keseimbangan elektrolit

Click here to load reader

Post on 18-Nov-2015

40 views

Category:

Documents

0 download

Embed Size (px)

DESCRIPTION

teori HH dan stewart

TRANSCRIPT

BAB IPENDAHULUAN

Asam dan basa merupakan dua golongan zat kimia yang sangat penting di dalam kehidupan sehari- hari. Sifat asam basa suatu larutan dapat diketahui dengan mengukur pH-nya. Larutan asam memiliki pH kurang dari 7 sedangkan larutan basa memiliki pH lebih dari 7. (1,2) Keseimbangan asam basa adalah suatu keadaan dimana konsentrasi ion hidrogen yang diproduksi setara dengan konsentrasi ion hidrogen yang dikeluarkan oleh sel. Pengaturan keseimbangan asam basa terjadi melalui koordinasi 3 sistem yaitu sistem buffer, sistem pernafasan, dan sistem ginjal. (3,4)Penilaian adanya gangguan terhadap keseimbangan asam basa tubuh telah dikenal formula Hendersen-Hasselbach. Formula ini dimulai dengan persamaan reaksi hidrasi CO2 ,selanjutnya agar persamaan hidrasi CO2 tersebut dapat diaplikasikan maka persamaan dikonversi menjadi persamaan yang selama ini dikenal sebagai persamaan Henderson-Hasselbach dan digunakan di mesin analisa gas darah saat ini. Persamaan tersebut hanya dapat menyebutkan komponen mana yang menyebabkan perubahan pada pH darah, sedangkan efek, penyebab serta mekanisme terjadinya tidak dapat dijelaskan. (5)Pada tahun 1981 Peter Stewart berhasil menemukan suatu metode baru dalam menilai status asam basa tubuh yang disebut metode kuantitatif/matematika. Metode ini lebih akurat serta mampu menjelaskan secara rinci mekanisme patofisiologi yang terjadi pada gangguan keseimbangan asam basa. Stewart mengatakan bahwa persamaan-persamaan seperti menghitung standard bikarbonat (SBE) dan anion gap, buffer base (BB) dan base excess (BE) jelas tidak mampu menjelaskan mekanisme atau proses dari gangguan keseimbangan asam basa yang terjadi, sehingga mengaburkan keputusan dalam membuat terapi. (6)

BAB IIKESEIMBANGAN ASAM BASA

A. Teori Asam Basa (1,2)1. Teori ArrheniusTeori asam basa pertama kali dirumuskan pada tahun 1884 oleh Svante Arrhenius. Menurut Arrhenius, asam dan basa adalah elektrolit yang apabila dilarutkan ke dalam air, maka keduanya akan mengalami proses peruaraian menjadi ion-ion.Asam ; ialah zat yang rumusnya mengandung hidrogen dan dalam air dapat melepas ion hidrogen (H+)Misalnya : HCl H+ + Cl- H2SO4 2H+ + SO42-Basa; ialah zat yang rumusnya mengandung OH dan dalam air dapat melepas ion hidroksida (OH-)Misalnya : NaOH, Ca(OH)2 dsb. NaOH Na+ + OH-Reaksi asam-basa menurut Arrhenius disebut netralisasi ; H+ (asam) + OH- (basa) H2Oa. Jenis Senyawa Asam Basa1) Jenis senyawa asam dikelompokkan sebagai berikut : Senyawa molekul yang bereaksi dengan air membentuk ion hidrogen (H+). Jenis senyawa ini dibedakan menjadi: Asam biner (asam non-oksi), yakni asam yang mengandung unsur H dan unsur non-logam lainnya (hidrida non lgam). Contoh: HCl Asam oksi, yakni asam yang mengandung unsur H, O, dan unsur lainnya. Contoh: HClO4 Asam organik, yakni asam yang tergolong senyawa organik. Contoh: CH3COOH.

