Bahan Ajar Dra. Asterina, MS.

Keseimbangan Asam Basa

Dra. Asterina, MS

Teori Asam – Basa



Archenius

 Lavoiser
 Lewis
 Bronsted & Lowry
Asam
HCl
asam

H+ +

Cl-

Basa Konyugasi

Basa
NH3 + H+
basa

NH4+
asam konyugasi

Asam yang telah memberikan protonnya → Basa
Konyugasi

Basa yang telah menerima Proton → Asam
Konyugasi

Tata Nama
Asam :
 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

Basa :
 HX (tanpa O)
 HOX (mengandung O)

HX : diberi nama sesuai nama trivial
(penemu)

contoh : NH3 Amoniak
HOX : diberi akhiran hidroksid
contoh : Natrium hidroksida

PROTOLITIK
Proses serah terima proton dari Asam
kepada Basa (Penetralan)
HCl
+ H2O
Asam 1
Basa 2

H3O+
+
Asam 2

ClBasa 1

NH3
+ H2O

Basa 1
Asam 2

NH4+
+
Asam 1

OHBasa 2

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

Asam HOX :
Tergantung pada bilangan
unsur
contoh : H2SO4 > H2SO3

oksidasi

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 Elektronegatif

Dalam skala : Asam bertambah
kuat bila X semakin elektronegatif.
Contoh : HCl > H2S > H3P
2. Ukuran Jari – jari

Dalam 1 golongan : Asam
bertambah kuat bila jari - jari
bertambah besar
Contoh : HI > HCl > HF

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

Kekuatan Asam juga
ditentukan oleh tetapan
asam (Ka)
Hx
Ka

=

(H+
(Hx)

H + + X) (X- )

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

PH = > 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 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

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

Basa lemah dengan garamnya
contoh : 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 M
pH = 7,4
pH normal darah arteri = 7,4

Gangguan Keseimbangan asam Basa
1.
2.
3.
4.

Asidosis metabolik
Alkalosis metabolik
Asidosis Respiratorik
Alkalosis Respitorik

Proses metabolisme

Proses respirasi

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

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.

7.38

7.42

OS
IS
AS
ID

S

KE
MA
TIA
N

pH Darah

7.8

N
TIA
MA
KE

6.8

7.45

SI
LO
KA
AL

7.35

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 Hidrogen

2.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
HCO3H+ + HCO3H2CO3
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-

 Buffer Hemoglobin

Sangat penting untuk menetralkan kelebihan H 2CO3 dalam eritrosit
carbonic

CO2 + H2O

anhidrase

H2CO3 + Hb

H2CO3
HCO3-

H2CO3 + HbO2

+ H+HbO

HCO3- + H+HbO

Persamaan Henderson – Hassebalch
Untuk sistem buffer bikarbonat CH2CO3 / HCO3[H+] = Ka.
pH = pKa + Log
=

Log
pKa
+

[HCO -]

3

[H CO ]
2 3

H2CO3
berasal dari CO2 + H20
karena sebagian CO2 terlarut dalam
plasama di rubah menjadi H2CO3
Konsentrasi CO2 terlarut ekivalent dengan PCO2
sehingga pH = pKa + HCO
Log
[

3

]

S x PCO

2

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

Contoh soal :
Bila di ketahui [HCO3-] = 24 M eq/liter
PCO2 = 40 mmHg
S
= 0,03
pKa

= 6,1

24

pH = pKaLog
+ 0,03 x 40
=pKa 6,1Log+ 24
=6,1Log
+1
= 7,4

1,2

20

normal

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

pH berkurang

CO2