Bahan Ajar Dra. Asterina, MS.

Keseimbangan Asam Basa

Teori Asam – Basa



_Archenius  _Lavoiser  _Lewis

 _{Bronsted & Lowry}

Asam

HCl H+ + Cl

-asam Basa Konyugasi

Basa

NH3 + H+ NH4+

Asam yang telah memberikan protonnya → Basa Konyugasi

Basa yang telah menerima Proton →

Basa yang telah menerima Proton → Asam 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 asam hipoklorit HClO2 asam klorit

Basa :

 _{HX (tanpa O)}

 _{HOX (mengandung O)}

HX : diberi nama sesuai nama trivial

(penemu)

contoh : NH

3

Amoniak

HOX : diberi akhiran hidroksid

PROTOLITIK

Proses serah terima proton dari Asam

Proses serah terima proton dari Asam

kepada Basa (

kepada Basa (PenetralanPenetralan))

HCl + H

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

-Asam 1 Basa 2 -Asam 2 Basa 1

Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1

NH

NH33 + H + H22O NHO NH44++ + OH + OH-

-Basa 1 Asam 2 Asam 1 -Basa 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}

Asam HOX :

Tergantung pada bilangan oksidasi

unsur

contoh : H

2

SO

4

> H

2

SO

3

Kekuatan asam juga tergantung pada

nilai Ka

Basa

Tergantung pada sifat elektropositif

unsur.

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

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

Kekuatan Asam juga

ditentukan oleh tetapan

asam (Ka)

Hx H

+

+ X

(H

+

) (X

-

)

(Hx)

Pengertian pH

pH = - log [ H+ ]

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 =

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

Larutan Buffer

Larutan yang mengandung :



Asam lemah dengan garamnya



Basa lemah dengan garamnya

Asam lemah dengan garamnya :

contoh : CH

3

COOH dengan CH

3

COONa

[H

+

] = Ka.

Basa lemah dengan garamnya

contoh : NH

4

OH dengan NH

4

Cl

[OH

-

] = Kb.

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

Gangguan Keseimbangan asam Basa

1. Asidosis metabolik 2. Alkalosis metabolik 3. Asidosis Respiratorik 4. 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

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.

ASID OSI S KEM ATIA N AL KA LO SIS K EM AT IA_N pH Darah 7.38 7.42 7.35 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}

Larutan Buffer dan fungsinya dalam

tubuh

 _{Buffer Bikarbonat (H2CO3 / BHCo3)}

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

HCO

3-H+ + HCO3- H2CO3

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

4- _{Buffer Hemoglobin}

Sangat penting untuk menetralkan kelebihan H2CO3 dalam eritrosit

CO2 + H2O H2CO3

H2CO3 + Hb HCO3- + H+HbO

H2CO3 + HbO2 HCO3- + H+HbO

Persamaan Henderson – Hassebalch Untuk sistem buffer bikarbonat CH2CO3 / HCO3-

[H+] = Ka.

pH = pKa + Log

= pKa +

carbonic anhidrase

[HCO 3-] [H

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. Kelarutan

PCO₂ = tekanan Parsial gas CO₂ PCO2 = normal = 40 mmHg

Dalam keadaan normal perbandingan antara

[HCO3-] dengan H2CO3 cairan ekstra celulair = 20

: 1

[HCO

Contoh soal :

Bila di ketahui

[

HCO

_3-] = 24 M eq/liter PCO2 = 40 mmHg

S = 0,03 pKa =

6,1

pH = pKa +

=pKa 6,1 +

=6,1 +

= 7,4

normal

Log _{0,03 x 40}

Di mana HCO

3-

, 20 x lebih banyak dari

H

2

CO

3

Jika

[

HCO

_3-] meningkat pH meningkat CO2

[

HCO

_3-] berkurang pH berkurang