1. Dokumen tersebut membahas tentang kesetimbangan asam basa, termasuk definisi asam dan basa menurut berbagai teori, pengaruhnya dalam tubuh, serta jenis-jenis garam. 2. Dibahas pula tentang pH, protolisis, dan penjelasan mengenai kesetimbangan air murni, asam dan basa kuat versus lemah, serta larutan penyangga atau buffer. 3. Teori asam basa menurut Arrhenius, Bronsted-Lowry,

1. “Bacalah, dengan menyebut nama
Tuhan mu yang menciptakan.”
KESETIMBANGAN ASAM BASA
KELOMPOK 8
FADHIL GIYATS
ASDIANA NEKASARI
NUR ASIA
AYU AZKIYAH PUTRI

2. Kekuatan Asam BasaPotensi Hidrogen, pH
Reaksi Protolisis
dan
Kesetimbangan
Dalam Air
Pengertian
Asam dan
Basa
Gangguan
Keseimbangan Asam
Basa
Asam dan Basa
dapat Dibedakan
dari Rasa dan
Sentuhan
Asam dan Basa
dalam Kehidupan
Keseimbangan Asam
dan Basa
Teori Asam Basa

3.  ASAM adalah molekul yang mengandung atom – atom hidrogen yang
dapat melepaskan ion hidrogen dalam larutan
 Ion hidrogen adalah proton tunggal bebas yang dilepaskan dari atom
hidrogen. dikenal sebagai asam.
 contoh asam adalah asam hidroklorida ( HCL ), yang berionasi dalam
air membentuk ion- ion hidrogen ( H+ ) dan ion klorida ( CL- )
demikian juga, asam karbonat ( H2CO3) berionisasi dalam air
membentuk ion H+ dan ion bikarbonat ( HCO3-).
 Basa adalah ion atau molekul yang menerima ion hidrogen.
 contoh, ion bikarbonat ( HCO3-), adalah suatu basa karena dia
dapat bergabung dengan satu ion hidrogen untuk membentuk asam
karbonat ( H2CO3). Demikian juga ( HPO4 ) adalah suatu basa
karena dia dapat menerima satu ion hidrogen untuk membentuk (
H2PO4 ).
Pengertian Asam
dan Basa

4. Asam dan basa adalah sifat kimia zat yang sangat penting untuk
diketahui. Sifat asam basa sangat berkaitan dengan lingkungan
kimiawi zat tersebut. Ada tiga teori dasar mengenai asam dan basa.
Teori Asam-Basa Arrhenius
Teori Bronsted dan Lowry
Lewis
Teori Asam dan
Basa

5. Teori Asam-Basa Arrhenius
Asam adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air terionisasi
menghasilkan H+ dalam larutannya, sebagaimana contohnya senyawa
berikut :
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)
Basa adalah zat yang apabila dilarutkan dalam air terionisasi
menghasilkan OH-
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)

6. Teori Bronsted dan Lowry
 Asam adalah ion atau molekul yang dapat memberikan proton (H+)
kepada basa dan disebut donor proton sedangkan basa adalah ion atau
molekul yang dapat menerima proton disebut akseptor proton.
 Proton adalah inti atom H (atom H yang “telanjang”) yang tidak
mempunyai electron.
HCl(aq) + NH3(aq) NH4-(aq) + Cl-(aq)
Asam1(a1) basa1(b1) asam2(a2) basa2(b2)
 Setiap asam mempunyai basa konjugasi, demikian juga setiap basa
mempunyai asam konjugasi.
 Dari contoh reaksi diatas maka b2 disebut basa konjugasi dari HCl
sebab bila HCl melepaskan ion H+ maka tersisa adalah ion Cl- yang
bersifat basa,demikian juga a2 adalah asam konjugasi dari b1 sebab
bila NH3 menerima H+ maka terbentuk ion NH4+ yang bersifat asam.

7. Lewis
 Asam adalah suatu spesies yang dapat menerima
pasangan electron bebas(akseptor pasangan elektron)
dalam suatu reaksi kimia.
 Basa adalah suatu spesies yang dapat memberikan
pasangan electron bebas (donor pasangan elektron).
AlCl3 + PCl3 Cl3Al + PCl3
 AlCl3 adalah asam karena dapat menerima pasangan
electron dari PCl3 dan PCl3 adalah basa karena dapat
memberikan pasangan electron bebasnya.

