Docstoc

Keseimbangan asam dan basa

Document Sample
Keseimbangan asam dan basa Powered By Docstoc
					      Oleh
Dra. Asterina, MS
         Keseimbangan Asam Basa
  I. Teori Arrhenius :

 Asam      :HX     H+ + X- senyawa hidrogen yang dlm air akan

 Basa      : BOH   OH   + B




II. Teori Bronsted & Lowry :
     Asam        : HCL H+ + Cl-
     Basa        : NH3 + H+  NH4+
Asam yang telah memberikan
protonnya → Basa Konyugasi

Basa yang telah menerima
Proton  → Asam Konyugasi



HCl      H+   +   Cl-
Asam              Basa Konyugasi


 NH3 + H+         NH4+
 Basa             Asam Konyugasi
III. Teori Lewis


 F           H           F H
FB           NH         FB NH
 F           H           F H
  Asam        Basa         Senyawa
(Akseptor    (Donor     dengan ikatan
pasangan    pasangan       Kovalen
Elektron)   Elektron)     koordinasi
PROTOLITIK
Proses serah terima proton dari Asam
kepada Basa (Penetralan)

HCl    + H2O       H3O+    +    Cl-
Asam 1    Basa 2    Asam 2     Basa 1

NH3    + H2O        NH4+   +     OH-
Basa 1   Asam 2     Asam 1      Basa 2
     Tata Nama
1.   Asam
     Ada 2 macam :    * HX (tanpa O)
                      * HOX (asam beroksigen)
    Asam Tanpa O(HOX)
    - Diberi nama menurut gugus sisa asam
    - Menambah akhiran ida untuk gugus sisa asam
Contoh : HCl = asam klorida
           HBr = asam Bromida
        Asam Asam yang Mengandung O(HOX):
         - Diberi nama menurut nama gugus sisa asam
         - Menambahkan akhiran at untuk gugus sisa asam dari asam utama
         (banyak terpakai) misal : HClO3 = asam klorat
         - Menambahkan akhiran it untuk gugus sisa asam yang bukan logam
         dengan bilangan oksidasi lebih rendah dari asam utama
         Misal :     HClO2 = asam klorit
 2. Basa : HX (tidak mengandung O)
     : HOX (mengandung O)



Contoh : HX    NH3      = amoniak
        HOX    NaOH     = Natrium Hidroksida
Kekuatan Asam

Merupakan ukuran mudah atau tidaknya
suatu zat melepaskan H+
1. Asam HX
     JIka X merupakan logam yang aktif maka senyawa
      X berikatan X+ - H-
     Jika X elektronegatif terhadap H, maka membentuk
      molekul H+ - X-
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 kuta bila X bertambah
    Contoh : HI > HCl > HF
Asam Beroksigen (HOX)

  Jika x adalah unsur
   elektropositif, maka senyawa
   membentuk ion x dan OH , dalam
   air memberikan OH
  Jika x adalah unsur
   elektronegatif, maka HOX adalah
   senyawa kovalen
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
H2SO4   >   H2SO3
Kekuatan Asam juga ditentukan oleh tetapan asam (Ka)

               Hx         H + + X-

               Ka =       (H + ) (X- )
                                (Hx)
   Jika harga Ka kecil asam lemah
   Untuk asam yang mempunyai 2 proton :

     - H2X              H+ +     HX-
              [ H + ] [ HX- ]
     - K1 =
                [H2 X]

     - HX-       H     + X=
                     [H+ ] [ X= ]
     - K2 =
                      [HX- ]
 Perbandingan K1 : K2 : K3 = 1 : 10-5 : 10-7
 Untuk Penggolongan Asam :

 K1      = 10-7 asam lemah
          = 10-2 asam lemah
          = 10+3 asam kuat
          = 10+8 asam kuat
Pegertian pH :
Air dapat bersifat donor proton dan akseptor
  proton → Amfiproton
          → Ampoter
Dalam air ada10-7 mol [ H+ ]
Dan          10-7 mol [OH- ]

