wrap up sken 3

LI.1. Memahami dan Menjelaskan Asam dan Basa

LO.1.1. Pengertian Asam dan Basa

Menurut Bronsted dan Lowry, Asam didefinisikan sebagai zat yang dapat memberikan ion H+ ke zat lain (disebut sebagai donor proton), sedangkan basa adalah zat yang dapat menerima ion H+ dari zat lain (disebut sebagai ekseptor proton).

Suatu asam baru dapat melepaskan proton bila ada basa yang dapat menerima proton yang dilepaskan. Oleh karena itu, reaksi asam basa adalah suatu rekasi pelepasan dan penerimaan proton, misalnya: HA↔H++A-.

(Sjafiruddin,2008)AcidSemua golongan besar zat-zat kimia yang diberi definisi menurut tiga konsep kimia berdasarkan peningkatan secara umum. Arrhenius acid adalah zat yang menurunkan pH (meningkatkan kosentrasi ion hydrogen) bila ditambahkan pada suatu larutan encer; zat-zat tersebut mempunyai rasa asam, yang mengubah lakmus merah, dan bereaksi dengan basa membentuk garam. Bronsted-lowry adalah spesies yang berlaku sebagai donor proton pada larutan; e.g. ion amonium (NH4

+) dapat melepaskan proton menjadi ammonia (NH3); spesies tersebut dinamakan pasangan asam-basa konjugasi. Lewis acid adalah spesies yang dapat menerima sepasang electron untuk membentuk ikatan kovalen; e.g. BF3 pada reaksi Bf3 + NH3 → BF3NH3.

(Hartanto, 2002)

Asam, lawan basa; Setiap senyawa yang mempunyai gugus elektronegatif dengan satu atau lebih atom hydrogen yang mudah digantikan dengan gugus elektro positif.

(Markam, 2004)

BasePada ilmu kimia, bagian garam yang bukan asam; suatu substansi yang berdisosiasi membentuk ion hidroksida dalam larutan air; suatu substansi yang ion atau molekulnya dapat bergabung dengan proton (ion hydrogen); suatu substanti yang mampu melepaskan sepasang electron (kepada asam) untuk membentuk ikatan kovalen koordinat.

Menurut Bronsted Lowry, Basa adalah zat yang dapat menerima ion (H+) dari zat lain akseptor proton dari asam konjugatnya. Menurut Lewis, Basa adalah molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan PEBnya. Menurut Arrhenius, Basa adalah zat yang terdisosiasi dalam air membentuk ion hidroksida.

1

(Hartanto, 2002)

Alkali, senyawa yang bereaksi dengan asam untuk menghasilkan suatu garam.(Markam, 2004)

Reaksi keseluruhannya :

Secara umum :

Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan dimana tidak ada H+ dan OH-.

Definisi asam-basa menurut Lux-Flood

Sistem asam-basa Lux-Flood merupakan sistem asam-basa dalam larutan nonprotik yang tidak dapat menggunakan definisi Bronsted-Lowry. Contohnya, pada temperatur leleh suatu senyawa anorganik yang cukup tinggi reaksinya sebagai berikut:

basa (CaO) adalah pemberi oksida

asam (SiO2) adalah penerima oksida

Sistem Lux-Flood terbatas pada sistem lelehan oksida, namun merupakan aspek anhidrida asam-basa  dari kimia asam- basa yang sering diabaikan.

Basa Lux-flood adalah suatu anhidrida basa.

2

Sedangkan asam Lux-Flood adalah suatu anhidrida asam.

Karakterisasi oksida logam dan non logam menggunakan sistem tersebut bermanfaat dalam industri pembuatan logam.

Definisi asam-basa menurut sistem pelarut (solvent)

Definisi ini diterapkan pada pelarut yang dapat terdisosiasi menjadi kation dan anion (autodisosiasi).

Asam adalah suatu kation yang berasal dari reaksi autodisosiasi pelarut yang dapat meningkatkan konsentrasi kation dalam pelarut.

Basa adalah suatu anion yang berasal dari reaksi autodisosiasi pelarut yang dapat meningkatkan konsentrasi anion pelarut.

Secara umum, reaksi autodisosiasi dapat dituliskan:

Asam sulfat meningkatkan konsentrasi ion hidronium dan merupakan asamnya. Konsep asam-basa sistem pelarut adalah kebalikan dari reaksi autodisosiasi.

Secara umum :

3

Perbandingan reaksi netralisasi asam-basa menurut Arrhenius, Bronsted-Lowry dan sistem pelarut.

LO.1.2. Klasifikasi Asam dan 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, HNO3, H 2

SO4, HClO4 .

Pada tiap saat, sebenarnya 100% hidrogen klorida akan bereaksi untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida digambarkan sebagai asam kuat.

Persamaan untuk ionisasi yang dituliskan melalui sebuah bentuk yang disederhanakan:

Persamaan ini menunjukkan hidrogen klorida terlarut dalam air yang terpisah untuk memberikan ion hidrogen dalam larutan dan ion klorida dalam larutan.

Versi ini sering digunakan dalam pekerjaan ini hanya untuk menjadikan sesuatu terlihat lebih mudah. Jika anda menggunakannya, harus diingat bahwa air memang benar-benar terlibat, dan ketika anda menuliskan H+

(aq) yang anda maksudkan sebenarnya adalah ion hidroksonium, H3O+.

2. Basa kuat adalah senyawa yang terurai secara keseluruhan saat dilarutkan dalam air dan bereaksi dengan asam. Contoh NaOH, KOH, Ba(OH¿2

Tiap mol natrium hidroksida larut untuk menghasilkan satu mol ion hidroksida dalam larutan.

4

Beberapa basa kuat seperti kalsium hidroksida sangat tidak larut dalam air. Hal itu bukan suatu masalah – kalsium hidroksida tetap terionisasi 100% menjadi ion kalsium dan ion hidroksida. Kalsium hidroksida tetap dihitung sebagai basa kuat karena kalsium hidroksida 100% terionisasi.

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

Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah depan. Ion bereaksi dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air.

Pada setiap saat, hanya sekitar 1% molekul asam etanoat yang diubah ke dalam bentuk ion. Sisanya tetap sebagai molekul asam etanoat yang sederhana.

Sebagaian besar asam organik adalah asam lemah. Hidrogen fluorida (dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidrofluorida) adalah asam anorganik lemah.

4. Basa lemah adalah senyawa yang hanya sedikit terurai saat dilarutkan dalam air. Contoh NaHCO3, NH 4OH

Amonia adalah basa lemah yang khas. Sudah sangat jelas amonia tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida.

Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida.

