Transcript Keseimbangan Asam Basa bkd

Keseimbangan Asam Basa
Dra. Asterina, MS
Teori Asam – Basa
 Archenius
 Lavoiser
 Lewis
 Bronsted & Lowry
Asam
HCl
asam
Basa
NH3 + H+
basa
H+ + ClBasa Konyugasi
NH4+
asam konyugasi
Asam yang telah memberikan protonnya → Basa Konyugasi
Basa yang telah menerima Proton → Asam
Konyugasi
Tata Nama
Asam :
 Hx (tidak mengandung O)
 Hox (mengandung O)
HX :di berikan nama berdasarkan gugus sisa
asam, di berikan akhiran ida
contoh : HCL
Asam klorida
HOX : di beri nama sesuai nama asam utama, di
berikan akhiran at
Contoh: HClO
HClO2
HClO3
HClO3
asam hipoklorit
asam klorit
asam klorat asam utama
asam perklorat
Basa :
 HX (tanpa O)
 HOX (mengandung O)
HX : diberi nama sesuai nama trivial (penemu)
contoh : NH3
Amoniak
HOX : diberi akhiran hidroksid
contoh : Natrium hidroksida
PROTOLITIK
Proses serah terima proton dari Asam
kepada Basa (Penetralan)
HCl
+ H2 O
Asam 1
Basa 2
H3O+
+
Asam 2
ClBasa 1
NH3
+ H2O
Basa 1
Asam 2
NH4+
+
Asam 1
OHBasa 2
Kekuatan Asam – Basa
Asam
HX (tidak mengandung O)
HOX (mengandung O)
Asam HX
 Tergantung 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 Elektronegatif
Dalam skala : Asam bertambah kuat bila X
semakin elektronegatif.
Contoh : HCl > H2S > H3P
2. Ukuran Jari – jari
Dalam 1 golongan : Asam bertambah kuat
bila jari - jari bertambah besar
Contoh : HI > HCl > HF
Mudah atau tidaknya H lepas tergantung pada :
Sifat Elektromagnetik X
* Bertambah kuat elektron ditarik dari H,
bertambah mudah H lepas
contoh : 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
Ka
=
H+ + X(H+ ) (X- )
(Hx)
Pengertian pH
pH = - log [ H+ ]
PH = 7 → larutan netral
PH = < 7 → larutan asam
PH = > 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 lemah
contoh : NH4Cl (pH < 7)
3. Berasal dari asam lemah dan basa kuat
contoh : NaCN
(pH > 7)
4. Berasal dari asam lemah dan basa lemah
Garam ini mengalami hidrolisi total
Larutan Buffer
Larutan yang mengandung :
 Asam lemah dengan garamnya
 Basa lemah dengan garamnya
Asam lemah dengan garamnya :
contoh : CH3COOH dengan CH3COONa
[H+] = Ka.
pH = pKa + Log
Basa lemah dengan garamnya
contoh : 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 M
pH = 7,4
pH normal darah arteri = 7,4
Gangguan Keseimbangan asam Basa
1.
2.
3.
4.
Asidosis metabolik
Alkalosis metabolik
Asidosis Respiratorik
Alkalosis Respitorik
Proses metabolisme
Proses respirasi
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
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.
7.38
7.42
7.35
pH Darah
7.45
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
Hidrogen
2. 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 HCO3H+ + HCO3H2CO3
Buffer ini terdapat dalam semua cairan tubuh berperan penting dalam menunjang
keseimbangan asam – basa
 Buffer Protein
Sangat penting untuk menetralkan kelebihan asam karbonat dalam plasma
Protein + H+
H- Protein
 Buffer Phosfat
Terdiri dari binatrium dan mononatrium fosfat (Na2HPO4 dan NaH2PO4 ).
Sangat penting untuk sel darah merah dan ginjal
H3PO4= + H+
H3PO4-
 Buffer Hemoglobin
Sangat penting untuk menetralkan kelebihan H2CO3 dalam eritrosit
carbonic
CO2 + H2O
anhidrase
H2CO3
HCO3- + H+HbO
H2CO3 + Hb
HCO3- + H+HbO
H2CO3 + HbO2
Persamaan Henderson – Hassebalch
Untuk sistem buffer bikarbonat CH2CO3 / HCO3[H+] = Ka.
pH = pKa + Log
= pKa + Log
[HCO -]
3
[H CO ]
2 3
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 HCO
3
S x PCO
[
]
2
S
= Kons. Kelarutan
PCO2 = tekanan Parsial gas CO2
PCO2 = normal = 40 mmHg
Dalam keadaan normal perbandingan antara
[HCO3-] dengan H2CO3 cairan ekstra celulair = 20 : 1
Contoh soal :
Bila di ketahui [HCO3-] = 24 M eq/liter
PCO2 = 40 mmHg
S
= 0,03
pKa = 6,1
+ Log
24
0,03 x 40
pH = pKa
=pKa 6,1 + Log 241,2
=6,1 +Log 20
1
= 7,4
normal
Di mana HCO3-, 20 x lebih banyak dari H2CO3
Jika [HCO3-] meningkat
pH meningkat
CO2
[HCO3-] berkurang
pH berkurang
CO2