8. Konsentrasi ion hydrogen dalam air kadang-kadang sulit untuk menuliskannya
karena konsentrasinya sangat kecil, maka “Sorensen” mengusulkan penulisan
konsentrasi ion hydrogen yang lebih sederhana dikenal sebagai pH yang
dinyatakan sebagai berikut :
pH = -log [H3O] pOH = - log [NaOH]
contoh : [H+] = 0,001 mol/L contoh : [OH-] = 2x10-2 mol/L
[H+] = 1 x 10-3 [OH-] = 2 x 10-2
pH = - log 1 x 10 -3 pOH = -log 2 x 10-2
pH = 3 – log 1 pOH = 2-log 2
pOH = 2-0,3010
= 1,6990
pH = 14 – pOH
pH = 14-1,6990
= 12,3010
Potensi Hidrogen,
pH

9. contoh soal :
Larutan HCl 2 x 10-3 M. Hitung pHnya.
pH = - log 2 x 10-3
pH = 3 – log 2
pH = 3 – 0,3010
pH = 2,990
Suatu larutan mempunyai pH = 6,75. Hitung [H+].
pH = - log [H+]
- log [H+] = 6,75
log [H+] = - 6,75
[H+] = 10-6,75 = 1,78 x 10-7
Potensi Hidrogen,
pH

10.  Derajat keasaman (pH) darah manusia normalnya berkisar antara 7.35 hingga 7.45.
 Tubuh manusia mampu mempertahan keseimbangan asam dan basa agar proses
metabolisme dan fungsi organ dapat berjalan optimal.
 Keseimbangan asam basa dalam tubuh manusia diatur oleh dua sistem organ yakni paru
dan ginjal. Paru berperan dalam pelepasan (eksresi CO2) dan ginjal berperan dalam
pelepasan asam.
Beberapa prinsip yang perlu kita ketahui terlebih dahulu adalah:
1. Istilah asidosis mengacu pada kondisi pH < 7.35 sedangkan alkalosis bila pH > 7.45
2. CO2 (karbondioksida) adalah gas dalam darah yang berperan sebagai komponen asam.
CO2 juga merupakan komponen respiratorik. Nilai normalnya adalah 40 mmHg.
3. HCO3 (bikarbonat) berperan sebagai komponen basa dan disebut juga sebagai
komponen metabolik. Nilai normalnya adalah 24 mEq/L.
4. Asidosis berarti terjadi peningkatan jumlah komponen asam atau berkurangnya jumlah
komponen basa.
5. Alkalosis berarti terjadi peningkatan jumlah komponen basa atau berkurangnya jumlah
komponen asam
Keseimbangan
Asam dan Basa

11. Protolisis adalah reaksi yang melibatkan proton (H+), untuk
asam kuat dan basa kuat tidak mengalami kesetimbangan karena reaksi
dianggap berlangsung satu arah, sedangkan zat lain yang dapat
berlangsung reaksi kesetimbangan sebagai berikut.
A. Kesetimbangan air murni
B. Kesetimbangan larutan asam lemah
C. Kesetimbangan basa lemah
D. Kesetimbangan asam lemah dan garamnya dari basa kuat atau
sebaliknya
E. Kesetimbangan garam yang berasal dari asam atau basa lemah.
Reaksi Protolisis
dan Kesetimbangan
Dalam Air

12. A. Kesetimbangan Air Murni
Berdasarkan reaksi berikut.
H2O H+ + OH-
Konsentrasi air murni pada suhu 25°C adalah 55,4 mol/L
K [H2O] = [H+] [OH-]
K x (55,4) = Kw [H+] [OH-] = 1 x 10-14
Derajat ionisasi air (α) pada suhu 25°C = 1,81 x 10-9 dan [H2O] = 55,4 mol/L
H2O H+ + OH-
[H3O+] = [OH-]
Kw = [H3O+] = [OH-] = 1,81 x 10-9 x 55,4 mol/L
= [H3O+] = [OH-] = 1,00 x 10-7 mol/L
= (1,00 x 10-7) (1,00 x 10-7) = (1,00 x 10-14)
pKw = pH + pOH = 14
Jika suhu naik Kw juga naik sehingga pKw turun. Karena konsentrasi ion H+
dalam air adalah 1,00 x 10-7 mol/L atau pH = 7, maka larutan yang
pH = 7 (bersifat netral)
pH < 7 (bersifat asam dalam air)
pH > 7 (bersifat basa dalam air)

