Wrap Up Skenario 3 :

MencretOleh :A 06

Ketua : Denies Ariwibowo (1102010064)

Sekretaris : Dinda Putri (1102010081)

Dhito Hamdi (1102009199)

Gianni Prakasa (1102009122)

Ajeng Astrini Nur Kanni (1102010012)

Annisa Dienda APS (1102010028)

Bella Syahnarissa Aziza (1102010046)

Fathur Rahman Mutiara Hikmah (1102010097)

Gita Rosadila (1102010113)

UNIVERSITAS YARSI

FAKULTAS KEDOKTERAN

TAHUN PELAJARAN 2010-2011

1 | P a g e

SKENARIO 3

MENCRET

Seseorang laki – laki, 40 tahun, dibawa ke Puskesmas karena mengalami mencret lebih dari 10 kali dalam sehari sejak 3 hari yang lalu. Keluhan ini timbul setelah makan malam diwarung nasi dekat rumahnya. Pemeriksaan fisik : kesadaran komposmentis lemah, TD: 80/60 mmHg, nadi: 120x/menit, pernafasan: 34x/menit, cepat dalam. Jumlah urine sedikit. Di Puskesmas penderita dipasang infus dan diberikan pertolongan pertama lalu dirujuk ke RS terdekat. Pada pemeriksaan analisa gas darah didapatkan hasil seperti dibawah ini :

pH : 7,2 ( normal : 7,35 – 7,45 )

pO2 : 95 mmHg ( normal : 85 – 95 mmHg )

pCO2 : 35 mmHg ( normal : 35 – 45 mmHg )

HCO3 : 18 mEq/l ( normal : 21 – 23 mEq/l )

Base Excess : -2,5 mEq/l ( normal : -2,5 - + 2,5 mEq/l )

Saturasi O2 : 98 % ( normal : 95 – 100 % )

Hasil elektrolit menunjukan : kadar natrium 130 mEq/l dan klorida 102 mEq/l

Kesannya : terdapat gangguan keseimbangan asam basa berupa asidosis metabolik, dengan anion gap yang normal.

2 | P a g e

L.O. 1. Memahami dan menjelaskan keseimbangan asam basa

1.1. Definisi Keseimbangan asam basa

1.2. Klasifikasi asam basa

1.3. Sumber asam basa

1.4. Mekanisme keseimbangan asam basa

L.O. 2. Memahami dan menjelaskan definisi dan manfaat pH

2.1. Definisi pH

2.2. Faktor yang mempengaruhi pH

2.3. PH asam basa lemah dan kuat

2.4. Cara menentukan pH

2.5. Manfaat pengukuran pH

L.O. 3. Memahami dan menjelaskan gangguan keseimbangan asam basa

3.1. Definisi gangguan keseimbangan asam basa

3.2. Jenis gangguan keseimbangan asam basa

3.3 Penyebab gangguan keseimbangan asam basa

3.4 Gejala gangguan keseimbangan asam basa

3 | P a g e

L.O. 1 Memahami dan menjelaskan keseimbangan asam basa

1.1 Definisi

Asam : sekelompok zat yang mengandung hidrogen yang mengalami disosiasi atau terpisah dalam larutan untuk menghasilkan H+ bebas dan anion.

Basa : bahan yang dapat berikatan dengan H+ bebas dan menarik ion tersebut dari larutan.

Asam basa menurut Arhenius

Asam : zat yang terdisosiasi dalam air membentuk ion hidrogen (H+)

Basa : zat yang terdisosiasi dalam air membentuk ion hidroksil (OH-)

Asam basa menurut bronsted lowry (teory proton)

Asam : suatu zat atau bahan yang mempunyai kecendrungan untuk memberikan sebuah proton (disebut dengan donor proton)

Basa : zat yang dapat menerima ion H+ dari zat lain, yang mempunyai kecendrungan untuk mengambil sebuah proton (disebut dengan akseptor proton)

Suatu asam baru dapat melepaskan proton bila ada basa yang dapat menerima proton yang dilepaskan. Oleh karena itu, reaksi asam basa adalah suati reaksi pelepasan dan penerimaan proton.