[ H+ ] = [OH- ] = 10-7
[H+ ] [OH- ] = 10-14    = KA (tetapan air)
PH = 7 → larutan netral
PH = < 7 → larutan asam
PH = > 7 → larutan basa
 Perhitungan pH
1. Larutan Asam Kuat & basa kuat
    - Asam Kuat
           Misal :10+3 M HCl
                      [ H+ ] = 10-3 → pH = 3
                 H2SO4 10-4 M
                 [H+] = 2 X 10-4
                 pH = 4 – log 2
-Basa Kuat
   Mis : 0.02 m KOH = 2 x 10-2
            pOH = 2 – log 2
   pH = 14 - (2 - log2 )
            = 12 + log 2
 2. Larutan Asam lemah & basa
 lemah monoproton

CH3 COOH                 H+ + CH3 COO-
 C -Cx                   xC      xC
Mis : derajat ionisasi = x
      tetapan asam = Ka
Ka = (H+ ) (CH COO- )
      CH3 COOH

Ka= (xC ) (xC)
                   =
                     X2 C2
     [C – CX]        C(1 – x)
 Karena Asam lemah → nilai x <<<,
 sehingga 1 – x = 1, maka :
       X2 C2
Ka =           = X2 . C
       C
Jadi           X=     ka
                       c
(H+ ) = XC          H+ =   ka
                           c
Untuk asam basa lemah
    (OH ) = Kb.C
 Contoh Soal :
Hitung derajat ionisasi dan pH larutan asam asetat
0,005 M (ka = 1.8 x 10-5)
Jawab :
a. X = Ka = 1,8x10-5             = 6 x 10-2
           C         5 x10-3
b. (H+ )    = Ka.C
            = 1,8 x 10-5 x 10-3
            = 3 x 10-4
pH          = -log (H+ )
            = -log (3 x 10-4 )
 Asam lemah di proton :

H2A     H+ + HA-
         (H+ ) ( HA- =)
   K1 =
           (H2 A)
HA      H + A=
              (H+ ) (A= )
        K2 =
               ( HA- )
Karena :

 K2 <<< K1 , maka
                  (HA- ) = (H+ )
 Jika :     (H2A) = C mol/liter
 Maka: (H+ ) = C.K1
 HA- sedikit terion → HA diabaikan
   H+ sedikit terbentuk → H diabaikan
 Sehingga         : (A= ) = K2
 Contoh Soal : Hitunglah konsentrasi ion oksalat pada larutan Asam oksalat 0,1 M
 Bila diketahui K1 = 5 x 10-5 dan K2 = 5 x 10-7 (Ka = 5 x 10-3)


Jawab :
H2 C2 O4                   + H C2O4=
                                 H+
                          (H+ ) (HC2 O4- )
                     K1 =
                            (H2 C2 O4)
H C2 O4-              H+ + C2 O4=
                           (H+ ) (C2 O4= )
                      K2 =
                            (H C2 O4- )
K2 < K1→ HC2 O4- sedikit terion → abaikan
H hanya ada pada reaksi I → (H+ )= (H C2 O4- )
     K2 =(C2 O4= ) = 5 x 10-7
Asam Lemah di Proton

H2A           H+ + H-
K1 =   [ H+] [A=]
          [H2A]
HA-           H+ + A-
K2= [H+] [A=]
      [HA-]
Karena K2 << Kl, maka [H+] = [HA-] , jika [H2A] = CM/Laboratorium, maka
[H+] =  C.K1
HA- → Sedikit terion diabaikan
H+ → sedikit terbentuk
K2 = A=
REAKSI PROTOLITIK
1. Dalam Air Murni
2. Asam Lemah Dalam Air
  (1) Air dapat bersifat :
                  - Donor Proton
                  - Akseptor Proton
 H2O + H2O      H3O+        +         OH-
               asam konyugasi   basa konyugasi
  Konstanta Keseimbangan :

Ks = [H3O] [OH-]
         [H2O] [H2O]
Pada 250 C kons, air murni → 55,4 m/laboratorium
Ks = [H2O]2 = [H3O+] [OH-]
Ks = [55,4]2 = [H3O+] [OH-]
JIka derajat ionisasi air pada 250C=1,8 x 10-9
Maka :         =       [H3O+] = [OH-]
               =       1,8 x 10-9 x 55.4
               =       10-7
KA        = [H3O+] [OH-]
          = 10-7 x 10-7
          = 10-14
pKA       = pH + pOH
          = 14
Dalam air murni [H+]     = 10-7
                  pH     = 7 → netral
(2) Asam Lemah dalam Air
     - Asam Monoproton
     HA + H2O       H3O+ A-
Ks        = [H3O+] [A-]
            [ H2A] + [H2O]

