Keseimbangan Asam Basa

Presentasi berjudul: "Keseimbangan Asam Basa"— Transcript presentasi:

1 Keseimbangan Asam Basa
Dra. Asterina, MS

2 Archenius basa asam konyugasi Teori Asam – Basa Lavoiser Lewis
Bronsted & Lowry Asam HCl H Cl- asam Basa Konyugasi Basa NH3 + H NH4+ basa asam konyugasi

3 Asam yang telah memberikan protonnya → Basa Konyugasi
Basa yang telah menerima Proton → Asam Konyugasi

4 Tata Nama Asam : HX :di berikan nama berdasarkan gugus sisa
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 HClO3 asam klorat asam utama HClO3 asam perklorat

5 HX : diberi nama sesuai nama trivial (penemu) contoh : NH3 Amoniak
Basa : HX (tanpa O) HOX (mengandung O) HX : diberi nama sesuai nama trivial (penemu) contoh : NH3 Amoniak HOX : diberi akhiran hidroksid contoh : Natrium hidroksida

6 PROTOLITIK Proses serah terima proton dari Asam kepada Basa (Penetralan) HCl H2O H3O Cl- Asam Basa Asam Basa 1 NH H2O NH OH- Basa Asam Asam Basa 2

7 Kekuatan Asam – Basa Asam HX (tidak mengandung O) HOX (mengandung O)
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

8 Tergantung pada bilangan oksidasi unsur
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

9 Mudah atau tidaknya H lepas tergantung pada :
Sifat Elektronegatif Dalam skala : Asam bertambah kuat bila X semakin elektronegatif. Contoh : HCl > H2S > H3P Ukuran Jari – jari Dalam 1 golongan : Asam bertambah kuat bila jari - jari bertambah besar Contoh : HI > HCl > HF

10 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

11 Kekuatan Asam juga ditentukan oleh tetapan asam (Ka) Hx H+ + X- (H+ ) (X- ) (Hx)
=

12 Pengertian pH pH = - log [ H+ ] PH = 7 → larutan netral PH = < 7 → larutan asam PH = > 7 → larutan basa

13 Perhitungan pH = - Log [H+] contoh : pH HCl 0,01 M = 2
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) = 3

14 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

15 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

16 Basa lemah dengan garamnya contoh : NH4OH dengan NH4Cl [OH-] = Kb
Basa lemah dengan garamnya contoh : NH4OH dengan NH4Cl [OH-] = Kb. pOH = pKb + log

17 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 M pH = 7,4 pH normal darah arteri = 7,4

18 Gangguan Keseimbangan asam Basa
Asidosis metabolik Alkalosis metabolik Asidosis Respiratorik 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

19 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.

20 7.38 7.42 7.45 7.35 6.8 7.8 pH Darah ALKALOSIS ASIDOSIS KEMATIAN

21 Tubuh menggunakan 3 sistem untuk mengendalikan keseimbangan asam
– basa yaitu: Sistem Penyangga (Buffer) Mencegah perubahan ion Hidrogen secara berlebihan Dapat bekerja beberapa detik untuk mencegah perubahan ion Hidrogen 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 Ginjal Mengatur kelebihan asam atau basa Bekerja beberapa jam sampai beberapa hari

22 Larutan Buffer dan fungsinya dalam tubuh
Buffer Bikarbonat (H2CO3 / BHCo3) Terdiri dari campuran H2CO3 dan NaHCO3 Kelebihan H+ di ikat oleh HCO3- H HCO 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 H3PO4= + H H3PO4-

23 Persamaan Henderson – Hassebalch
Buffer Hemoglobin Sangat penting untuk menetralkan kelebihan H2CO3 dalam eritrosit CO H2O H2CO3 H2CO3 + Hb HCO H+HbO H2CO3 + HbO HCO H+HbO Persamaan Henderson – Hassebalch Untuk sistem buffer bikarbonat CH2CO3 / HCO3- [H+] = Ka. pH = pKa + Log = pKa + carbonic anhidrase [HCO3-] Log [H2CO3]

24 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 [HCO3-] S x PCO2

25 Log Log Log Contoh soal : Bila di ketahui [HCO3-] = 24 M eq/liter
PCO2 = 40 mmHg S = 0,03 pKa = 6,1 pH = pKa + =pKa 6,1 + =6,1 + = 7, normal 24 Log 0,03 x 40 Log 24 1,2 Log 20 1

26 Di mana HCO3-, 20 x lebih banyak dari H2CO3
Jika [HCO3-] meningkat pH meningkat CO2 [HCO3-] berkurang pH berkurang

27 Terima kasih