Asam basa menurut G.N Lewis

Asam : suatu zat yang menerima sebuah pasang elektron

Basa : suatu zat yang memberikan sepasang elektron.

4 | P a g e

1.2 Klasifikasi asam basa

Berdasarkan Kekuatannya

Klasifikasi asam basa ini digolongkan berdasarkan kekuatannya dan ukuran terionisasi, dibagi menjadi 2 , yaitu:

1. Asam kuat adalah senyawa yang terurai secara keseluruhan saat di larutkan dalam air dan menghasilkan jumlah ion semaksimum mungkin. Contoh HCL,

HN , S , HCl

Basa kuat adalah senyawa yang terurai secara keseluruhan saat dilarutkan dalam air dan

bereaksi dengan asam.Contoh NaOH, KOH, Ba(OH

2. Asam lemah adalah senyawa yang hanya sedikit terurai saat dilarutkan didalam air kurang bereaksi kuat dengan asam. Contoh H3PO4, H2SO3, HNO2, CH3COOH

Basa lemah adalah senyawa yang hanya sedikit terurai saat dilarutkan dalam air.Contoh

NaHCO3, N OH

Berdasarkan Bentuk Ion

Asam anion adalah asam yang mempunyai muatan negatif.

Contoh : SO3-

Asam kation adalah asam yang mempunyai muatan positif.

Contoh : N +

Basa anion adalah basa yang mempunyai muatan negatif.

Contoh : Clˉ, C

Basa kation adalah basa yang mempunyai muatan positif.

Contoh : Na+

Berdasarkan kemampuan ionisasi asam dan basa

Asam dan basa monoprotik adalah asam dan basa yang dapat melepaskan satu ion H⁺ atau ion OHˉ (dikenal juga dengan ionisasi primer)

Contoh : asam monoprotik [HCl, HN , C COOH]

basa monoprotik [NaOH, KOH]

5 | P a g e

Asam dan basa diprotik adalah asam dan basa yang dapat melepaskan 2 ion H⁺ atau ion OHˉ (dikenal dengan ionisasi sekunder)

Contoh : asam diprotik [ S H2S]

basa diprotik [Mg(OH , Ca(OH)2, Ba(OH)2]

Asam dan basa poliprotik adalah asam dan basa yang dapat melepaskan 3 atau lebih ion H⁺ atau ion OHˉ (dikenal juga dengan ionisasi tersier)

Contoh : asam poliprotik [ P ]

basa poliprotik [Al(OH)3]

Asam-asam yang berasal dari proses metabolisme

Asam volatil adalah asam yang mudah menguap, dapat berubah bentuk menjadi bentuk cair maupun gas. Asam volatil merupakan hasil akhir dari metabolisme asam amino, lemak dan karbohidrat.

Contoh : karbondioksida, asam karbonat

Asam nonvolatil adalah asam yang tidak mudah menguap, tidak dapat berubah bentuk menjadi gas untuk diekskresi oleh paru-paru, tapi harus dieksresikan oleh ginjal.

Contoh : asam organik, asam nonorganic

1.3 Sumber asam basa

Asam dan basa bersumber dari:

Produksi karbondioksida (C ) oleh sel-sel jaringan. C berikatan

dengan air (terutama sel darah merah) untuk membentuk asam karbonat

( C ) yang terurai menjadi ion-ion hidrogen.

Asam anorganik yang dihasilkan selama penguraian hidrogen. Asam hidrogen yang dihasilkan dari metabolisme perantara.