Berdasarkan Bentuk Ion

1. Asam anion adalah asam yang mempunyai muatan negatif.Contoh : SO3

-

2. Asam kation adalah asam yang mempunyai muatan positif.Contoh : NN4

+

5

3. Basa anion adalah basa yang mempunyai muatan negatif.Contoh : Clˉ, CN−¿ ¿

4. Basa kation adalah basa yang mempunyai muatan positif.Contoh : Na+

Berdasarkan kemampuan ionisasi asam dan basa

1. 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, HNO3, CH 3COOH]

basa monoprotik [NaOH, KOH]

2. Asam dan basa diprotik adalah asam dan basa yang dapat melepaskan 2 ion H atau ion OHˉ (dikenal dengan ionisasi sekunder)⁺Contoh : asam diprotik [H 2SO4 , H2S]

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

3. 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 [H 3PO4]

basa poliprotik [Al(OH)3]

Asam-asam yang berasal dari proses metabolisme

1. 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

2. 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 nonorganik

(Sukmariah, 1990)Asam dan basa bersumber dari:

1. Produksi karbondioksida (CO2) oleh sel-sel jaringan. CO2berikatan dengan air (terutama sel darah merah) untuk membentuk asam karbonat (H 2CO3) yang terurai menjadi ion-ion hidrogen.

2. Asam anorganik yang dihasilkan selama penguraian hidrogen.3. Asam hidrogen yang dihasilkan dari metabolisme perantara.4. Sebagian besar ion hidrogen yang dihasilkan merupakan produk sampingan atau

produk akhir dari proses katabolisme sempurna karbohidrat, lemak dan protein.

(Harthadinajha, 2010)

6

LI.2. Memahami dan Menjelaskan Keasaman (pH)

LO.2.1. Pengertian 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.

(Guyton, 2008)Sorenson (1909) menyatakan jumlah ion hydrogen dalam bentuk pH, yaitu logaritma negative kosentrasi H+. pH = - log [H+]. Kosentrasi ion H+ pada air adalah 1 x 10-7 mol/L = 0.0000001 mol/L = 100 nmol/L, berarti PH air = - [log 10-7]. Skala pH dapat dipakai untuk menyatakan kosentrasi antara 1 sampai 1/100,000,000,000,000 (10-14) mol/L.

Suatu larutan yang memiliki pH 7 disebut netral karena mengandung ion hydrogen dan ion hidroksida dengan kosentrasi setara. Suatu larutan disebut asam bila memiliki pH dibawah 7 karena mengandung ion hydrogen lebih banyak dibandingkan dengan ion hidroksida. Suatu larutan disebut basa bila pH diatas 7 karena memiliki ion hidroksida lebih banyak dibandingkan dengan ion H+.

Kosentrasi ion H+ di dalam plasma adalah 0,000000040 mol/L = 40 x 10-9 mol/L, atau 40 nM. pH plasma = - log (40x10-9) = - (log 40 + log 10-9) = 1 {1.6 + (-9)} = - (-7.40) = 7.40.

pH = - log [H+]

Dua hal penting yang perlu dicatat tentang formula ini :

1. Karena [H+] adalah denominator, maka [H+] yang tinggi menunjukkan pH yang rendah, dan [H+] yang rendah menunjukkan pH yang tingi. Semakin besar [H+], semakin besar angka yang harus membagi 1, maka semakin rendah pH.

2. Setiap perubahan satu satuan pada pH sebenarnya mencerminkan perubahan 10 kali lipat dalam [H+] karena hubungan logaritmik. Setiap satuan perubahan dalam pH menunjukkan perubahan [H+] sepuluh kali lipat, sebagai contoh, larutan dengan pH 7 memiliki [H+] 10 kali lebih sedikit daripada larutan dengan pH 6 (perbedaan 1 satuan pH) dan 100 kali lebih sedikit daripada larutan dengan pH 5 (perbedaan 2 satuan pH)

Definisi ini, meskipun tidak ketat, cukup untuk banyak kepentingan biokimia. Untuk menghitung pH larutan :

1. Hitung konsentrasi ion hidrogen [H+]2. Hitung logaritma berbasis 10 dari [H+]

7

3. pH adalah nilai negative dari angka yang ditemukan

Nilai pH yang rendah sesuai dengan konsentrasi H+ yang tinggi dan nilai pH yang tinggi sesuai dengan konsentrasi H + yang rendah. (Robert, Daryl, Victor, 2012)

kosentrasi ion hydrogen cairan tubuh:

Cairan Tubuh [H+] pH

Plasma arteri 40 ±3 nmol/L 7.4 ±0.3

Plasma vena 45 nmol/L 7.35

Cairan interstisium 42 nmol/L 7.38

Cairan intraselular 63-125 nmol/L 7.2 – 6.9

(Sjafiruddin,2008)

LO.2.2. penentuan pH Asam dan Basa

Suatu larutan yang memiliki pH 7 disebut netral karena mengandung ion hydrogen dan ion hidroksida dengan konsentrasi setara.

Suatu larutan disebut asam apabila memiliki pH kurang dari 7 mengandung [H+] lebih tinggi daripada H2O murni. Penentuan ph nya bisa diketahui dari klasifikasi asam :

1. Asam kuat Bagi Asam kuat (a=1), menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya.Contoh :

pH dari 100 ml larutan HCL HCL H+ + cl –

[H+] = [HCL] = 0,01 = 10-2

pH = - log 10-2

= 2 pH 2 liter larutan 0,1 mol asam sulfat

H2SO4 2 H+ + SO42-

[H+] = [H2SO4] = 2 x 0,1 mol/2.0 liter = 2x 0,05

= 10-1

pH = - log 10-1 = 12. Asam lemah

Karena derajat ionisasinya (0<a<1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya, langkah awal menghitung besarnya [H+] dengan rumus [H+] = √ca.ka Dimana ca = konsentrasi asam lemah

Ka = tetapan ionisasi asam lemahContoh :

8

Ph dari 0,025 moh CH3COOH dalam 250 ml larutannya, diketahui ka = 10-5

Ca = 0,025 mol/0,025 liter = 0,1 M = 10-1 M

[H+] = √ca.ka = 10-1 . 10-5

= 10-3 M

pH = - log 10-3 =3

larutan dengan nilai pH lebih besar dari 7 memiliki [H+] yang lebih rendah disebut basa atau alkali. (Sherwood, 2012)

penentuan pH basa menurut klasifikasinya :