Ks         = [H3O+] [A=]
             [HA-] [H2O]
Nilai K2 jauh lebih kecil
Hidrolis Garam

1. Garam yang Berasal dari asam kuat
   dan Basa Kuat
     pH = 7→ tidak ada interaksi dengan air
Contoh : NaCl, K2SO4, RbNO3

2. Garam yang Berasal dari asam kuat dan
    Basa Lemah
     pH < 7→ lar. Bersifat asam
Contoh : NH4Cl,                 NH4+ + Cl-
         NH4+ + HOH             NH4OH + H+
    Konstanta Hidrolis
       [NH4OH][H+]
Kh =
       [NH4]
               NH4OH   NH4+   +     OH-
       [NH4+][OH-]
Kb =
       [NH4OH]

KA      [H+][OH-]

Kb      [NH4+][OH-]
          [NH4OH]

       [H+][NH4OH]
=
       [NH4+]                            KA
                                  Kh =
= Kh


                                         Kb
Mis : NH4Cl dilarutkan CM/L
     Terhidrolis x bagian
NH4+ + HOH         NH4OH + H+
                      xc    xc

        [NH4OH][H+]
 Kh =
        [NH4+]
         [XC][XC]
         C – XC
            X2C2
          C(1 – X )
  Karena terhidrolisis << → 1 – x diabaikan

                                              Kh
  Kh     = X2 . C              → X=
                                              C
  [H+] = CX

  [H+]   =          C . KA
                       Kb


Contoh Soal :
Hitung konsentrasi ion H+ dan derajat hidrolis dari larutan
NH4 Cl 0.05 M pada suhu 250C (Kb = 1.8 x 10-5)
Jawab :
a. X =     Kh
            C
       KA              10-14
Kh =          =                 =   5.5 x 10-5
       Kb              1.8 x 10-5


            5.5 x 10-5
X      =
            5 x 10-2

       = 10-8
       = 10-4
b. [H+]    =   Kh . C

           =   5.5 x 10-8 x 5 x 10-2

           =    5.25 x 10-6 M/L


3. Garam Yang Berasal Dari Asam Lemah
dan Basa Kuat

                        pH > 7 → larutan bersifat basa
Na CN → Na+ + CN-
CN- + HOH → HCN + OH-
Mis : Kons Na CN mula-mula = CM
       Derajat Hidrolis = X
CN- + HOH          HCN + OH-
C - XC              xc    xc

          [HCN] [OH-]
Kh =
           [CN-]

                           X2C2
                    =
                            C (1 – X )
Karena terhidrolis <<, 1 – x diabaikan
Kh    = X2 . C       X = Kh
                         C

[OH-] = X . C
      =       C.Kh

[OH-] = C.Kh         =  C . KA
                            Ka
Contoh : Diketahui Na Asetat 0.055 M
             Ka = 1.8 x 10-3

Ditanya :    a. Konstanta hidrolis (Kh)
             b. Derajat Hidrolis )x)
             c. Kons. Ion H+
Jawab :
          CH3COO- + HOH → CH3COOH+OH+

          KA           10-14
a. Kh =         =                                = 5.5 X 10-10
           Ka          1.8 x 10-3

          Kh           5.5 x 10-10
b. X =          =                       = 10-4
           C           5.5 x 10-2


c. [OH] = X.C = 10-4 x 5.5 x 10-2
               = 5.5 x 10-6
                                        10-14
                               [H+] =                    = 1.8 x 10-9
                                        5.5 x 10-6
. Garam yang berasal dari Asam Lemah dan Basa Lemah


 Misal   : NH4CN → hidrolis total
           NH4CN        NH4+ + CN-
           NH4+ + CN- + HOH       HCN + NH4OH

                [HCN][NH4OH]                KA
 Kh      =                             =
                [NH4+][CN-]                 Ka.Kb



                      [H+][OH-]
 Kh      =      [H+][CN-][NH4+][OH-]
                [HCN]       [NH4OH-]
             [HCN][NH4OH]
Kh     =
             [NH4+][CN-]