Sebagian besar ion hidrogen yang dihasilkan merupakan produk sampingan atau produk akhir dari proses katabolisme sempurna karbohidrat, lemak dan protein

1.4 Mekanisme keseimbangan asam basa

Suatu upaya untuk mempertahankan konsentrasi H+ di cairan ekstraseluler. Hal ini penting karena hampir semua aktivitas enzim pada sistem tubuh dipengaruhi oleh PH. Mekanisme yang mengatur susunan CES sangat penting kaitannya dalam ion

6 | P a g e

khusus ini, karena proses didalam sel sangat peka terhadap perubahan konsentrasi H+ , 3 sistem yang mempengaruhinya adalah:

1. Sistem Buffer

Buffer ion bikarbonat

Buffer ini merupakan buffer utama pada ekstrasel

H2O + CO2 ↔H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

Pengaturannya apabila ditambahkan asam kuat, mengakibatkan peningkatan

H2CO3 yang diikuti meningkatnya C02 dan peningkatan ventilasi paru, sedangkan apabila ditambahkan basa kuat mengakibatkan penurunan H2O dan CO2 untuk reaksi pembentukan H2CO3 yang menurun sebelumnya

Buffer Fosfat

Buffer terpenting dalam cairan intrasel dan tubulus ginjal, memiliki Pka yang mendekati PH fisiologis, sehingga merupakan buffer yang efisien dan efektif.

Buffer protein

Cairan interstisium yang mengandung protein dan asam amino terdisosiasi ikut berperan mengatur PH, Pka nya 6 (imidazol) proses pengaturan melalui sistem buffer berjalan lambat karena H+ harus berdifusi melalui membran sel yang dipengaruhi pompa Na

Buffer Hemoglobin

Gugus Nitrogen dapat menangkap dan melepaskan ion H+ sehingga dapat bertindak sebagai asam (saat oksigenasi Hb) dan basa (saat deoksigenasi)

2. Sistem respirasi

CO2 yang merupakan produk sampingan metabolismem saat pembentukan CO2

meningkat, PaCO2 pada CES juga meningkat. Jika konsentrasi H+ meningkat pusat pernafasan di batang otak secara refleks terangsangm sehingga ventilasio paru paru meningkat untuk mengeluarkan CO2 lebih banyak sehingga kebutuhan penambahan H2CO3 menurun. Karena CO2 pada dasarnya adalah pengeluaran asam dari tubuh. Jadi PH tubuh dapat kembali normal. Kesimpulannya peningkatan ventilasi alveolus menurunkan konsentrasi H+ cairan ekstraseluler dan PH menjadi meningkat. Pengeluaran H+ yang dihasilkan paru paru lebih banyak dibandingkan jumlah yang dikeluarkan oleh ginjal yang berasal dari asam karbonat cairan tubuh.

7 | P a g e

3. Sistem ginjal

Pengaturan konsentrasi ion hidrogen cairan ekstra seluler melalui 3 mekanisme dasar

a) Sekresi ion ion hidrogen

Ginjal tidak saja secara kontinu mengeluarkan dalam jumlah normal yang

terus menerus dihasilkan dari sumber-sumber asamnon-karbonat, tetapi, juga mengubah-ubah kecepatan sekresinya untuk mengkompensasi perubahan konsentrasi

yang timbul dari kelainan konsentrasi asam karbonat.Besarnya sekresi

bergantung pada status asam basa pada sel tubulus ginjal.Proses sekresi berawal di

sel-sel tubulus dengan C yang datang dari 3 sumber yaitu C yang berdifusi dari

plasma, cairan tubulus dan C yang diproduksi secara metabolis di dalam sel tubulus.

Lalu C dan O membentuk yang akan berdisosiasi membentuk dan HC

. Selanjutnya di membran luminal diangkut keluar sel ke dalam lumen tubulus.