1. Basa kuatUntuk menentukan pH basa-basa kuat (a=1) maka terlebih dahulu dihitung nilai POH larutan dari konsentrasi basanya.Contoh :

pH dari 100 ml KoH 0,1 MKoH K+ + oH-

[oH-] = [KoH] = 0,1 = 10-1 MpOH = - log 10-1 = 1pH = 14 – pOH

= 14 – 1 = 13 pH 500 ml ca(oH)2 0,01 M

Ca(oH)2 Ca2+ + 2 oH-

[oH-] = 2 [Ca(oH)2] = 2x 0,01 = 2 x 10-2

pOH = - log 2 x 10-2 = 2 – log 2pH = 14 – pOH

= 14 – ( 2 – log 2 ) = 12,3

2. Basa lemah Karena derajat ionisasinya +1 maka untuk menyatakan konsentrasi ion oH –

digunakan rumus [oH-] = √cb.kbDimana cb = konsentrasi basa lemah

Kb = tetapan ionisasi basa lemahContoh :

pH dari 100 ml 0,001 M, NH4OH, tetapan ionisasinya 10-5

[oH-] = √cb.kb = 10-3.10-5 = 10-4

pOH = - log 10-4 = 4pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10

LI.3. Memahami dan Menjelaskan Keseimbangan Asam dan Basa didalam tubuh

LO.3.1. Pengertian Keseimbangan Asam dan Basa didalam tubuh

Keseimbangan asam basa adalah suatu keadaan dimana konsentrasi ion H+ yang diproduksi setara dengan konsentrasi ion H+ yang dikeluarkan oleh sel. Keseimbangan asam-basa adalah keseimbangan ion H+. Pada proses kehidupan keseimbangan asam

9

pada tingkat molekuler umumnya berhubungan dengan asam lemah dan basa lemah, begitu pula pada tingkat konsentrasi ion H+ atau ion OH- yang sangat rendah.

Pengaturan keseimbangan asam basa diselenggarakan melalui koordinasi dari tiga sistem, yaitu sistem buffer, sistem paru dan sistem ginjal. Prinsip pengaturan keseimbangan asam-basa oleh sistem buffer adalah menetralisir kelebihan ion H+, bersifat temporer, dan tidak melakukan eliminasi. Proses eliminasi dilakukan oleh paru dan ginjal. Mekanisme paru dan ginjal dalam menunjang sekresi, ekskresi, dan absorpsi ion hidrogen dan bikarbonat serta membentuk buffer tambahan (fosfat, ammonia)

Untuk jangka panjang, kelebihan asam atau basa dikeluarkan melalui ginjal dan paru, sedangkan untuk jangka pendek, tubuh dilindungi dari perubahan pH dengan sistem buffer. Mekanisme buffer tersebut bertujuan untuk mempertahankan pH darah antara 7.35-7.45

(Sjarifuddin, 2008)

LO.3.2. Mekanisme pengaturan keseimbangan Asam dan Basa didalam tubuh

Cairan tubuh harus dilindungi dari perubahan pH karena sebagian besar enzim sangat peka terhadap perubahan pH. Mekanisme protektif harus berlangsung aktif dan secara terus menerus karena proses metabolisme juga menyebabkan terbentuknya asam dan basa secara terus menerus (asam karbonat, asam sulfat, asam fosfat, asam laktat, asam sitrat, asam asetoasetat, ion ammonium, β-hidroksibutirat).

Karena ion [H+¿¿] berpengaruh besar dalam keseimbangan asam-basa, maka faktor yang mempengaruhi [H+¿¿] juga mempengaruhi keseimbangan asam basa, yaitu :

a) Lebihnya kadar [H+¿¿] yang ada dalam cairan tubuh, berasal dari Pembentukan H 2CO3 yang sebagian berdisosiasi menjadi H+ dan HCO3

−¿ ¿

Katabolisme zat organik Disosiasi asam organik pada metabolisme intermedik, contoh pada metabolik

lemak terbentuk asam lemak dan laktat yaitu melepaskan [H+]b) Keseimbangan intake dan output ion [H+] tubuh. Bervariasi tergantung dari:

Diet ( makanan ), H+ naik, jika kebanyakan makan asam (asidosis), sedangkan dengan mengkonsumsi sayur dan buah bersifat basa banyak menghasilkan HCO3

−¿ ¿. Aktivitas yaitu lari cepat membuat tubuh kita asam karena menghasilkan banyak

CO2 sehingga pH turun Proses anaerob yaitu lebih banyak penumpukan asam laktat seperti olahraga berat

sehingga menimbulkan reaksi asam dan membuat pH turun

Pengaturan keseimbangan asam basa diselenggarakan melalui koordinasi dari tiga sistem,yaitu :

1. Sistem buffer

10

Sistem buffer disebut juga sistem penahan atau sistem penyangga, karena dapat menahan perubahan pH. Sistem buffer merupakan larutan yang mengandung asam dan basa konjugasinya.

Sistem buffer kimia hanya mengatasi ketidakseimbangan asam basa sementara. Jika dengan buffer kimia tidak cukup memperbaiki, maka pengontrolan pH akan dilanjutkan oleh paru paru yang merespon secara cepat terhadap perubahan ion H+

dalam darah karena rangsangan kemoreseptor dan pusat pernafasan mempertahankan kadar [H+] sampai ginjal menghilangkan ketidakseimbangan tersebut, ginjal mampu meregulasi ketidakseimbangan ion H+ dengan mensekresikan ion H+ dan menambahkan HCO3

−¿ ¿ baru dalam darah karena memiliki dapar fosfat.

Didalam tubuh terdapat beberapa sistem buffer, yaitu :

Sistem buffer asam karbonat-bikarbonat Sistem buffer hemoglobin Sistem buffer protein Sistem buffer fosfat

Fungsi utama sistem buffer ini adalah mencegah perubahan pH yang disebabkan oleh pengaruh asam fixed dan asam organik pada cairan ekstraseluler. Sistem ini memiliki keterbatasan, yaitu :

Tidak dapat mencegah perubahan pH di cairan ekstraseluler yang disebabkan karena peningkatan CO2

Sistem ini hanya berfungsi bila sistem respirasi dan pusat pengendali sistem pernafasan bekerja normal.

Kemampuan menyelenggarakan sistem buffer tergantung pada tersedianya ion bikarbonat.

Sistem buffer asam karbonat-bikarbonatSistem buffer ini merupakan suatu komponen yang paling penting pada pengaturan pH cairan ekstraseluler. Sistem buffer bikarbonat merupakan sistem buffer istimewa, sistem buffer tetap merupakan sistem buffer terbaik pada pH 7.4 walaupun Pka nya 6.1, karena dapat mengeluarkan CO2 melalui paru dan jumlahnya banyak. Tubuh mempertahankan sistem buffer bikarbonat ini dengan pengaturan kadar karbondioksida di paru dan bikarbonat di ginjal.

