran penyangga fosfat

sangat penting dalam mengatur pH darah.

(Guyton, 2008)

2. Sistem respiratorik (sistem paru)

Sistem pernapasan berperan penting bagi keseimbangan asam-basa

karena kemampuannya mengubah ventilasi paru-paru sehingga dapat

mengubah kecepatan ekskresi C penghasil yang diatur oleh

konsentrasi arteri.

Jika konsentrasi meningkat, pusat pernapasan di batang otak secara

refleks terangsang untuk meningkatkan C ventilasi paru-paru yang

mengakibatkan kedalaman nafas meningkat sehingga lebih banyak yang

dikeluarkan sehingga jumlah yang ditambahkan ke dalam cairan

tubuh berkurang. Karena C membentuk asam, pengeluaran C pada

dasarnya adalah pengeluaran asam dari tubuh. Jadi, pH tubuh dapat

kembali ke pH normal. Jadi, peningkatan ventilasi alveolus menurunkan

konsentrasi ion hidrogen cairan ekstraseluler dan meningkatkan pH.

Begitu pula sebaliknya.

3. Sistem metabolik (sistem ginjal)

Ginjal mampu memulihkan pH hampir tepat ke normal walaupun

membutuhkan waktu yang lebih lama.

Ginjal mengontrol pH cairan tubuh dengan menyesuaikan 3 faktor yaitu :

a. Ekskresi ion hidrogen

b. Ekskresi bikarbonat

c. Sekresi amonia

LI 4. MM GANGGUAN KESEIMBANGAN ASAM-BASA

Penyimpangan status asam-basa normal dibagi menjadi empat kategori umum, bergantung pada sumber dan arah perubahan abnormal [H+]. Kategori-kategori tersebut adalah asidosis respiratorik, alkalosis respiratorik, asidosis metabolik, dan asidosis respiratorik.Pemeriksaan gas darah di arteri dapat menunjukkan kondisi asam basa di dalam tubuh, dengan menggunakan 3 indikator : pH, PaC O2 dan HCO3.

1. pH netral di dalam cairan ekstra seluler : 7,35 – 7,45 pH < 7,35 : asidosis pH > 7,45 : alkalosis

2. PaCO2, merupakan komponen respirasi : normal 35 – 45 mmHg PaCO2 > 45 mmHg : asidosis respirasi PaCO2 < 45 mmHg : alkalosis respirasi

3. HCO3, merupakan ginjal atau metabolik : normal 24 – 28 mEq/L HCO3 > 28 mmHg : alkalosis metabolik HCO3 < 24 mmHg : asidosis metabolik

4. Base Excess, nilai normalnya –2 s/d +2 berkaitan dengan nilai bikarbonat 24 – 28 mEq/L (– 2 = 24 mEq/L dan + 2 = 28 mEq/L)

(Suyoto,2009)1. Asidosis Metabolik

Asidosis metabolik (kekurangan HC ) adalah gangguan sistemik yang

ditandai dengan penurunan primer kadar bikarbonat plasma, sehingga

menyebabkan terjadinya penurunan pH (peningkatan [ ]). [HC ] ECF

adalah kurang dari 22 mEq/L dan pH-nya kurang dari 7.35. Kompensasi

pernapasan kemudian segera dimulai untuk menurunkan PaC melalui

hiperventilasi sehingga asidosis metabolik jarang terjadi secara akut.Etiologi- Pembentukan asam yang berlebihan di dalam tubuh

- Berkurangnya kadar ion HC dalam tubuh

- Retensi ion H+ dalam tubuh.- Penambahan asam

Oksidasi lemak tak sempurna pada asidosis dibetika / kelaparan Oksidasi karbohidrat tak sempurna pada asidosis laktat

- Pengurangan bikarbonat : asidosis tubulus ginjal, diare, kolostomi, dan ileostomi

- Berbagai gangguan, seperti gagal ginjal, asidosis laktat, produksi badan keton naik, hyperaldosteron, keracunan

ManifestasiGejala serta tanda asidosis metabolik cenderung tidak jelas, dan pasien dapat asimtomatik, kecuali jika [HCO3

-] serum turun sampai di bawah 15 mEq/L. Pernafasan kussmaul (nafas dalam dan cepat yang menunjukan adanya hiperventilasi kompensatorik) mungkin lebih menonjol pada asidosis akibat ketoasidosis diabetik dibandingkan pada asidosis akibat gagal ginjal. Gejala dan tanda utama asidosis metabolik adalah kelainan kardiovaskular,neurologis, dan fungsi tulang.

2. Alkalosis MetabolikAlkalosis metabolik (kelebihan HCO3

-) adalah suatu gangguan sistemik yang dicirikan dengan adanya peningkatan primer kadar HCO3

- plasma, sehingga menyebabkan peningkatan pH (penurunan [H+]. [HCO3

-] ECF lebih besar dari 26 mEq/L dan pH lebih besar dari 7.45. Alkalosis metabolik sering disertai dengan berkurangnya volume ECF dan hipokalemia.