Lalu di bagian nefron, diangkut yang berasal dari filtrat glomerulus ke arah yang

berlawanan. Karena reaksi ini diawali dengan C jadi kecepatannya bergantung pada

konsentrasi C , jika konsentrasi C meningkat, maka reaksi akan berlangsung

cepat.Jika konsentrasi di plasma tinggi, sel-sel tubulus akan merespon dengan

mensekresikan dalam jumlah yang lebih untuk disekresikan ke dalam urin,

sebaliknya jika konsentrasi C menurun, maka reaksi akan berlangsung lambat. Dan

apabila konsentrasi di plasma rendah, sel-sel tubulus akan merespon dengan jumlah

sekresi yang menurun dalam urin.

b) Reabsorbsi ion ion bikarbonat yang disaring

Ion bikarbonat sulit untuk melewati membran luminal sel-sel tubulus ginjal sehingga tidak dapat difiltrasi dan direabsorpsi secara langsung. Ion hidrogen yang

disekresikan ke luar sel tubulus berikatan dengan HC yang difiltrasi untuk

membentuk C . Lalu di bawah pengaruh enzim karbonat anhidrase, C

8 | P a g e

tersebut teruari menjadi O dan C . C dapat masuk kembali ke dalam sel tubulus

karena C mampu dengan mudah menembus membran sel tubulus. Di dalam sel, di

bawah pengaruh enzim tersebut, C bergabung kembali dengan H2O membentuk C

yang akan terurai menjadi dan HC . Karena dapat menembus membran

basolateral sel tubulus, HC secara pasif berdifusi keluar sel masuk ke dalam plasma

kapiler-peritubulus. Dalam keadaan normal, ion hidrogen yang disekresikan ke dalam lumen tubulus lebih banyak dibandingkan dengan ion bikarbonat yang difiltrasi. Sehingga semua ion bikarbonat yang difiltrasi biasanya direabsorpsi untuk berikatan

dengan yang tersedia di lumen tubulus

c) Penambahan ion bikarbonat yang baru ke dalam plasma

Setelah proses reabsorpsi, HC yang dihasilkan dari reaksi disosiasi C

berdifusi ke dalam plasma sebagai HC yang baru, karena kemunculannya tidak

berikatan dengan reabsorpsi HC yang difiltrasi. Sementara itu, yang juga

dihasilkan dari proses disosiasi bergabung dengan penyangga fosfat basa dan kemudian dieksresi di urin. Saat PH menurun dari keadaan normal ginjal mengkompensasinya

dengan meningkatkan sekresi dan ekskresi di urin sehingga kelebihan dapat

dieliminasi dan konsentrasi di plasma menurun. Juga mereabsorpsi semua ion

bikarbonat yang difiltrasi disertai dengan penambahan ion bikarbonat baru ke plasma sehingga konsentrasi ion bikarbonat plasma meningkat. Sedangkan pada saat

peningkatan PH dari keadaan normal, sekresi dan ekskresi di urin menurun sehingga

terjadi peningkatan konsentrasi pada plasma. Selain itu juga menurunkan reabsorpsi

ion bikarbonat yang difiltrasi dan penurunan jumlah ion bikarbonat baru ke plasma sehingga konsentrasi ion bikarbonat plasma menurun.

FAKTOR YANG MEMPENGARUHI PENINGKATAN DAN PENURUNAN SEKRESI H+ DAN REABSORBSI ION BIKARBONAT TUBULUS GINJAL

SEKRESI H+ & REABSORBSI ION BIKARBONAT ↑↑

SEKRESI H+ & REABSORBSI ION BIKARBONAT ↓↓

9 | P a g e

Tekanan CO2 ↑ Tekanan CO2 ↓

H+ ↑ dan HCO3- ↓ H+ ↓ dan HCO3

- ↑

Volume CES ↓ Volume CES ↑

Angiontensin II ↑ Angiontensin II ↓

Aldosteron ↑ Aldosteron ↓

Hypokalemia Hyperkalemia

L.O. 2. Memahami dan menjelaskan definisi dan manfaat pH

2.1 definisi pH

pH adalah derajat keasaman yang digunakan untuk menyatakan nilai keasaman atau kebasaan yang dimiliki suatu larutan. Unit pH diukur pada skala 0 – 14. Istilah pH berasal dari “p”, lambang matematika dari negatif logaritma dan “H” lambang kimia untuk unsur hidrogen.

pH dibentuk dari informasi kuantitatif yang dinyatakan oleh tingkat derajat keasaman atau basa yang berkaitan dengan aktivitas ion hidrogen. Nilai pH dari suatu unsur adalah perbandingan antara konsentrasi ion hidrogen [H+] dengan konsentrasi ion hidroksil [OH-].Jika konsentrasi H+ lebih besar dari OH-, material disebut asam.Yaitu nilai pH adalah kurang dari 7.Jika konsentrasi OH- lebih besar dari H+, material disebut basa dengan suatu nilai pH lebih besar dari 7.