H2O + CO2 ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

CO2 bereaksi dengan H2O membentuk H 2CO3 yang kemudian berdisosiasi menjadi ion hidrogen dan ion bikarbonat melalui reaksi reversibel. Bila terjadi peningkatan ion hidrogen, terjadi interaksi dengan ion bikarbonat sehingga terbentuk asam karbonat. Berarti dalam hal ini ion bikarbonat bertindak sebagai basa lemah yang menerima kelebihan ion hidrogen. Asam karbonat yang terbentuk akan mengalami disosiasi menjadi CO2 dan air, dan CO2 yang dihasilkan akan dikeluarkan melalui paru.

Sistem buffer hemoglobin

11

Buffer hemoglobin (Hb) merupakan buffer intraseluler yang bekerja di dalam sel darah merah. Hb dapat berfungsi sebagai buffer karena mengandung residu histidin, yaitu asam amino yang dapat berikatan secara reversibelion hidrogen, menghasilkan Hb bentuk berproton dan tidak berproton.

Na+ + HCO3 ↔ NaHCO3

Hb- + H+ ↔ HHb (PK 7-8)

Pada sel darah merah, Hb dapat mengikat karbondioksida dan mengubahnya menjadi karbonat karena di dalam sitoplasma terkandung anhidrase karbonat, dan proses pengikatan terjadi dengan cepat karena CO2 berdifusi cepat melintasi membran sel darah merah tanpa memerlukan mekanisme transport aktif membran sel. Kemampuan pengaturan ini dikenal sebagai sistem buffer hemoglobin.

Buffer utama cairan ekstraseluler adalah sistem bikarbonat dan hemoglobin. Hb penting untuk pengangkutan oksigen ke jaringan, pengangkut CO2 dan sebagai sistem buffer yang kuat.

Sistem buffer proteinSistem buffer protein berfungsi mengatur pH cairan ekstraserselular dan interstitial. Protein sebagai buffer berinteraksi secara ekstentif dengan sistem buffer lainnya. Protein tersusun oleh asam amino yang mempunyai sifat amfoter, yaitu asam amino akan bersifat sebagai kation pada suasana asam dan bersifat sebagai anion pada suasana basa.

Fungsi pengaturan buffer protein:- Bila terjadi penurunan pH, gugus amino (-NH2) dari asam amino akan

bertindak sebagai basa lemah dengan mengikat ion hidrogen dan membentuk ion amonium. Gugus amino bertindak sebagai akseptor proton.

- Bila terjadi peningkatan pH, gugus karboksil (-COOH) dari asam amino mengalami disosiasi dan berubah menjadi ion karboksil dan ion H+. Gugus karboksil bertindak sebagai donor proton.

Cairan interstitium yang mengandung protein dan asam amino terdisosiasi ikut berperan mengatur pH. Protein mengandung asam amino histidin yang mempunyai cincin imitazol dengan Pka = 6.0. Pada kebanyakan protein Pk sekitar 7.0-7.4. Proses pengaturan melalui sistem buffer protein berjalan lambat karena ion hidrogen harus melalui proses difusi membran sel yang dipengaruhi oleh pompa natrium.

Sistem buffer FosfatSistem dapar ini berperan penting dalam pendaparan cairan tubulus ginjal dan cairan intraselPada cairan intra sel, kehadiran penyangga fosfat sangat penting dalam mengatur pH darah. Penyangga ini berasal dari campuran dihidrogen fosfat (H2PO4-) dengan monohidrogen fosfat (HPO3

2-). Sistem penyangga fosfat bekerja dalam

12

cara yang serupa untuk mengubah asam kuat menjadi asam lemah dan basa kuat menjadi basa lemah. Natrium hidrogen fosfat ( Na2 P O4) adalah basa lemah dan natrium dihidrogen fosfat ( Na H 2PO4) adalah asam lemah

HCl + Na2HPO4 ↔ NaH2PO4 + NaClNaOH + NaH2PO4 ↔ Na2HPO4 + H2OH2PO4 - (aq) + H + (aq) H 2 PO 4(aq) H2PO4 - (aq) + OH - (aq) --> HPO4 2- (aq) ) + H2O (aq)

Penyangga fosfat dapat mempertahankan pH darah 7,4. Penyangga di luar sel hanya sedikit jumlahnya, tetapi sangat penting untuk larutan penyangga urin.

(Guyton, 2008) 2. Sistem respiratorik (sistem paru)

Sistem pernapasan berperan penting bagi keseimbangan asam-basa karena kemampuannya mengubah ventilasi paru-paru sehingga dapat mengubah kecepatan ekskresi CO2 penghasil H+¿¿ yang diatur oleh konsentrasi H+¿¿ arteri.

Pengaturan pernapasan terhadap keseimbangan asam basa merupakan tipe sistem penyangga fisiologis. Seluruh tenaga penyangga sistem pernapasan adalah 1 atau 2 kali lebih besar daripada tenaga penyangga kimia.

Rata-rata secara normal terdapat sekitar 1,2 mmol/liter CO2 yang terlarut dalam cairan ekstraseluler yang sama dengan 40mmHg PCO2. Bila pembentukan CO2 metabolik meningkat, cairan ekstraseluler PCO2 juga meningkat.

Jika konsentrasi H+¿¿ meningkat, pusat pernapasan di batang otak secara refleks terangsang untuk meningkatkan CO2 ventilasi paru-paru yang mengakibatkan kedalaman nafas meningkat sehingga lebih banyak yang dikeluarkan sehingga jumlah H 2 CO3yang ditambahkan ke dalam cairan tubuh berkurang. Karena CO2 membentuk asam, pengeluaran CO2pada dasarnya adalah pengeluaran asam dari tubuh. Jadi, pH tubuh dapat kembali ke pH normal. Jadi, peningkatan ventilasi alveolus menurunkan konsentrasi ion hidrogen cairan ekstraseluler dan meningkatkan pH. Begitu pula sebaliknya.

Konsentrasi ion hidrogen juga berpengaruh terhadap kecepatan ventilasi alveolus. Sewaktu kecepatan alveolus menurun karena disebabkan oleh peningktan pH dan penurunan konsentrasi hidrogen, jumlah oksigen yang ditambahkan ke dalam darah menurun dan tekanan parsial oksigen di dalam darah juga menurun sehingga memberikan efek merangsang kecepatan ventilasi.

Paru-paru sangat penting dalam mempertahankan konsentrasi H+¿¿ plasma. Setiap hari, paru-paru mengeluarkan H+¿¿ yang berasal dari asam karbonat dari cairan tubuh , lebih banyak daripada jumlah yang dikeluarkan oleh ginjal.

Sistem pernapasan juga dapat menyesuaikan jumlah H+¿¿ yang ditambahkan ke cairan tubuh dari sumber sesuai dengan kebutuhan untuk memulihkan pH ke arah normal apabila terjadi fluktuasi konsentrasiH+¿¿ dari sumber-sumber asam non-karbonat.