Etiologi - Kekurangan H+ dari ECF (Muntah,penyedotan nasogastrik, diare dengan kehilangan klorida, diuretik, hipokalemia) - Retensi HCO3

- (Pemberian natrium bikarbonat berlebihan, sindrom susu alkali)

Manifestasi Tidak terdapat gejala dan tanda alkalosis metabolik yang spesifik. Adanya gangguan ini harus dicurigai pada pasien yang memiliki riwayat muntah, penyedotan, nasogastrik, pengobatan diuretik atau pasien yang baru sembuh dari gagal nafas (Hiperkapnia)

3. Asidosis RespiratorikAsidosis respiratorik (kelebihan H2CO3) ditandai dengan peningkatan primer

PaCO2

(hiperkapnia), sehingga menyebabkan terjadinya penurunan pH: PaCO2 lebih besar dari 45 mmHg dan pH kurang dari 7.35. Kompensasi ginjal mengakibatkan peningkatan HCO3

- serum. Asidosis respiratorik dapat timbul secara akut maupun kronis.

Etiologi Hambatan pada pusat pernafasan di medula oblongata (henti jantung

akut), terapi oksigen pada hiperkapnia kronis, apnea saat tidur, obat-obatan:overdosis opiat, sedatif)

Gangguan pada otot-otot pernafasan(penyakit neuromuskular, kifoskoliosis, obesitas yang berlebihan, cedera dinding dada)

Gangguan pertukaran gas(emfisema dan bronkitis, edema paru akut, pneumonia, pneumotoraks)

Obstruksi saluran nafas atas akut(aspirasi benda asing atau muntah, langiospasme atau edema laring)

ManifestasiGejala dan retensi CO2 tidak bersifat khas dan pada umumnya tidak mencerminkan kadar PaCO2 selain itu asidosis respiratorik akut maupun kronis selalu disertai oleh hipoksemia sehingga hipoksemia bertanggung jawab atas banyak tanda-tanda klinik akibat retensi CO2.

4. Alkalosis Respiratorik Alkalosis respiratorik (kekurangan asam karbonat) adalah penurunan primer PaCO2 (hipokapnia), sehingga terjadi penurunan pH. PaCO2 <35 mmHg dan pH >7,45. Kompensasi ginjal berupa penurunan ekskresi H+

akibat lebih sedikit absorpsi HCO3- serum berbeda-beda, bergantung pada

keadaannya yang akut atau kronis.

Etiologi Rangsangan pusat pernafasan

(Hiperventilasi, hipermetabolik, tumor otak, cedera kepala, intoksikasi salisilat)

Hipoksia(Gagal jantung kongestif, fibrosis paru, tinggal ditempat yang tinggi, asma, edema paru)

Ventilasi mekanisme yang berlebihan Mekanisme yang belum jelas

(Sepsis gram negatif, sirosis hepatis) Latihan fisik

ManifestasiTerdapat pola pernafasan yang berbeda-beda pada sindrom hiperventilasi yang diinduksi oleh kecemasan; mulai dari pernafasan yang normal sampai pernafasan yang jelas tampak lebih cepat, dalam, dan panjang. Pasien seringkali terlihat banyak menguap dan gejala mencolok lainnya adalah kepala terasa ringan, parestasi sekitar mulut. Apabila alkalosis yang terjadi cukup parah dapat timbul tetani seperti spasme karpopedal. Pasien dapat mengeluh kelelahan kronis, jantung berdebar-debar, cemas, mulut terasa kering, dan tidak bisa tidur. Gejala alkalosis respiratorik berat dapat disertai dengan ketidakmampuan berkonsentrasi, kekacauan mental, dan sinkop.

(Prince & Wilson,2006)

Kompensasi Gangguan Keseimbangan asam basaBila terjadi keadaan asidosis atau alkalosis maka tubuh akan melakukan

mekanisme kompensasi oleh paru-paru dan ginjal, dengan merubah komponen PaCO2 dan HCO3.- Asidosis Respiratorik

Respon kompensasi adalah peningkatan HCO3 plasma, yang disebabkan oleh penambahan bikarbonat baru ke dalam cairan ekstrasel oleh ginjal. Peningkatan bikarbonat membantu mengimbangi peningkatan PCO2, sehingga mengembalikan pH plasma kembali normal.

- Asidosis MetabolikKompensasi primernya meliputi peningkatan kecepatan ventilasi, yang mengurangi PCO2 dan kompensasi ginjal, yang dengan menambahkan bikarbonat baru ke cairan ekstrasel membantu memperkecil penurunan awal konsentrasi HCO3 ekstrasel.

- Alkalosis RespiratorikRespon kompensasi terhadap pengurangan PCO2 primer pada alkalosis respiratorik adalah pengurangan konsentrasi HCO3 plasma, yang disebabkan oleh peningkatan ekskresi HCO3 oleh ginjal.

- Alkalosis MetabolikKompensasi utamanya adalah penurunan ventilasi, yang meningkatkan PCO2 dan peningkatan ekskresi HCO3 oleh ginjal, yang membantu mengkompensasi peningkatan awal konsentrasi HCO3 cairan ekstrasel.

(Prince & Wilson,2006)