2.2 Faktor yang mempengaruhi pH

Lebihnya kadar H+ yang ada dalam tubuh berasal dari

Pempentukan H2CO3 yang sebagian berdisosiasikan H+ dan HCO3-

Katabolisme zat organic

Disosiasi asam organic pada metabolism intermedik, contoh pada metaboliklemak terbentuk asam lemak dan laktat. Yaitu melepaskan H+

Keseimbangan intake dan output ion H+ dalam tubuh bervariasi. Tergantung dari:

Diet (makanan) H+ naik,jika kebanyakan makanan asam. Sedangkan dengan mengkonsumsi sayur dan buahbersifat basa, banyak menghasilkan HCO3-

Aktivitas, yaitu lari cepat membuat tubuh kita asam karena menghasilkan banyak CO2, sehingga pH nya turun.

Faktor yang mempengaruhi mekanisme pH

10 | P a g e

Adanya konsentrasi H+

System respirasi

System ginjal

Pertukaran ion

Aktivitas yang berat

2.3 pH asam basa lemah dan kuat

- Hukum Henderson Hasselbalch

pH = pKa + HCO3-

PCO2

- Asam kuat : pH dihitung dari HCO3

H+

pH = - log [H+]

- Basa kuat : pH dihitung dari OH-

pOH = - log [H+]

pH = 14 + log [OH-]

- Asam lemah

pH larutan asam lemah

Asam monoprotik :

[H3O+] = (Ka .C)1/2

11 | P a g e

pH = - ½ (log Ka1 + log C)

Asam diprotik :

Ka1>> Ka2

[H3O+] = (Ka1 . C)

pH = - ½ (log Ka1 + log C)

- Basa lemah

Basa monoprotik :

[OH-] = (Kb .C)1/2

pOH = - ½ (log Kb + log C)

pH = 14 + ½ (log Kb + log C)

Basa diprotik :

Kb1>> Kb2

[OH-] = (Kb1 . C)

pOH = - ½ (log Kb1 + log C)

pH = 14 + ½ (log Kb1 + log C)

Rumus mencari pH

Untuk asam kuat : pH = - log [ H+ ] atau [ H+ ] = x.M

12 | P a g e

Untuk asam lemah : pH = pKa + log

Untuk basa lemah : pH = pKa + log

Untuk basa kuat : pOH = - log [OH-] atau [OH-] = x.M

2.4 Cara menentukan pH

Yang digunakan untuk mengukur pH suatu larutan adalah:

- Kertas lakmus, kertas lakmus berubah menjadi merah bila keasaman larutan naik (asam), sedangkan berubah menjadi warna biru bila jika tingkat keasamaan larutan turun (basa). Penggunaan kertas lakmus ini adalah pengukuran yang paling sederhana, tetapi tidak dapat menentukan nilai pasti pH tersebut, hanya menunjukkan asam atau basa.

- Indikator universal, substansi yang dapat berubah warna diantara berbagai ukuran pH. Indikator tidak memberikan gambaran lebih spesifik terhadap nilai pH dibandingkan dengan kertas lakmus. Indikator universal merupakan gabungan berbagai indikator yang diikuti dengan perubahan warna dari pH 2 – 10. Berbagai macam indikator universal, yaitu :

Thimol biru 1 pH 1,2 – 2,2 merah – oranye

Metil merah pH 4,4 – 6,2 merah – kuning

Bromtimol biru pH 6,0 – 7,6 kuning – biru

Thimol biru 2 pH 8,0 – 9,6 kuning – biru

Fenolphtalein pH 8,3 – 10 tdk berwarna ungu

- Menggunakan alat pH meter yaitu alat yang digunakan di lab untuk menentukan pH dari suatu larutan dan nilainya tertera sangat jelas. pH meter bekerja berdasarkan prinsip elektrolit atau konduktivitas suatu larutan.