Pengaturan oleh sistem pernapasan bekerja dengan kecepatan sedang dan hanya aktif berperan jika sistem penyangga kimiawi saja tidak mampu meminimalkan perubahan konsentrasi H+¿¿. Jika kelainan non-respiratorik mengubah konsentrasi H+¿¿, sistem pernapasan hanya akan dapat mengembalikan pH 50-75% dari

13

normal karena gaya pendorong yang mengatur respon ventilasi kompensatorik lenyap apabila pH bergeser ke arah normal.

Jika perubahan konsentrasi H+¿¿, terjadi akibat fluktuasi konsentrasi CO2 yang timbul dari gangguan pernapasan, mekanisme pernapasan sama sekali tidak dapat berperan mengontrol pH.

3. Sistem metabolik (sistem ginjal) Ginjal tidak saja dapat mengubah-ubah pengeluaran H+¿¿, tetapi juga dapat

menahan atau mengeliminasi HCO3−¿ ¿

Ginjal mampu memulihkan pH hampir tepat ke normal walaupun membutuhkan yang lebih lama.

Ginjal mengontrol pH cairan tubuh dengan menyesuaikan 3 faktor yaitu :a. Ekskresi ion hidrogen

Paru-paru hanya mampu mengeluarkan asam karbonat melalui eliminasi CO2 . Tugas untuk mengeliminasi H+¿¿ yang berasal dari asam sulfat, fosfat, laktat dan asam lain terletak di dalam ginjal.

Ginjal tidak saja secara kontinu mengeluarkan H+¿¿ dalam jumlah normal yang terus menerus dihasilkan dari sumber-sumber asam non-karbonat, tetapi, juga mengubah-ubah kecepatan sekresinya untuk mengkompensasi perubahan konsentrasi H+¿¿ yang timbul dari kelainan konsentrasi asam karbonat.

Besarnya sekresi H+¿¿ bergantung pada status asam basa pada sel tubulus ginjal dan tidak dipengaruhi oleh pengaruh hormonal.

Proses sekresi H+¿¿ berawal di sel-sel tubulus dengan CO2 yang datang dari 3 sumber yaitu CO2yang berdifusi dari plasma atau dari cairan tubulus atau CO2 yang diproduksi secara metabolis di dalam sel tubulus. Lalu CO2 dan H 2O membentuk H 2 CO3 yang akan berdisosiasi membentuk H+¿¿ dan HCO3

−¿ ¿. Suatu pembawa yang bergantung energi di membran luminal kemudian mengangkut H+¿¿ keluar sel ke dalam lumen tubulus. Di bagian nefron, pembawa ini mengangkut Na+¿¿ yang berasal dari filtrat glomerulus ke arah yang berlawanan. Karena reaksi ini diawali dengan CO2 jadi kecepatannya bergantung pada konsentrasi CO2, jika konsentrasi CO2

meningkat, maka reaksi akan berlangsung cepat. Jika konsentrasiH+¿¿ di plasma tinggi, sel-sel tubulus akan berespon dengan

mensekresikanH+¿¿ dalam jumlah yang lebih untuk disekresikan ke dalam urin, begitu pula sebaliknya. Ginjal tidak dapat meningkatkan konsentrasi plasma dengan mereabsorpsiH+¿¿ yang sudah difiltrasi karena tidak terdapat mekanisme tersebut di dalam ginjal.

14

b. Ekskresi bikarbonat Sebelum dibuang oleh ginjal, H+¿¿ yang dihasilkan dari asam non-karbonat

disangga oleh HCO3−¿ ¿

plasma. Ginjal mengatur konsentrasi HCO3

−¿ ¿ plasma melalui 2 mekanisme yaitu :

1. Reabsorpsi HCO3−¿ ¿

yang difiltrasi kembali ke plasma Ion bikarbonat tidak mudah menembus membran luminal sel-sel

tubulus ginjal sehingga tidak dapat difiltrasi dan direabsorpsi secara langsung.

Ion hidrogen yang disekresikan ke luar sel tubulus berikatan dengan HCO3

−¿ ¿ yang difiltrasi untuk membentuk H 2CO3

−¿ ¿. Lalu di bawah

pengaruh karbonat anhidrase, H 2CO3−¿ ¿

tersebut teruari menjadi H 2O dan CO2. Lalu CO2 masuk kembali ke dalam sel tubulus karena CO2 mampu dengan mudah menembus membran sel tubulus. Di dalam sel, di bawah pengaruh karbonat anhidrase intrasel, CO2bergabung kembali dengan H2O membentuk H 2CO3

−¿ ¿ yang akan terurai menjadi

H+¿¿dan HCO3−¿ ¿

. Karena dapat menembus membran basolateral sel tubulus, HCO3

−¿ ¿secara pasif berdifusi keluar sel masuk ke dalam

plasma kapiler-peritubulus. HCO3−¿ ¿

ini seolah-olah direabsorpsi padahal sebenarnya tidak.

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 karena tersedia H+¿¿ di lumen tubulus untuk berikatan dengannya.

2. Penambahan HCO3−¿ ¿

yang baru ke dalam plasma Pada saat semua HCO3

−¿ ¿ yang difiltrasi telah direabsorpsi dan sekresi

H+¿¿ tambahan telah dihasilkan oleh disosiasi H 2CO3, HCO3−¿ ¿

yang dihasilkan berdifusi ke dalam plasma sebagai HCO3

−¿ ¿ yang baru.

Disebut baru karena kemunculannya di dalam plasma tidak berikatan dengan reabsorpsi HCO3

−¿ ¿ yang difiltrasi. Sementara itu, H+¿¿yang

dihasilkan bergabung dengan penyangga fosfat basa dan kemudian dieksresi di urin.

15

16

Selama asidosis, ginjal melakukan kompensasi sebagai berikut :1. Meningkatkan sekresi dan ekskresi H+¿¿di urin sehingga kelebihan

H+¿¿ dapat dieliminasi dan konsentrasi H+¿¿ di plasma menurun.2. Mereabsorpsi semua ion bikarbonat yang difiltrasi disertai dengan

penambahan ion bikarbonat baru ke plasma sehingga konsentrasi ion bikarbonat plasma meningkat.

3. Begitu pula sebaliknya pada alkalosis.

c. Sekresi amonia Terdapat dua penyangga urin yang penting yaitu penyangga fosfat (yang

difiltrasi) dan amonia (NH3) yang disekresi. Dalam keadaan normal, ion hidrogen yang disekresikan, pertama disangga

oleh sistem penyangga fosfat, yang berada di dalam lumen tubulus karena kelebihan ingesti fosfat telah difiltrasi tetapi tidak direabsorpsi. Jika sekresi ion hidrogen meningkat, kapasitas fosfat urin untuk menyangga akan terlampaui,tetapi ginjal tidak dapat mengeluarkan lebih banyak fosfat basa, maka semua ion fosfat basa akan diekskresikan agar berikatan dengan ion hidrogen.