             KA
Kh     =
             Ka.Kb



[H+]   =   KA.Ka
           Kb
   Larutan Dapar (Buffer)

. Larutan yang mengandung
            - Asam Lemah dengan garamnya
            - Basa lemah dengan garamnya
Larutan yang mengandung asam lemah dengan garamnya :

                       [Asam]
           [H+] = Ka
                       [garam]
                             [garam]
           pH = pKa + Log
                             [asam]
Larutan yang mengandung basa lemah
dengan garamnya :
                          [basa]
               [OH-] = Kb
                          [garam]


                              [garam]
               pOH=pKb+log
                                [basa]
Larutan Buffer: Larutan yang dapat
mencegah terjadinya perubahan pH akibat
adanya asam kuat atau basa kuat
Contoh soal :
a.Kedalam air larutan dimasukkan 0,01 M.Asam asetat
                                  0,02 M Na asetat
Hitung pH larutan tersebut bila diketahui Ka=2x10-5
  Jawab :

            [asam]
[H+] =Ka
        [garam]
              [0,01]
   =2x10-5x
              [0,02]
   =10-5
pH   =-log [H+]=-log 10-5 =5
b.Bila ke dalam larutan dimasukkan 0,005 M HCl.
Hitung pH larutan tersebut
Jawab :

   [garam]    = 0.02 – 0.005 = 0.015 M
   [asam]     = 0.01 + 0.005 = 0.015 M

                     [asam]
   [H+]       = ka
                     [garam]
                                [ 0.15]
              = 2 x 10-5 x                = 2 x 10-5 =4.7
                                [0.15]
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 adda yang
mudah terurai dalam tubuh, misalnya H2CO3 dan ada
yang tidak dapat terurai, misalnya asam laktat
Keseimbangan asambasa 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.

Konsentrasi ion Hidrogen cairan ekstraseluler dalam
keadaan normal = 4 x 10-8M.PH = 7,4
pH normal darah arteri = 7,4
  7.38    7.42




7.35          7.45




   pH Darah
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 6,8
– 7,8.
Bila pH < 6,8 dan >7,8 sudah
menyebabkan kematian.
Gangguan Keseimbangan Asam Basa
dalam tubuh :

   a. Asidosis Metabolik
   b.Alkalosis Metabolik
   c. Asidosis Respiratorik
   d. Alkalosis Respiratorik
a. Asidosis Metabolik

Kekurangan bikarbonat
Penurunan pH
Sebab – sebab asidosis metabolic
diantaranya : diare,muntah dll
Pada asidosis metabolik tingginya (H+)
menyebabkan peningkatan kecepatan
pernapasan
b. Alkalosis Metabolik


 Kelebihan bikarbonat
 Peningkatan pH

c. Asidosis Respiratorik
 Kelebihan H2CO3
 Peningkatan (HCO3-)serum
 Pa CO2 > 45 mmHg
 pH < 7.4
    d. Alkalosis Respiratorik

   Kelebihan H2CO3
   Penurunan (HCO3-)
   Pa CO2 < 35 mmHg
   pH > 7.4

    Untuk mencegah asidosis dan alkalosis
    tersedia beberapa sistim pengatur tubuh
    sebagai berikut :
1. Sistim Buffer
Semua cairan tubuh mempunyai penyangga (buffer) asam
basa yang langsung bereaksi dengan setiap asam atau
basa yang berlebih. Bekerja dalam sepersekian detik
untuk mencegah terjadinya perubahan pH


2. Sistim Pernapasan

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
Bila (H+) berubah normal, ginjal mengeluarkan urin asam
atau basa , sehingga membantu menyesuaikan (H+)
kemnbali normal bekerja beberapa hari


Larutan Buffer Tubuh :

1. Buffer Bikarbonat
Terdiri dari campuran asam karbonat dan
Natrium bikarbonat (NaHCO3-). Terdapat dalam
seluruh cairan tubuh. Memegang peranan penting
dalam keseimbangan asam basa. Biasanya untuk :
HCl,H2SO4, asam laktat
2. Buffer Fosfat
Terdiri dari binatrium dan mononatrium fosfat
(Na2HPO4 dan NaH2PO4 ). Sangat penting untuk
sel darah merah dan ginjal