2.5 Manfaat pengukuran pH

Aplikasi dalam bidang kesehatan, biologi, kimia dan lain lain.

Dapat mengetahui pH berbagai substansi dalam tubuh

Cairan getah lambung pH 1,0 – 2,0

Urine pH 4,8 – 7,5

13 | P a g e

Saliva (air liur) pH 6,5 – 6,9

Darah pH 7,35 – 7,45

Dapat lebih mudah untuk menunjang teori terapi

Dapat menyesuaikan kadar enzim untuk terapi suatu penyakit pada organ tertentu, contoh: Enzim A memiliki sifat spesifik akan rusak pada pH tertentu, maka harus disesuaikan dengan pH organ yang akan diterapi

Dapat mengetahui segala kemungkinan dari gangguan keseimbangan asam-basa jika memakan makanan yang asam seperti jeruk limo, cuka, orange juice, dll.

Menentukan derajat keasaman dari suatu larutan

Menyatakan konsentrasi ion hidrogen

Menentukan suatu kondisi asidosis atau alkalosis

Mengatur mekanisme ion-ion di cairan ekstraseluler

L.O. 3. Memahami dan menjelaskan gangguan keseimbangan asam basa

3.1 definisi gangguan keseimbangan asam basa

Penyimpangan status asam-basa normal dibagi menjadi empat kategori umum, bergantung pada sumber dan arah perubahan abnormal [H+]. Kategori-kategori tersebut adalah asidosis respiratorik, alkalosis respiratorik, asidosis metabolik, dan asidosis respiratorik.

Pemeriksaan gas darah di arteri dapat menunjukkan kondisi asam basa di dalam tubuh, dengan menggunakan 3 indikator : pH, PaCO2 dan HCO3.

1. pH netral di dalam cairan ekstra seluler : 7,35 – 7,45

pH < 7,35 : asidosis

pH > 7,45 : alkalosis

2. PaCO2, merupakan komponen respirasi : normal 35 – 45 mmHg

PaCO2 > 45 mmHg : asidosis respirasi

PaCO2 < 45 mmHg : alkalosis respirasi

3. HCO3, merupakan ginjal atau metabolik : normal 24 – 28 mEq/L

14 | P a g e

HCO3 > 28 mmHg : alkalosis metabolik

HCO3 < 24 mmHg : asidosis metabolik

4. Base Excess, nilai normalnya –2 s/d +2 berkaitan dengan nilai bikarbonat 24 – 28 mEq/L (– 2 = 24 mEq/L dan + 2 = 28 mEq/L)

3.2 Jenis gangguan keseimbangan asam basa

Penyimpangan status asam-basa normal dibagi menjadi empat kategori umum, bergantung pada sumber dan arah perubahan abnormal [H+].Kategori-kategori tersebut adalah asidosis respiratorik, alkalosis respiratorik, asidosis metabolik, dan asidosis respiratorik.

Pemeriksaan gas darah di arteri dapat menunjukkan kondisi asam basa di dalam tubuh, dengan menggunakan 3 indikator : pH, PaCO2 dan HCO3.

1. pH netral di dalam cairan ekstra seluler : 7,35 – 7,45

pH < 7,35 : asidosis

pH > 7,45 : alkalosis

2. PaCO2, merupakan komponen respirasi : normal 35 – 45 mmHg

PaCO2 > 45 mmHg : asidosis respirasi

PaCO2 < 45 mmHg : alkalosis respirasi

3. HCO3, merupakan ginjal atau metabolik : normal 24 – 28 mEq/L

HCO3 > 28 mmHg : alkalosis metabolik

HCO3 < 24 mmHg : asidosis metabolik

4. Base Excess, nilai normalnya –2 s/d +2 berkaitan dengan nilai bikarbonat 24 – 28 mEq/L (– 2 = 24 mEq/L dan + 2 = 28 mEq/L)

