oop

Nudiya Fairuz 1102011198

LI 1. Memahami dan menjelaskan keseimbangan asam basa

LO 1.1 Definisi asam kuat, asam lemah, basa kuat dan basa lemah

Menurut klasifikasi Bronsted Lowry, berdasarkan kemampuan melepaskan ion H+¿¿ asam dan basa dibagi menjadi :

Asam lemah

Asam lemah adalah asam yang hanya terdisosiasi sebagian dalam air (berdisosiasi tidak sempurna). Asam karbonat dalam air hanya akan terdisosiasi sebagian menjadi ion H+¿¿ dan HCO3

−¿ ¿

Asam kuat

Asam kuat adalah asam yang berdisosiasi sempurna dalam air. HCl dalam air akan berdisosiasi seluruhnya menjadi ion H+¿¿ dan ion Cl−¿¿. Ion H+¿¿ yang terbentuk akan diikat molekul air

Basa lemah

Basa lemah adalah basa yang hanya terdisosiasi sebagian dalam air atau suatu persenyawaan yang bergabung tidak sempurna dengan ion hidrogen dalam larutan air.

Basa kuat

Basa kuat adalah persenyawaan yang berdisosiasi secara sempurna dalam larutan air. NaOH dalam air akan terdisosiasi seluruhnya menjadi ion Na+¿¿ + OH−¿¿. Ion OH−¿¿ yang terbentuk akan bereaksi dengan ion H+¿¿ dari air. Reaksi asam dan basa kuat berlangsung dalam satu arah.

Gangguan Keseimbangan Air Elektrolit dan Asam Basa, ed. 2, FKUI 2008

LO 1.2 Klasifikasi asam basa kuat dan lemah

Arrhenius : Asam adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion H+ di dalam air dan basa adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion OH- di dalam air atau dengan pernyataan lain asam adalah suatu spesies yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan basa adalah suatu spesies yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH-.

Sebagai contoh gas HCl ketika dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H+ dan Cl- sehingga menurut konsep ini HCl dalam larutan air adalah asam.


HCl(g) -> H+(aq) + Cl-(aq)

Contoh asam yang lain adalah HF, HBr, HNO3, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, H2C2O4, dan sebagainya. Sedangkan KOH bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion K+ dan OH- oleh sebab itu KOH menurut teori Arrhenius adalah basa.

KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)

Contoh yang lain adalah NaOH, Ca(OH)2, NH4OH, Ba(OH)2 dan lainnya.

Bronsted dan Lowry : Asam adalah donor proton dan sebaliknya basa disebut sebagai aseptor proton. Konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak menentang konsep asam-basa Arrhenius akan tetapi bisa dikatakan sebagai perluasan dari konsep tersebut.

Ion hidroksida dalam konsep Arrhenius tetap menjadi basa dalam konsep Bronsted-Lowry disebabkan ion hidroksida dapat menerima H+ (aseptor proton) untuk membentuk H2O.

Contoh:

HCl dan HNO3 adalah asam Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini mampu memberikan ion H+ (proton H+) kepada air dengan reaksi sebagai berikut:

HCl(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)HNO3(aq) + H2O ->H3O+(aq) + NO3-(aq)

NH3 dan ion OH- adalah basa menurut Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini adalah aseptor proton. NH3 dapat bereaksi dengan air untuk membentuk NH4+ dan OH- dapat bereaksi dengan H+ membentuk air.

NH3(g) + H2O(l) -> NH4+(aq) + OH-(aq)OH-(aq) + H+(aq) -> H2O(l)

Salah satu keunngulan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah konsep ini bisa menjelaskan mengenai sifat asam basa reaksi yang reversible. Contoh jenis reaksi ini adalah reaksi disosiasi asam lemah CH3COOH.

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

Sekarang perhatikan reaksi yang hanya berjalan ke kanan

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

CH3COOH adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada H2O

H2O adalah basa sebab spesies ini menerima proton dari CH3COOH


Sedangkan untuk reaksi kebalikkannya

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

H3O+ adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada CH3COO-

CH3COO- adalah basa sebab spesies ini menerima proton pada H3O+

Artinya reaksi reversible dari asam lemah diatas memiliki 2 asam dan 2 basa yang saling berpasangan yang kita sebut sebagai pasangan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Artinya CH3COOH adalah asam konjugasi dari CH3COO- atau CH3COO- adalah basa konjugasi dari CH3COOH. Keduanya berpasangan sehingga dinamakan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Lewis : Asam adalah aseptor pasangan elektron bebas sedangkan basa adalah donor pasangan elektron bebas.