3. Buffer Protein
Sangat penting untuk menetralkan kelebihan
asam karbonat dalam plasma

4. Buffer Haemoglobin
Sangat penting untuk menetralkan kelebihan
H2CO3 dalam eritrosit
Bila kelebihan basa digunakan buffer bikarbonat,fosfat
dan protein reaksinya :


HCO3- + NaOH            →     Na+HCO3 + H2O

HPr     + OH-           →     Pr-   + H2O

HPO4 + OH-              →     PO4- + H2O
 Perhitungan pH larutan Buffer bikarbonat
 dengan persamaan Henderson Hassebalch :


Diketahui : (HCO3-)                       = 24 M
              PCO2                        = 40 mmHg
             S (konstanta kelarutan CO2   = 0.03
             PKa                          = 6,1
Ditanya : pH ?
Jawab :
     pH = pKa + log     {garam)
                       {asam}
                   {garam}
  pH = pKa + Log
                 SXPaCO2
  pH = 6.1 + Log     24
                 0.03 x 40
                   20
  pH = 6.1 + Log
                    1
  pH = 6.1 + 1.4
  pH = 7.4
pH darah normal bila perbandingan bikarbonat dengan
asam karbonat 20 : 1
Keseimbangan Asam Basa
    Aspek yang penting dalam homeostasis
      Pengaturan konsentrasi ion H+ dalam
     cairan tubuh           masalah yang
     penting dalam homeostasis
     Konsentrasi ion H+ dalam larutan berubah-
     ubah
     Perubahan H+ yang kecil dapat
     menyebabkan perubahan yang jelas dalam
     kecepatan rreaksi kimia sel-sel, beberapa
     tertekan yang lain dipercepat.
Konsentrasi normal ion H+
cairan tubuh = 4 x 10-8
Konsentrasi ion H+ yang dapat ditanggulangi
10-7 – 10-8
pH normal cairan tubuh = 7,4
Bila pH<7,4 dan [H+] > konsentrasi ion
normal (4 x 10-8)      Asidosis
Bila pH>7,4 dan [H+] < 4 x 10-8
Batas pH yang dapat ditanggulangi adalah
7-8
Gangguan Keseimbangan
Asam-basa

 Asidosis Respiratorik
 Asidosis metabolik
 Alkalosis respiratorik
 Alkalosis metabolik
Asidosis Respiratorik
 Menurunkan kecepatan ventilasi paru-paru
 Meningkatkan [CO2] terlarut dalam cairan
 ekstrasel
      H2CO3
      [H+]


          Patologis
Penyebab Asidosis Respiratorik

 Kerusakan pusat pernafasan dalam medula
  oblongata yang menyebabkan
  berkurangnya pernafasan
 Obstruksi saluran pernafasan
 Pneumonia
 Berkurangnya luas permukaan paru-paru
 Faktor lain yang mengganggu pertukaran
  CO2 antara darah dan O2 alveolus
Alkalosis Respiratorik

 Bernafas secara berlebihan sampai pH > 7
   Alkalosis
Mekanisme Tubuh Untuk Mencegah
Gangguan Keseimbangan Asam-Basa
  Sistem Penyangga (Buffer)
 - Mencegah perubahan [H+] yang berlebihan
 - Bekerja sepersekian detik
  Bila [H+] berubah       pusat pernafasan terangsang
 untuk mengubah kecepatan ventilasi paru-paru.
 Bekerja dalam waktu 3-12 detik
  Ginjal
 - Nengekskresikan urin asam atau basa       [H+] normal
 - Bekerja beberapa jam sampai beberapa hari
Sistem Buffer Tubuh
 Bikarbonat  terdapat dalam semua cairan
tubuh. Sangat penting dalam pengaturan
asam-basa dalam tubuh. Terdiri dari
campuran H2CO3 dan NaHCO3
 Jika HCl ditambahkan ke dalam buffer
bikarbonat:
 HCl + NaHCO3            H2CO3 + NaCl
Asam kuat                 Asam Lemah




            HCl sangat sedikit merubah pH
Bila ditambahkan NaOH
NaOH + H2CO3          NaHCO3 + H2O
Basa kuat               Basa sangat lemah




            HCO3 + NaHCO3                   Buffer

				
DOCUMENT INFO
Shared By:
Categories:
Tags:
Stats:
views:1828
posted:8/19/2010
language:Indonesian
pages:67