13. B. Asam Kuat Dan Basa Kuat Dalam Air
Asam kuat dan basa kuat dianggap terurai sempurna dalam larutan air sehingga tidak
terjadi keseimbangan, konsentrasi ion H+ atau ion OH- yang terbentuk sama dengan konsentrasi
semula. Asam kuat ialah asam yang dapat memberikan hampir semua protonnya pada air meskipun
berada dalam larutan yang encer.
 Asam kuat dalam air
Larutan HCl 0,1 M dalam air menghasilkan ion H+ sebanyak 0,1 M. H+ adalah proton yang
terhidrasi berbentuk H3O+. Reaksinya, HCl + H2O à H3O+ + Cl-. Sehingga nilai pH-nya = -log 0,1 = 1.
Asam kuat yang lain adalah H2SO4, HNO3, HBr, HI dan sebagainya
 Keasaman dari suatu larutan
Keasaman sebenarnya ialah menentukan konsentrasi ion H+ dalam larutan. Maka pH larutan
menentukan keasaman yang sebenarnya. Keasaman potensial tidak ditentukan oleh konsentrasi ion H+,
tapi oleh jumlah ion [H+] yang dapat diikat oleh ion hidroksil [OH-]. Jadi keasaman potensial dapat
ditentukan dengan cara netralisasi oleh suatu basa. Sebagai contoh dalam larutan HCl 0,1 M dan asam
asetat 0,1 M, maka derajat keasaman potensialnya adalah sama sebab jika dititrasi memerlukan NaOH
dengan jumlah yang sama. Tetapi larutan asam kuat HCl mempunyai lebih banyak ion H+ karena dalam
larutan terurai sempurna (dianggap terurai semua) sedangkan asam asetat (asam cuka) hanya sebagian
kecil molekul asam asetat yang terurai menjadi ion asetat dan ion H+ maka derajat keasaman
sebenarnya untuk HCl lebih tinggi daripada asam cuka atau pHnya lebih rendah.
 Basa kuat dalam air
Larutan NaOH 0,1 M dalam air menghasilkan OH- sebanyak 0,1 M juga sehingga pOHnya = -log
0,1 = 1 yang berarti pH = 14-pOH= 14-1 = 13. Contoh lain basa kuat adalah semua larutan basa yang
berasal dari golongan IA dan IIA seperti KOH, CsOH, Ca(OH)2, dan sebagainya.

14. C. Kesetimbangan Asam Lemah dan Basa Lemah Dalam Air
 Asam monotropik adalah asam yang memberikan satu protonnya per unit,
atau dari asam konjugasi suatu basa kuat yang dapat melepaskan proton.
 Suatu asam-asam monotropik lemah misalnya Na+ dari hasil konjugasi
NaOH atau dari molekul asam lemah dalam air seperti CH3COOH, asam
benzoat dan sebagainya.
 Basa monotropik adalah basa yang per unitnya dapat menerima satu
proton, atau melepaskan ion hidroksil. Suatu basa monopotrik lemah
misalnya A- dari hasil konjugasi HA atau dari molekul NH4OH dalam air.
 Contoh lain basa lemah adalah hampir semua kation yang bukan dari
golongan IA dan IIA dari tabel berkala mengikat OH- seperti Al(OH)3,
dan sebagainya.
 Meskipun istilah asam lemah dan basa lemah batasannya tidak jelas
namun beberapa orang menganggap asam lemah bila larutannya yang
konsentrasinya 1 M terurai menjadi ion-ionnya tidak lebih dari 1% ini
disebut derajat ionisasi atau dalam hal ini disebut derajat protolisis (α)
sehingga bila suatu asam lemah monotropik yang terurai maksimal 1%
berarti Ka nya hanya sekitar 1 x 10-4.