Lalu sel-sel tubulus mensekresikan NH 3 ke dalam lumen tubulus setelah penyangga fosfat urin menjadi jenuh. Lalu, ion Hidrogen akan terus berikatan dengan NH 3 untuk membentuk ion amonium (NH 4

−¿ ¿)

Ion amonium akan keluar melalui urin setiap ia mengangkut ion hidrogen. NH 3sengaja disintesis dari asam amino glutamin (setiap satu molekul

glutamin menghasilkan dua ion NH+¿¿yang akan dieksresikan melalui urin dan ion bikarbonat yang akan dikembalikan ke darah) di dalam sel tubulus kemudian berdifusi mengikuti penurunan gradien konsentrasike dalam lumen tubulus. Kecepatannya diatur oleh jumlah kelebihan ion hidrogen yang akan diangkut di urin.

Untuk setiap NH 4+¿¿

yang dieksresikan, dihasilkan HCO3−¿ ¿

yang baru untuk ditambahkan ke dalam darah.

Sekresi NH 3 selama asidosis berfungsi untuk menyangga kelebihan ion hidrogen di dalam lumen tubulus, sehingga ion hidrogen dapat disekresikan dalam jumlah besar ke dalam urin sebelum pH semakin menurun sampai batas 4,5.

17

LI.4. Memahami dan Menjelaskan Gangguan Keseimbangan Asam dan Basa

LO.4.1. Macam-macam gangguan keseimbangan Asam dan Basa

ASIDOSISAsidosis menekan aktivitas mental,jika asidosis berlebihan ( dibawah 7,4 ) akan menyebabkan disorentasi, koma dan kematian.

Asidosis respiratorik. Terjadi akibat penurunan ventilasi pulmonar melalui pengeluaran sedikit CO2 oleh paru-paru. Peningkatan selanjutnya dalam pCO2 arteri dan asam karbonat akan meningkatkan kadar ion hidrogen dalam darah.

Asidosis respiratorik dapat bersifat akut dan kronis.

1. Penyebabnya. Kondisi klinis yang dapat menyebabkan retensi CO2 dalam darah meliputi pneumonia, emfisema, obstrusi kronis saluaran pernafasan,stroke atau trauma dan Obat-obatan yang dapat menekan sistem pernafasan seperti barbiturat,narkotika dan sedatif

2. Faktor kompensator. Saat CO2 berakumulasi ,peningkatan frekuensi pernafasan respiratorik

( hiperventilasi ) ketika istirahat terjadi untuk mengeluarkan CO2 dari tubuh. Ginjal mengkompensasi peningkatan kadar asam dengan mengekskresi lebih

banyak ion hidrogen untuk mengembalikan pH darah mendekati tingkat yang normal.

Jika penyesuaian respiratorik dan ginjal terhadap pH gagal, akan terjadi gejala-gejala depresi sistem saraf pusat.

Asidosis metabolik. Terjadi saat asam metabolik yang diproduksi secara normal tidak dikeluarakan pada kecepatan yang normal atau basa bikarbonat yang hilang dari tubuh.

1. Penyebab. Paling umum terjadi akibat ketoasidosis karena DM atau kelaparan, akumulasi peningkatan asam laktat akibat aktivitas otot rangka yang berlebihan seperti konvolusi,atau penyakit ginjal. Diare berat dan berkepanjangan disertai hilangnya bikarbonat dapat menyebabakan asidosis.

2. Faktor kompensator. Hiperventilasi sebagai respon terhadap stimulasi saraf adalah tanda klinis asidosis metabolik. Bersamaan dengan kompensasi ginjal,peningkatan frekuensi respiratorik dapat mengembalikan pH darah mendekati tingkat normalnya. Asidosis yang tidak terkompensasi akan menyebabakan depresi sistem saraf pusat dan mengakibatkan disorentasi,koma dan kematian.

ALKALOSISAlkalosis meningkatkan overeksitabilitas sistem saraf pusat. Jika berat alkalosis dapat menyebabkan kontraksi otot tetanik, konvulsi dan kematian akibat tetanus otot respiratorik.

18

Alkalosis respiratorik. Terjadi jika CO2 dikeluarkan terlalu cepat dari paru-paru dan ada penurunaan kadarnya dalam darah.

1. Penyebab. Hiperventilasi dapat disebabkan oleh kecemasan,akibat demam,akibat pengaruh overdosis aspirin pada pusat pernafasan, akibat hipoksia karena tekanan udara yang rendah didataran tinggi atau akibat anemia berat.

2. Faktor kompensator, jika hiperventilasi terjadi akibat kecemasan gejalanya dapat diredakan melalui pengisapan kembali CO2 yang sudah di keluarkan. Ginjal mengkompensasi cairan alkalin tubular dengan mengekskresi ion bikarbonat dan menahan ion hidrogen.

Alkalosis metabolik. Adalah suatu kondisi kelebihan bikarbonat, hal ini terjadi jika ada pengeluaran berlebihan ion hidrogen atau peningkatan berlebihan iio bikarbonat dalam cairan tubuh.

1. Penyebab. Muntah yang berkepanjangan (pengeluaran asam klorida lambung) ,disfungsi ginjal,pengobatan dengan diuretik yang mengakibatkan hipokalemia dan penipisan volume CES atau pemakian antasid yang berlebihan.

2. Faktor kompensator Kompensasi respiratorik adalah penurunan ventilasi pulmonar dan mengakibatkan

peningkatan pCO2 dan asan karbonat. Kompensasi ginjal melibatkan sedikit ekskresi ion amonium, lebih banyak

ekskresi ion natrium dan kalium, berkurangnya cadangan ion bikarbonat dan lebih banyak ekskresi bikarbonat.

LO.4.2. Diagnosis gangguan keseimbangan Asam dan Basa

1. Asidosis Metabolik

Diagnosis asidosis metabolic ditegakkan berdasarkan gambaran klinis, dan dipastikan oleh hasil pemeriksaan laboratorium yaitu pH, PaCO2, HCO3- dengan menggunakan pendekatan sistematikseperti yang telah dilakukan sebelumnya. Hasil pemeriksaan menunjukkan: pH <7,35, HCO3- <22 mEq/L, dan PaCO2 < 40 mmHg tapi jarang sampai di bawah 12 mmHg. Derajat kompensasimyang diperkirakan harus dihitung untuk menentukan adanya gangguan asam basa yang menyertai.