1. Asidosis Metabolik

Asidosis metabolik (kekurangan HC ) adalah gangguan sistemik yang ditandai

dengan penurunan primer kadar bikarbonat plasma, sehingga menyebabkan

terjadinya penurunan pH (peningkatan [ ]). [HC ] ECF adalah kurang dari

22 mEq/L dan pH-nya kurang dari 7.35.Kompensasi pernapasan kemudian

segera dimulai untuk menurunkan PaC melalui hiperventilasi sehingga

asidosis metabolik jarang terjadi secara akut.

2. Alkalosis Respiratorik

15 | P a g e

Alkalosis respiratorik (kekurangan asam karbonat) adalah penurunan primer PaCO2 (hipokapnia), sehingga terjadi penurunan pH. PaCO2 <35 mmHg dan pH >7,45. Kompensasi ginjal berupa penurunan ekskresi H+ akibat lebih sedikit absorpsi HCO3

- serum berbeda-beda, bergantung pada keadaannya yang akut atau kronis.

3. Asidosis Respiratorik

Asidosis respiratorik (kelebihan H2CO3) ditandai dengan peningkatan primer PaCO2

(hiperkapnia), sehingga menyebabkan terjadinya penurunan pH: PaCO2 lebih besar dari 45 mmHg dan pH kurang dari 7.35. Kompensasi ginjal mengakibatkan peningkatan HCO3

- serum.Asidosis respiratorik dapat timbul secara akut maupun kronis.

4. Alkalosis Metabolik

Alkalosis metabolik (kelebihan HCO3-) adalah suatu gangguan sistemik yang

dicirikan dengan adanya peningkatan primer kadar HCO3- plasma, sehingga

menyebabkan peningkatan pH (penurunan [H+]. [HCO3-] ECF lebih besar dari

26 mEq/L dan pH lebih besar dari 7.45.Alkalosis metabolik sering disertai dengan berkurangnya volume ECF dan hipokalemia.

3.3 Penyebab gangguan keseimbangan asam basa

Asidosis metabolik

- Pembentukan asam yang berlebihan di dalam tubuh

- Berkurangnya kadar ion HC dalam tubuh

- Retensi ion H+ dalam tubuh.

- Penambahan asam

Oksidasi lemak tak sempurna pada asidosis dibetika / kelaparan

Oksidasi karbohidrat tak sempurna pada asidosis laktat

- Pengurangan bikarbonat : asidosis tubulus ginjal, diare, kolostomi, dan ileostomi

- Berbagai gangguan, seperti gagal ginjal, asidosis laktat, produksi badan keton naik, hyperaldosteron, keracunan

-

16 | P a g e

Alkalosis metabolik

- Kekurangan H+ dari ECF(Muntah,penyedotan nasogastrik, diare dengan kehilangan klorida, diuretik, hipokalemia)

- Retensi HCO3- (Pemberian natrium bikarbonat berlebihan, sindrom susu alkali)

Asidosis respiratorik

- Hambatan pada pusat pernafasan di medula oblongata (henti jantung akut), terapi oksigen pada hiperkapnia kronis, apnea saat tidur, obat-obatan:overdosis opiat, sedatif)

- Gangguan pada otot-otot pernafasan

(penyakit neuromuskular, kifoskoliosis, obesitas yang berlebihan, cedera dinding dada)

- Gangguan pertukaran gas

(emfisema dan bronkitis, edema paru akut, pneumonia, pneumotoraks)

- Obstruksi saluran nafas atas akut

(aspirasi benda asing atau muntah, langiospasme atau edema laring)

Alkalosis respiratorik

- Rangsangan pusat pernafasan

(Hiperventilasi, hipermetabolik, tumor otak, cedera kepala, intoksikasi salisilat)