Konsep asam basa Bronsted-Lowry dengan Lewis adalah berbeda akan tetapi kedua konsep ini saling melengkapi. Basa Lewis adalah basa Bronsted-Lowry juga disebabkan dapat mendonorkan pasangan elektron bebasnya, akan tetapi asam Lewis belum tentu menjadi asam Bronsted-Lowry disebabkan asam Bronsted-Lowry adalah donor proton sedangkan asam Lewis adalah acceptor elektron. Spesies apapun yang dapat menjadi aseptor pasangan elektron bebas bisa disebut sebagai asam lewis

Basa Lewis

Basa Lewis adalah donor pasangan elektron bebas, spesies berupa molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan pasangan elektron bebasnya maka digolongkan dalam basa Lewis. Contoh basa Lewis adalah ion halide ( Cl-, F-, Br- dan I-), ammonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung N, O, atau S, senyawa golongan eter, ketone, molekul CO2 dan lain-lain. Gambar dibawah menunjukkan basa Lewis dengan pasangan elektron bebasnya.


Asam Lewis

Asam Lewis adalah aseptor pasangan elektron bebas. Contoh asam lewis adalah H+, B2H6, BF3, AlF3, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe2+, Cu2+, Zn2+, dan sebagainya. Oh ya mungkin kamu berfikir bahwa untuk menjadi asam Lewis akan selalu diperlukan orbital kosong untuk menampung pasangan elektron yang didonorkan oleh basa Lewis tapi hal ini tidaklah mutlak sebab untuk menjadi asam Lewis tidak selalu suatu spesies menyediakan orbital kosong.

Reaksi asam Lewis dan basa lewis dapat dicontohkan sebagai berikut:

http://belajarkimia.com

http://belajarkimia.com/


LI 2. Memahami dan menjelaskan biokimia dan fisiologis asam basa

LI 2.1 Gangguan keseimbangan asam basa

Keseimbangan asam basa adalah keadaan dimana konsentrasi ion H+¿¿ yang diproduksi setara dengan konsentrasi ion H+¿¿ yang dikeluarkan oleh sel. Keseimbangan asam basa adalah keseimbangan ion H+¿¿. Pada proses kehidupan keseimbangan asam pada tingkat molekular umumnya berhubungan dengan asam lemah dan basa lemah, begitu pula pada tingkat konsentrasi ion H+¿¿ atau ion OH−¿¿ yang sangat rendah.

LI 2.2 Fisiologis asidosis metabolic

Asidosis metabolik ditandai dengan turunnya kadar ion HCO3 diikuti dengan penurunan tekanan parsial CO2. Kompensasi paru dengan cara hiperventilasi, menyebabkan penurunan tekanan parsial CO2. Berdasarkan kompensasi ini, dibagi tiga kelompok yaitu :

Asidosis metabolik sederhana (simpel), dimana penurunan kadar ion HCO3 sebesar 1 meq/L diikuti penurunan PCO2 sebesar 1,2 mmHg

Asidosis metabolik bercampur dengan asidosis respirasi, dimana penurunan kadar ion HCO3 sebesar 1 meq/L diikuti penurunan PCO2 kurang dari 1,2 mmHg

Asidosis metabolik bercampur dengan alkalosis respirasi, dimana penurunan kadar ion HCO3 sebesar 1 meq/L diikuti penurunan PCO2 sebesar lebih dari 1,2 mmHg

Peran Ginjal

Dalam keadaan asidosis metabolik, kompensasi tubuh melalui ginjal adalah meningkatkan sekresi dan ekskresi ion-H (asidifikasi urin, pH urin turun) sebanyak 50-100 meq/hari serta reabsorpsi ion HCO3 dalam cairan filtrate glomerulus.

Sekresi ion-H terjadi di tubulus proksimal melalui penukar (antiporter) Na-H dan pompa H-ATPase. Ion H yang disekresi bergabung dengan ion HCO3 membentuk H2CO3, kemudian terdisosiasi menjadi H2O dan CO2 dengan bantuan enzim karbonik anhidrase. Secara pasif CO2 dan H2O akan direabsorpsi ke dalam sel tubulus proksimal kemudian bereaksi dengan H2O membentuk ion HCO3. Ion HCO3 ini kemudian masuk ke dalam sirkulasi darah.

Di tubulus distal pada duktus koligentes, asidifikasi urin terjadi dengan disekresinya ion H oleh pompa H-ATPase dan pompa H-K-ATPase. Pompa H-K-ATPase berfungsi sebagai sekresi ion H dan reabsorpsi ion-K, fungsi utamanya adalah mencegah hilangnya kalium pada keadaan hypokalemia.