Senyawa molekul berupa oksida non-logamOksida non logam akan melepas ion H+ setelah bereaksi dengan air membentuk asamnya. Oleh karena itu, oksida non logam disebut juga oksida asam atau anhidrida asam (tidak mengandung air). Contoh: Cl2O7Berdasarkan jumlah ion H+ yang dilepas, asam dibedakan menjadi: Asam monoprotik, yakni asam yang dapat menghasilkan 1 ion H+. Contohnya: HCl, HNO3 Asam poliprotik, yakni asam yang dapat menghasilkan lebih dari 1 ion H+. Asam ini dibedakan menjadi: Asam diprotik yang dapat melepas 2 ion H+. Contohnya: H2S Asam triprotik yang dapat melepas 3 ion H+. Contohnya: H3PO4 2) Jenis senyawa basaSenyawa basa dapat dikelompokkan menjadi 3 jenis, yakni: Senyawa ion yang mengandung ion hidroksida (OH-) contohnya: NaOH Senyawa ion yang berupa oksida logam. Oksida logam akan melepas ion OH- sewaktu bereaksi dengan air membentuk basanya. Oksida logam disebut juga oksida basa atau anhidrida basa. Contoh: Na2O Senyawa molekul yang beraksi dengan air membentuk ion hidroksida (OH-) contoh: NH3b. Sifat Senyawa Asam BasaKemiripan sifat berbagai senyawa asam dan basa terkait dengan adanya ion H+ dan OH-. Hal ini dapat dijadikan dasar untuk mengidentifikasi apakah suatu senyawa termasuk asam atau basa. Cara yang aman adalah dengan mengggunakan zat kimia yang mempunyai warna berbeda dalam larutan bersifat asam dan basa yang disebut indikator asam basa. Contohnya: kol merah, bunga mawar dll.Daalam prakteknya spesies lumut kerak telah dimanfaatkan untuk membuat indikator asam basa, yakni lakmus. Lakus dapat berbentuk larutan dan ketas. Bentuk kertas lebih banyak digunakan karena sukar teroksidasi sehingga dapat disimpan lama dan perubahan warna yang diberikan cukup jelas. Ada dua jenis lakmus yaitu lakmus merah dan biruKertas LakmusKondisi

AsamBasa

MerahTetap MerahMenjadi Biru

BiruMenjadi MerahTetap Biru

2. Teori Bronsted-Lowry (J.N. Bronsted dan T.H. Lowry ; 1923). Asam : Zat (molekul/ion) yang dapat memberi proton (H+) atau disebut proton donor. contoh H2SO4 H+ + HSO4- HCO3- H+ + CO32- Basa: ialah zat (molekul/ion) yang dapat menerima proton, H+ ; disebut proton aseptor.contoh : NH3 + H+ NH4+ HCO3- + H+ H2CO3 Reaksi asam-basa pada Bronsted-Lowry adalah proses transfer proton (dari asam ke basa). HCl + NH3 Cl- + NH4+ Melepas H+ (asam)

Menerima H+ (basa) Pasangan Asam-Basa Konjugasi Ialah dua zat ( molekul / ion ) yang rumus keduanya berbeda 1 H+ Misalnya NH3 dengan NH4+ ; HSO4- dengan SO42- Asam kunjugasi ialah zat yang kelebihan 1 H+ terhadap pasangannya. Basa konjugasi ialah zat yang kekurangan 1 H+ dari pasangannya. Contoh :(1) NH3 adalah basa konjugasi dari NH4+, atau NH4+ : asam konjugasi dari NH3 (2) HSO4- adalah asam kunjugasi dari SO4- tapi HSO4- adalah basa kunjugas7i dari H2SO4 Karena HSO4- dapat berupa asam dan basa maka zat-zat seperti itu disebut AMFOLIT. Reaksi asam-basa Bronsted-Lowry dapat dituliskan sebagai berikut H2O + NH3 OH- + NH4+ (as.1) (bs.2) (bs.1) (as.2)

3. Teori Lewis (G.N. Lewis) Asam ; ialah zat (gugus) yang menerima pasangan elektron bebas Basa ; ialah zat (gugus) yang memberi pasangan elektron bebas Reaksi asam-basa menurut Lewis akan menghasilkan ikatan koordinasi. Contoh : (1) BCl3 + NH3 BCl3-NH3 (elektron valensi : B = 3 , Cl = 7, N = 5 dan H = 1)