- Hipoksia

(Gagal jantung kongestif, fibrosis paru, tinggal ditempat yang tinggi, asma, edema paru)

- Ventilasi mekanisme yang berlebihan

- Mekanisme yang belum jelas

(Sepsis gram negatif, sirosis hepatis)

- Latihan fisik

17 | P a g e

3.4 Gejala gangguan keseimbangan asam basa

Asidosis metabolik

Gejala serta tanda asidosis metabolik cenderung tidak jelas, dan pasien dapat asimtomatik, kecuali jika [HCO3

-] serum turun sampai di bawah 15 mEq/L. Pernafasan kussmaul (nafas dalam dan cepat yang menunjukan adanya hiperventilasi kompensatorik) mungkin lebih menonjol pada asidosis akibat ketoasidosis diabetik dibandingkan pada asidosis akibat gagal ginjal. Gejala dan tanda utama asidosis metabolik adalah kelainan kardiovaskular,neurologis, dan fungsi tulang.

Alkalosis metabolik

Tidak terdapat gejala dan tanda alkalosis metabolik yang spesifik. Adanya gangguan ini harus dicurigai pada pasien yang memiliki riwayat muntah, penyedotan, nasogastrik, pengobatan diuretik atau pasien yang baru sembuh dari gagal nafas (Hiperkapnia)

Asidosis respiratorik

Gejala dan retensi CO2 tidak bersifat khas dan pada umumnya tidak mencerminkan kadar PaCO2 selain itu asidosis respiratorik akut maupun kronis selalu disertai oleh hipoksemia sehingga hipoksemia bertanggung jawab atas banyak tanda-tanda klinik akibat retensi CO2.

Alkalosis respiratorik

Terdapat pola pernafasan yang berbeda-beda pada sindrom hiperventilasi yang diinduksi oleh kecemasan; mulai dari pernafasan yang normal sampai pernafasan yang jelas tampak lebih cepat, dalam, dan panjang.Pasien seringkali terlihat banyak menguap dan gejala mencolok lainnya adalah kepala terasa ringan, parestasi sekitar mulut.Apabila alkalosis yang terjadi cukup parah dapat timbul tetani seperti spasme karpopedal. Pasien dapat mengeluh kelelahan kronis, jantung berdebar-debar, cemas, mulut terasa kering, dan tidak bisa tidur. Gejala alkalosis respiratorik berat dapat disertai dengan ketidakmampuan berkonsentrasi, kekacauan mental, dan sinkop

18 | P a g e

Daftar Pustaka

Price, Sylvia Anderson (2006), Patofisiologi Konsep Klinis Proses-Proses Penyakit edisi6,ab. Huriawati Hartanto, Jakarta, EGC.

Sherwood, Lauralee (2004), Fisiologi Manusia dari Sel ke Sistem edisi 2, Jakarta, EGC.

Sudoyo, W Aru, Bambang setiyohadi, Idrus Alwi (2009), Buku Ajar Ilmu Penyakit Dalam Jilid I Ed.5, Jakarta, Interna Publishing.

Sukmariah M, Karmiati A (1990), Kimia Kedokteran edisi 2, Binarupa Aksara, Jakarta.

Ganong, WF, (2007), Buku Ajar Fisiologi Kedokteran edisi 21,ab. M. Djauhari Widjajakusumah, Jakarta, EGC.

19 | P a g e

Saifuddin, M, dkk. (2008), Gangguan Kesimbangan air-elektrolit dan asam-basa edisi II. Jakarta, FKUI.

Guyton, Arthur c, dkk. (2008), Buku ajar fisiologi kedokteran. Jakarta, EGC

(http//medicastore.com/diambil pada selasa, 16 Maret 2010)

(http//belajarkimia.com/oleh Harthadinajha, diambil pada jumat, 12 Maret 2010)

(http//chem-is-try.org/pengukurankeasaaman/oleh Jim Clark/diambil pada selasa,16 Maret, 2010)

(http://id.wikibooks.org/wiki/subjek:kimia/materi:asam,basa,garam)

20 | P a g e