2. Asidosis Respiratorik

Pada asidosis respiratorik akut, pH yang rendah dikarenakan peningkatan PCO2 secara akut. Kadar HCO3- mungkin normal atau dapat sedikit meningkat. Peningkatan PCO2 secara mendadak mungkin dapat diikuti oleh peningkatan HCO3- plasma sebanyak 3-4 mEq/L sebagai eek buffer. Pada asidosis respiratorik kronik, adaptasi oleh ginjal umumnya sudah terjadi sehingga penurunan pH tidak terjadi akibat retensi HCO3- dan peningkatan HCO3- plasma kurang lebih 3-4 mEq/L setiap kenaikkan 10 mmHg PCO2.

19

Timbul sedikit gejala dan tanda yang berkaitan dengan retensi CO2 dan asidosis, kecuali jika PaCO2 >60 mmHg. PaCO2 yang lebih besar dari 45 mmHg dan HCO3- yang lebih besar dari 30 mEq/L menunjukkan adanya kompensasi ginjal. pH serum dapat normal atau sedikit menurun pada asidosis respiratorik kronis yang terkompensasi dengan baik. Pada hperkapnia kronik sering terjadi polisitemia kompensatorik. Kadar hemoglobin dapat mencapai 16-22 g/L. Pada umumnya gejala dan tanda COPD mendominasi (dengan atau tanpa disertai kor pulmonale). Asidosis respiratorik akut dan kronik dibedakan berdasarkan pada anamnesis dan pemeriksaan analisis gas darah.

3. Alkalosis Metabolik

Diagnosis alkalosis metabolic ditegakkan berdasarkan anamnesis dan hasil pemeriksaan laboratorium yang mendukung, pH plasma meningkat di atas 7,45 dan HCO3- lebih tinggi dari 26 mEq/L. PaCO2 mungkin normal atau sedikit meningkat; peningkatan PaCO2 kompensasi diperkirakan sebesar 0,7 mmHg untuk setiap peningkatan HCO3- sebesar 1 mEq. K+ serum biasanya <3,5 mEq/L dan Cl- serum mungkin <98 mEq/L (alkalosis metabolic hipokloremik hipokalemik). Pengukuran Cl- urine dapat membantu mengetahui sebab dan cara penanganan. Pada penderita alkalosis metabolic responsive-klorida dengan volume ECF yang berkurang, klorida urine <10 mEq/L. pasien dengan Cl- urine >20 mEq/L umumnya tidak mengalami penurunan volume cairan dan mengalami alkalosis metabolic resisten-klorida. Tipe alkalosis yang terakhir ini jauh lebih jarang terjadi dan dihubungkan dengan kelebihan aldosterone.

4. Alkalosis Respiratorik

Diagnosis alkalosis ditegakkan berdasarkan pada gejala dan tanda neuromuscular, karena alkalosis meningkatkan iritabilitas neuromuscular secara langsung. Selain itu, kalsium lebih terionisasi dalam sutu medium alkali, sehingga hipokalsemia fungsional dapat menimbulkan tetani. Gejala CNS dapat timbul menyertai hipoksia otak. Alkalosis tidak hanya menggeser disosiasi oksihemogloin ke kirir (menyebabkan hemboglobin mempunyai afinitas yang lebih besar terhadap oksigen), tapi juga mengurangi aliran darah otak.

Pemeriksaan laboratorium pada alkalosis respiratorik akut adalah pH yang lebih dari 7,45 dan PaCO2 yang kurang dari 35 mmHg. Bila misalnya terjadi penurunan PaCO2 yang cepat sampai 20 mmHg, maka penurunan HCO3- plasma tidak boleh melebihi 4 mEq/L karena adanya mekanisme buffer sel.

LO.4.3. Analisa Gas Darah

Analisa gas darah adalah salah satu tes diagnostic untuk menentukan suatu status respirasi. Gas darah arteri memungkinkan utnuk pengukuran pH (dan juga keseimbangan

20

asam basa), oksigenasi, kadar karbondioksida, kadar bikarbonat, saturasi oksigen, dan kelebihan atau kekurangan basa.

Pemeriksaan gas darah arteri dan pH sudah secara luas digunakan sebagai pegangan dalam penatalaksanaan pasien-pasien penyakit berat yang akut dan menahun. Pemeriksaan gas darah juga dapat menggambarkan hasil berbagai tindakan penunjang yang dilakukan, tetapi kita tidak dapat menegakkan suatu diagnosa hanya dari penilaian analisa gas darah dan keseimbangan asam basa saja, kita harus menghubungkan dengan riwayat penyakit, pemeriksaan fisik, dan data-data laboratorium lainnya

Kadar Normal Analisis Gas Darah

• pH = 7.35-7.45

• HCO3- = 22-27 mEq/L

• PCO2 = 35-45mmHg

• PO2 = 80-100mmHg

Anion Gap merupakan selisih antara kation dan anion yang bisa dihitung jumlahnya didalam tubuh.

Kadar normal : 8-16 mEq/L

Rumus : Na - ( Cl- + HCO3- )

LO.4.4. Penatalaksanaan gangguan keseimbangan Asam dan Basa

1. Asidosis Metabolik

Penanganan asidosis metabolik tergantung pada keparahan penyakitnya. Bila kadar bikarbonat plasma turun hingga dibawah 15 mmol/L, logis untuk

melakukan pengobatan dengan pemberian basa per oral seperti natrium bikarbonat atau natrium sitrat. Jangan melakukan alkalinisasi plasma secara cepat dan berlebihan karena dapat mencetuskan tetani.

Dialisis diperlukan pada penatalaksanaan gagal ginjal guna mempertahankan kadar bikarbonat plasma yang adekuat.

Untuk asidosis laktat bisa ditangani dengan pemberian bikarbonat intravena (dengan infus) dan laju pemberian yg setidaknya memadai untuk mempertahankan kadar bikarbonat plasma antara 8-10 mmol/L dan Ph diatas 7,1.

(Harrisons, 1995)

2. Alkalosis Metabolik

Biasanya alkalosis metabolik diatasi dengan pemberian cairan dan elektrolit (natrium dan kalium).