Cl H

+ Cl B : N - H

Cl H (asam) (basa)(2) H2O + H2O H3O+ + OH- H +

+ H + OH- H H H (basa) (asam)

B. Fisiologi Keseimbangan Asam Basa (3,4)Mekanisme homeostatik bekerja guna mempertahankan pH plasma, suatu indikator konsentrasi ion hidrogen (H+) dalam rentang normal yang sempit antara 7,35-7,45. Mekanisme ini mencakup aktivitas bufer kimia, ginjal, dan paru-paru. Pada tinjauan ulang, pH didefinisikan sebagaikonsentrasi H+, makin banyak ion hidrogen, makin asam suatu larutan dan makin rendah pH. Rentang pH yang sesuai dengan kebutuhan hidup (6,8-7,8) menggambarkan perbedaan sebesar sepuluh kali lipat pada konsentrasi ion hidrogen dalam plasma.

1. Bufer KimiaBufer kimia merupakan substansi yang mencegah perubahan besar dalam pH cairan tubuh dengan membuang atau melepaskan ion-ion hidrogen. Bufer dapat bekerja dengan cepat untuk mencegah perubahan yang berlebihan dalam konsentrasi ion hidrogen.Sistem bufer utama tubuh adalahsistem bufer bikarbonat- asam karbonik. Normalnya ada 20 bagian bikarbonat(HCO3-) untuk satu bagian asam karbonik (H2CO3). Jika rasio ini berubah, maka nilai pH akan berubah. Rasio inilah yang penting dalam mempertahankan ph, bukan nilai absolutnya. Perawat harus mengingat bahwa karbondioksida merupakan asam potensial, jika CO2dilarutkan dalam air, ia akan berubah menjadi asam karbonik (CO2+ H2O = H2CO3). Karena itu, ketika karbondioksida ditingkatkan, kandungan asam karbonat juga meningkat dan sebaliknya.Sistem bufer lain yang kurang penting adalah cairan ekstraseluler termasuk fosfat anorganik dan protein plasma. Bufer intraseluler termasuk protein, fosfat organik dan anorganik, dan dalam sel darah merah, hemoglobin.

2. GinjalGinjal mengatur kadar bikarbonat dalam cairan ekstraseluler, serta mampu meregenerasi ion-ion bikarbonat dan juga mereabsorbsi ion-ion ini dari sel-sel tubulus ginjal. Dalam keadaan asidosis respiratorik, dan kebanyakan kasus asidosis metabolik, ginjal mengeksresikan ion-ion hidrogen dan menyimpan ion-ion bikarbonat untuk membantu mempertahankan keseimbangan. Dalam keadaan alkalosis metabolik dan respiratorik, ginjal mempertahankan ion-ion bikarbonat untuk membantu mempertahankan keseimbangan. Ginjal jelas tidak dapat mengkompensasi asidosis metabolik yang diakibatkan oleh gagal ginjal. Kompensasi ginjal untuk ketidakseimbangan relatif lambat (dalam beberapa jam atau hari).

3. Paru-paruParu-paru mengendalikan karbondioksida, dan karena itu juga mengendalikan kandungan asam karbonik dari cairan ekstraseluler. Paru-paru melakukan hal ini dengan menyesuaikan ventilasi sebagai respons terhadap jumlah karbon dioksida dalam darah. Kenaikan dari tekanan parsial karbondioksida dalam darah arteri (PaCO2) merupakan stimulan yang kuat untuk respirasi. Tentu saja, tekanan parsial karbondioksida dalam darah arteri (PaCO2) juga mempengaruhi respirasi. Meskipun demikian, efeknya tidak sejelas efek yang dihasilkan oleh PaCO2.Pada keadaan asidosis metabolik, frekuensi pernapasan meningkat sehingga menyebabkan eliminasi karbon dioksida yang lebih besar (untuk mengurangi kelebihan asam). Pada keadaan alkalosis metabolik frekuensi perna