Beberapa asam lemah bertindak sebagai penyangga, yang menonjol adalah HPO4. Proses penyanggaan ini disebut sebagai titrable acidity. Dalam keadaan normal 10-40 meq/hari ion-H disangga oleh asam lemah ini. Ion NH4 dibentuk di tubulus proksimal menjadi ion-NH4 dan alfa-ketoglutarat. Ion NH-4 disekresi ke dalam lumen melalui penukar Na-H. Ion-NH4 di reabsorpsi kembali di loop dari Henle oleh penukar Na-K-2Cl. Ion-NH4 kemudian masuk dalam sel interstisium. Kemudian terdisosiasi menjadi NH3 sehingga kadar NH3 dalam interstisium meningkat. NH3 kemudian berdifusi ke tubulus koligentes karena pH urin di bagian ini rendah. NH3 di lumen ini bergabung dengan ion-H yang disekresi oleh pompa H-ATPase dan pompa H-K-ATPase membentuk NH4 yang kemudian diekskresi melalui urin, sehingga terjadi peningkatan sekresi ion-H dan reabsorpsi ion HCO3

IPD, jilid 1, ed.V

LI 2.3 Definisi asidosis metabolic

Asidosis metabolic (juga dikenal sebagai asidosis non respiratorik) mencakup semua jenis asidosis selain yang disebabkan oleh kelebihan CO2 di cairan tubuh. Pada keadaan tak terkompensasi asidosis metabolic selalui ditandai oleh penurunan ¿¿ plasma, sementara [CO¿¿2]¿ normal sehingga terbentuk rasio asidotik 10/1. Masalah dapat timbul karena pengeluaran cairan kaya HCO3

−¿ ¿ yang berlebihan dari tubuh atau karena akumulasi asam non karbonat. - Sherwood

LI 2.4 Penyebab dan gejala asidosis metabolic

Penyebab

1. Pembentukan asam yang berlebihan di dalam tubuh.

2. Berkurangnya kadar ion-HCO3 di dalam tubuh

3. Adanya retensi ion-H di dalam tubuh

Kompensasi paru dengan cara hiperventilasi yang menyebabkan penurunan tekanan parsial CO2.

Gejala

pH lebih dari 7,1 :

1. Rasa lelah


2. Sesak nafas ( Kussmaull)

3. Nyeri perut

4. Nyeri tulang

5. Mual/ Muntah

pH kurang dari atau sama dengan 7,1 :

1. Gejala pada pH lebih dari 7,1

2. Efek inotropic negatif, aritmia

3. Konstriksi vena perifer

4. Dilatasi arteri perifer (penurunan resistensi perifer)

5. Penurunan tekanan darah

6. Aliran darah ke hati menurun

7. Konstriksi pembuluh darah paru (pertukaran O2 terganggu)

IPD jilid 1, ed.V

LI 3. Memahami dan menjelaskan pH

LI 3.1 Definisi

Sorenson (1909) menyatakan jumlah ion hydrogen dalam bentuk pH, yaitu logaritma negatif konsentrasi ion H+¿¿. pH = - log [H+¿¿. Konsentrasi ion H+¿¿ pada air adalah 1x10−7 mol/L = 100 nmol/L, berarti pH air = -[log 10−7] = 7.

Suatu larutan dengan pH 7 disebut netral karena mengandung ion hydrogen dan ion hidroksida dengan konsentrasi setara. Suatu larutan disebut asam bila memiliki pH dibawah 7 karena mengandung ion hydrogen lebih banyak dibanding dengan ion hidroksida.

LI 3.2 Cara menentukan asam basa

Dengan menghitung pH yang menyatakan jumlah ion hydrogen dalam suatu larutan


LI 3.3 Bufer

Sistem bufer disebut juga sebagai sistem penahan atau sistem penyangga, karena dapat menahan perubahan pH. Sistem bufer merupakan larutan yang mengandung asam dan basa konjugasinya. Bufer terdiri dari asam lemah yang menjadi donor ion hydrogen dan basa lemah yang berfungsi sebagai akseptor ion hydrogen.

Melalui reaksi reversibel, bufer dapat membatasi perubahan konsentrasi ion hidrogen. Bila H+¿¿ bertambah ion hidrogen ini akan bergabung dengan A−¿¿. Reaksi mengarah ke kiri, mengurangi H+¿¿ dan A−¿¿ dan menambah HA. Bila H+¿¿ berkurang reaksi mengarah ke kanan, meningkatkan H+¿¿ dan A−¿¿ dan mengurangi HA.

Sistem bufer tubuh paling baik pada konsentrasi normal ion hidrogen 40 nmol/L atau pH 7,4, adalah sistem bufer dengan pKa = 7,4. Makin tinggi konsentrasi bufer akan semakin baik fungsinya. Namun, jika jumlahnya sangat kecil maka tidak akan efektif.