21

Mengganti kekurangan kalium dengan kalium klorida Untuk mengurangi edema / penumpukan cairan dapat diberikan Asetazolamide,

sedangkan untuk menghemat kadar kalium dapat diberikan Triamterene, Spironolactone, Amiloride Captopril, Enalapril, Lisinopril dapat diberikan untuk kasus metabolik alkalosis yang disebabkan oleh penyakit hiperaldosteron.

http://medicastore.com/penyakit/748/Alkalosis_Metabolik.html [Diakses pada 6 Maret 2013 21:30]

Pada alkalosis metabolic, disebut letal bila pH darah lebih dari 7,7. Bila ada deplesi volume cairan tubuh, upayakan agar volume plasma kembali normal dengan pemberian NaCl isotonic. Bila penyebabnya hypokalemia, lakukan koreksi kalium plasma. Bila penyebabnya hipokloremia, lakukan koreksi klorida dengen pemberian NaCl isotonic. Bila penyebabnya adalah bikarbonat berlebihan, hentikan pemberian bikarbonat. Pada keadaan fungsi ginjal yang menurun atau edema akibat gagal jantung, kor pulmonal atau sirosis hati, koreksi dengan NaCl isotonic tidak dapat dilakukan karena dikhawatirkan dapat terjadi retensi natrium disertai kelebihan cairan (edema bertambah). Pada keadaan ini dapat diberikan antagonis enzim anhydrase karbonat sehingga reabsorpsi bikarbonat terhambat. Asetazolamid merupakan suatu penghambat anhydrase karbonat yang sangat efektif dalam mengatasi alkalosis metabolic. Dosis tunggal 500 mg (dewasa) dianjurkan untuk mengatasi kondisi alkalosis metabolic. Onset of action dicapai dalam waktu 1,5 jam dengan lama kerja berkisar 24 jam. Dosis ini dapat diulang bila diperlukan. Bila antagonis enzim anhydrase karbonat tidak berhasil, dapat diberikan HCl dalam larutan isotonic selama 8-24 jam, atau larutan ammonium klorida, atau larutan arginine hidroklorida.

3. Asidosis Respiratorik

Meningkatkan ventilasi untuk mengurai tingkat PCO2 Obat bronkodilator untuk membalikkan beberapa jenis obstruksi jalan nafas Terapi Oksigen dengan ventilasi mekanik non invasif tekanan positif bila

diperlukan

http://www.umm.edu/ency/article/000092trt.htm [Diakses pada 8 Maret 2013 20:17]

Tatalaksana pada asidosis respiratorik adalah mengatasi penyakit dasarnya dan bila terdapat hipoksemia harus diberikan terapi oksigen. Asidosis respiratorik dengan hipoksemia berat memerlukan ventilasi mekanik baik invasive maupun noninvasive. Pemberian oksigen pada pasien dengan retensi CO2 kronik dan hipoksia harus berhati-hati karena pemberuan oksigen dengan FiO2 yang tinggi dapat mengakibatkan penurunan minute volume dan semakin meningkatkan PCO2. Pasien dengan retensi CO2 kronik umumnya sudah beradaptasi dengan

22

hiperkapnia kronik dan stimulus pernapasannya adalah hipoksemia sehingga pemberian oksigen harus dilakukan secara hati-hati dan dan ditujukan dengan target kadar PaO2 >50 mmHg dengan FiO2 yang rendah. Pada pasien asidosis respiratorik kronik, penurunan PCO2 harus berhati-hati untuk menghindari alkalosis yang berat mengingat umumnya sudah ada kompensasi ginjal. Pada asidosis respiratorik yang terjadi bersamaan dengan alkalosis metabolic atau asidosis metabolic primer, tatalaksana terutama ditujukan untuk kelainan primernya.

4. Alkalosis Respiratorik

Jarang mengancam jiwa kecuali bila pH > 7,5 Sindroma hiperventilasi dapat diberi obat sedatif untuk menenangkan penderita

(Harrison, 1995) Pemberian kantong udara rebreathing selama fase akut Rebreathing : dengan cara menghirup CO2 sebanyak-banyaknya bisa dengan

membuang nafas pada sebuah plastik lalu kemudian dihirupkan lagi agar CO2 masuk kembali.

http://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmedhealth/PMH0001170/ [Diakses pada 5 Maret 2013 20:45]

http://emedicine.medscape.com/article/301680-treatment [Diakses pada 6 Maret 2013 22:00]

Tatalaksana alkalosis respiratorik ditujukan tehadap kelainan primernya. Alkalosis yang disebakan oleh hipoksemia diatasi dengan memberikan terapi oksigen. Alkalosis respiratorik yang disebabkan oleh serangan panic diatasi dengan menenangkan pasien atau memeberikan pernapasan menggunakan system air rebreathing. Overventilasi pada pasien dengan ventilasi mekanik diatasi dengan mengurangi minute ventilation ata dengan menambahkan dead space. Alkalosis respiratorik yang disebabkan oleh hipoksemia diterapi dengan oksigen dan memperbaiki penyebab gangguan pertukaran gas. Koreksi alkalosis respiratorik dengan menggunakan rebreathing mask harus berhati-hati terutama pada pasien dengan kelainan susunan saraf pusat, untuk menghindari ketidakseimbangan pH cairan serebrospinal dan pH perifer.

DAFTAR PUSTAKA

Budiyanto. 2013. Penentuan pH Asam Basa. Available from : http://budisma.web.id/materi/sma/kimia-kelas-xi/penentuan-ph-asam-basa/ (accessed : 05/03/2013,16:25)

23

Clark, Jim. 2007. Asam Kuat dan Asam Lemah. Available from : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_fisika1/kesetimbangan_asam_basa/asam_kuat_dan_asam_lemah/ (accessed : 05/03/2013, 19:00)

Guyton, Arthur c, et al. 2008. Buku ajar fisiologi kedokteran. Jakarta: EGC

Hartanto, Huriawati,et al. 2002. Kamus Kedokteran Dorland Edisi 29. Jakarta: EGC.

Horne M, Pamella. 2001. Keseimbangan cairan, elektrolit dan asam basa. Jakarta: EGC.

Isselbracher, Braunwald, Wilson, et al. 1995. Pengobatan Asidosis Metabolik. Harrison Prinsip-prinsip Ilmu Penyakit Dalam Ed.13 vol.1. EGC : Jakarta

Madjid, Amir S, et al. 2008. Gangguan Keseimbangan Air-Elektrolit dan Asam Basa ed. 2. Jakarta: Balai Penerbit FKUI.

Markam, Soemarmo, et al. 2004. Kamus kedokteran Edisi keempat. Jakarta : Balai Penerbit FKUI.

Price, Sylvia A. dan Wilson, Lorraine M. 2003. Patofisiologi Konsep Klinis Proses-Proses Penyakit ed. 6. Jakarta: EGC.

Ratna, dkk. 2010. Definisi Asam dan Basa. Available from : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_xi/definisi-asam-dan-basa/ (accessed : 05/03/2013, 20:15)

Sherwood L. 2009. Fisiologi Manusia dari Sel ke Sistem ed. 6. Jakarta: EGC.

Sjarifuddin M,et al. 2008. Gangguan Kesimbangan air-elektrolit dan asam-basa edisi II. Jakarta : FKUI.

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

24