Upload
gigi
View
154
Download
2
Embed Size (px)
DESCRIPTION
Keseimbangan Asam Basa. Dra . Asterina , MS. Teori Asam – Basa. Archenius Lavoiser Lewis Bronsted & Lowry Asam HCl H + + Cl - asam Basa Konyugasi Basa NH 3 + H + NH 4 + basa asam konyugasi. - PowerPoint PPT Presentation
Citation preview
Keseimbangan Asam Basa
Dra. Asterina, MS
Teori Asam – Basa
Archenius Lavoiser Lewis Bronsted & Lowry
AsamHCl H+ + Cl-
asam Basa Konyugasi Basa
NH3 + H+ NH4+
basa asam konyugasi
Asam yang telah memberikan protonnya → Basa Konyugasi
Basa yang telah menerima Proton → Basa yang telah menerima Proton → Asam Asam KonyugasiKonyugasi
Tata NamaAsam :
Hx (tidak mengandung O)Hox (mengandung O)
HX :di berikan nama berdasarkan gugus sisa asam, di berikan akhiran ida
contoh : HCL Asam kloridaHOX : di beri nama sesuai nama asam utama, di
berikan akhiran atContoh: HClO asam hipoklorit
HClO2 asam klorit HClO3 asam klorat asam utama
HClO3 asam perklorat
Basa : HX (tanpa O) HOX (mengandung O)
HX : diberi nama sesuai nama trivial (penemu)contoh : NH3 Amoniak
HOX : diberi akhiran hidroksidcontoh : Natrium hidroksida
PROTOLITIK
Proses serah terima proton dari Asam Proses serah terima proton dari Asam kepada Basa (kepada Basa (PenetralanPenetralan))
HCl + HHCl + H22O HO H33OO++ + Cl + Cl--
Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1Asam 1 Basa 2 Asam 2 Basa 1
NHNH33 + H + H22O NHO NH44++ + OH + OH--
Basa 1 Asam 2 Asam 1 Basa 2Basa 1 Asam 2 Asam 1 Basa 2
Kekuatan Asam – Basa
AsamHX (tidak mengandung O)HOX (mengandung O)
Asam HXTergantung 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 ElektronegatifDalam skala : Asam bertambah kuat bila X semakin elektronegatif.
Contoh : HCl > H2S > H3P2. Ukuran Jari – jari
Dalam 1 golongan : Asam bertambah kuat bila jari - jari bertambah besarContoh : HI > HCl > HF
Mudah atau tidaknya H lepas tergantung pada :
Sifat Elektromagnetik X* Bertambah kuat elektron ditarik dari H, bertambah mudah H lepascontoh : 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 H+ + X-
(H+ ) (X- ) (Hx) Ka =
Pengertian pH
pH = - log [ H+ ]
PH = 7 → larutan netralPH = < 7 → larutan asamPH = > 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 lemahcontoh : NH4Cl (pH < 7)
3. Berasal dari asam lemah dan basa kuatcontoh : NaCN (pH > 7)
4. Berasal dari asam lemah dan basa lemah
Garam ini mengalami hidrolisi total
Larutan BufferLarutan yang mengandung : Asam lemah dengan garamnya Basa lemah dengan garamnyaAsam lemah dengan garamnya :
contoh : CH3COOH dengan CH3COONa
[H+] = Ka. pH = pKa + Log
Basa lemah dengan garamnyacontoh : 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 MpH = 7,4pH normal darah arteri = 7,4
Gangguan Keseimbangan asam Basa
1. Asidosis metabolik2. Alkalosis metabolik3. Asidosis Respiratorik4. 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
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.
ASID
OSI
S
KEM
ATI
AN
ALKALOSIS
KEM
ATIA
N
pH Darah
7.38 7.42
7.35 7.45
6.8
7.8
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
Hidrogen2. 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 HCO3-
H+ + HCO3- H2CO3
Buffer ini terdapat dalam semua cairan tubuh berperan penting dalam menunjang keseimbangan asam – basa
Buffer ProteinSangat penting untuk menetralkan kelebihan asam karbonat dalam plasma
Protein + H+ H- Protein
Buffer PhosfatTerdiri dari binatrium dan mononatrium fosfat (Na2HPO4 dan NaH2PO4 ). Sangat penting untuk sel darah merah dan ginjal
H3PO4= + H+ H3PO4
-
Buffer HemoglobinSangat penting untuk menetralkan kelebihan H2CO3 dalam eritrosit
CO2 + H2O H2CO3
H2CO3 + Hb HCO3- + H+HbO
H2CO3 + HbO2 HCO3
- + H+HbO
Persamaan Henderson – HassebalchUntuk sistem buffer bikarbonat CH2CO3 / HCO3
-
[H+] = Ka. pH = pKa + Log
= pKa +
carbonic
anhidrase
[HCO3-]
[H2
CO3
]Log
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. KelarutanPCO2 = 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
Contoh soal :Bila di ketahui [HCO3
-] = 24 M eq/literPCO2 = 40 mmHgS = 0,03pKa = 6,1
pH = pKa + =pKa 6,1 + =6,1 +
= 7,4 normal
Log 0,03 x 40
20
1,2
24
24
Log
Log
1
Di mana HCO3-, 20 x lebih banyak dari H2CO3
Jika [HCO3-] meningkat pH meningkat
CO2
[HCO3-] berkurang pH berkurang
CO2