Fungsi utama sistem bufer adalah mencegah perubahan pH yang disebabkan oleh pengaruh asam fixed dan asam organik pada cairan ekstraseluler. Keterbatasan bufer adalah :

1. Tidak dapat mencegah perubahan pH di cairan ekstraseluler yang disebabkan karena peningkatan CO2

2. Hanya berfungsi jika sistem respirasi dan pusat pengendali sistem pernafasan bekerja normal

3. Kemampuan menyelenggarakan sistem bufer tergantung pada tersedianya ion bikarbonat

Sistem Bufer Asam Karbonat-Bikarbonat

Merupakan komponen paling penting pada pengaturan pH cairan ekstraseluler. CO2 bereaksi dengan H 2O membentuk H 2CO3 yang kemudian berdisosiasi menjadi ion hidrogen dan ion bikarbonat melalui suatu reaksi reversibel. Karena reaksi bersifat reversibel, penambahan konsentrasi suatu komponen menyebabkan perubahan komponen lainnya. Bila terjadi peningkatan konsentrasi ion hidrogen, terjadi interaksi dengan ion bikarbonat sehingga terbentuk asam karbonat. Ion bikarbonat bertindak sebagai basa lemah yang menerima kelebihan ion hidrogen. Asam karbonat yang terbentuk akan mengalami disosiasi menjadi CO2 dan air. CO2yang dihasilkan akan dikeluarkan melalui paru.

Sistem bufer ini merupakan sistem bufer terbaik pada pH 7,4 walaupun pKa nya 6,1, karena dapat mengeluarkan CO2 melalui paru dan jumlahnya banyak. Tubuh mempertahankan sistem bufer bikarbonat dengan pengaturan kadar karbondioksida di paru dan bikarbonat di ginjal.

H 2O + CO2 H 2CO3 H+¿¿ +

HCO3−¿ ¿


Sistem Bufer Protein

Berfungsi mengatur pH cairan ekstraseluler dan interstisial. Protein tersusun atas asam amino yang mempunyai sifat amfoter, yaitu akan bersifat sebagai kation pada suasana asam dan bersifat anion pada suasana basa.

Fungsi pengaturan ini berjalan sebagai berikut :

- Bila terjadi penurunan pH, gugus amino (-NH2) dari asam amino akan bertindak sebagai basa lemah dengan mengikat ion hidrogen dan membentuk ion ammonium (-NH3+). Gugus amino bertindak sebagai akseptor proton.

R−NH 2+H+¿↔R−NH3

+¿¿ ¿

- Bila terjadi peningkatan pH, gugus karboksil (-COOH) dari asam amino mengalami disosiasi dan berubah menjadi ion karboksil (-COO-) dan ion H+. Gugus karboksil bertindak sebagai donor proton.

R−COOH↔R−COO−¿+H +¿¿¿

Proses pengaturan melalui sistem bufer protein berjalan lambat karena ion hidrogen harus melalui proses difusi membrane sel dipengaruhi oleh pompa natrium.

Sistem Bufer Hemoglobin

Merupakan bufer intraseluler yang bekerja di dalam sel darah merah. Hemoglobin dapat berfungsi sebagai bufer karena mengandung residu histidin, yaitu asam amino basa yang dapat berikatan secara reversibel dengan ion hidrogen, menghasilkan Hb bentuk berproton dan tidak berproton.

Na+¿+HCO3↔NaHCO3¿

Hemoglobin :Hb−¿+H +¿↔HHb( pK 7−8)¿ ¿

Pada sel darah merah, hemoglobin dapat mengikat karbondioksida dan mengubahnya menjadi asam karbonat karena di dalam sitoplasma terkandung anhidrase karbonat, dan proses pengikatan terjadi dengan cepat karena CO2 berdifusi cepat melintasi membrane sel darah merah tanpa memerlukan mekanisme transportasi aktif membrane sel. Kemampuan pengaturan ini dikenal sebagai sistem bufer hemoglobin.

Bufer utama cairan ekstraseluler adalah sistem bikarbonat dan hemoglobin. Hemoglobin (Hb) penting sebagai pengangkut oksigen ke jaringan, pengangkut CO2 dan sebagai sistem bufer yang kuat. Hemoglobin sebagai bufer cukup efektif karena di dalam molekulnya terdapat beberapa kelompok bufer dengan pKa 6.5-7.8. Kelompok imidazole pKa sekitar 6 merupakan bufer utama hemoglobin.

Sistem Bufer Fosfat


Berperan pada pengaturan pH cairan interstisium dan urin. Bentuk asam lemah daru bufer fosfat ini adalah dihidrogenfosfat (H2PO4-) dan monohidrogenfosfat (HPO42-) yang berperan menstabilkan pH cairan interstisial dan urin. Kerja bufer ini menyerupai sistem bufer asam karbonat-bikarbonat :

H 2PO 4−¿↔H +¿+HPO4

2−¿¿¿ ¿

Sebagaimana asam karbonat-bikarbonat, sistem ini juga memiliki cadangan fosfat yang tersedia dalam bentuk natriummonohidrogenfosfat

Na+¿+HPO4

2−¿↔NaHPO4

−¿¿¿ ¿

oop

Documents

Transcript of oop