15. D. Larutan buffer atau larutan dapar
 Jika kita ingin larutan pH = 2, maka dengan mudah dibuat dari larutan
HCL 0,01 N, tapi jika kita inginkan pH=6 , tidak bisa diperoleh dari
larutan N karena ada ion dari air yang tidak boleh diabaikan.
 Demikian juga jika kita ingin pH 12 dapat dengan mudah dibuat dari
larutan NaOH 0,01 N , tapi bila diinginkan pH =8 tidak bisa dibuat dari
larutan NaOH N karena ada ion dari air yang tidak biasa diabaikan .
 Untuk keperluan di atas maka larutan ini biasanya dibuat dari campuran
asam lemah dengan garamnya yang berasal dari asam kuat . larutan
campuran ini disebut larutan buffer atau dapar .
 Jadi larutan buffer adalah larutan yang dapat mempertahankan pHnya
bila ditambah asam , basa atau garam sedikit . pH larutannya nanti bisa
berubah satu satuan pH bila ditambah asam atau basa 10 x lipat dari
semula.

16. Garam yang berasal dari asam kuat basa kuat, NaCl,
KNO3 , dan KBr.
. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa
kuat, contohnya CH3COONa dan KCN.
Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah,
contohnya NH4Cl.
Garam dari asam lemah dan basa lemah, contohnya :
NH4CN dan CH3COONH4 .

17. A. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat
Bentuk garam ini dalam air tidak mengalami hidrolisis
NaCl + H2O Na+ + Cl-
 Garam yang Tersusun dari asam kuat dan basa kuat. Garam yang tersusun
dari asam kuat dan basa kuat bersifat netral, karena garam yang
tersusun dari asam kuat dan basa kuat tidak memberikan perubahan
warna lakmus, baik lakmus biru maupun lakmus merah Karena nilai pH =7.
 Garam yang tersusun dari asam kuat dan basa kuat Tidak dapat
terhidrolisis, Karena garam yang tersusun dari asam kuat dan basa kuat
memiliki kation dan anion garam yang tidak akan erhidrolisis bila
direaksikan dengan air. Maka Garam yang tersusun dari asam kuat dan
basa kuat “Tidak dapat terhidrolisis”,
Contoh: Garam NaCl tersusun dari NaOH (basa kuat) dan HCl (asam kuat)
Reaksi :
NaCl → Na+ + Cl-
Ion Cl- berasal dari asam kuat (HCl), sehingga tidak akan terhidrolisis dan
garam bersifat netral. Contoh lain : K2SO4 , KCl,

18. B. Garam dari asam lemah dan basa kuat
 Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat akan
mengalami hidrolisa sebagian, proses tersebut didasari atas
mekanisme reaksi sebagai berikut. Untuk contoh garam yang
diambil adalah Natrium Asetat (CH3COONa).
CH3COONa → Na+ + CH3COO-
Na+ + H2O ↛
CH3COO- + H2O ⇄ CH3COO + OH-
 Di dalam larutan garam ini dihasilkan ion hidroksil bebas, dan
menyebabkan larutan bersifat basa. Untuk jenis garam ini pH
larutan > 7. Dengan cara yang sama , maka untuk reaksi ini
didapat
Ket :
Konstanta air = 10-14
Ka = Konstanta ionisasi asam.
[Garam] = Konsentrasi garam dalam
Molaritas

19. C. Garam dari asam kuat dan basa lemah
 Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah
mengalami hidrolisis parsial /sebagian dan bersifat asam.
 Garam ini di dalam air terionisasi menghasilkan ion-ion.
Kation berasal dari basa lemah dan Anion berasal dari asam
kuat, contoh: NH4Cl, Al2(SO4)3
Contoh : garam NH4Cl.
 Dalam air, NH4Cl. terionisasi sempurna membentuk ion Cl-
dan NH4+
 Kation (NH4+) dari basa lemah akan terhidrolisis,
sedangkan anion (Cl-) yang berasal dari asam kuat, tidak
bereaksi dengan air (tidak terhidrolisis) sehingga terjadi
hidrolisis parsial.
Persamaan reaksi:
Reaksi Hidrolisis
NH4+(aq) + H2O(aq) NH3(aq) + H3O+(aq)
Na+(aq) + H2O(l) (tidak ada reaksi)
 Hidrolisis menghasilkan ion H3O+sehingga larutan bersifat
asam (pH<7). Jika diuji keasamannya dengan menggunakan
kertas lakmus biru , maka warna kertas akan berubah
menjadi merah.

20. D. Garam dari asam lemah dan basa lemah
 pH larutan garam yang berasal dari asam lemah dan
basa lemah secara kuantitatif sukar dikaitkan dengan
harga Ka dan Kb maupun dengan konsentrasi garam.
 pH larutan hanya dapat ditentukan secara tepat
melalui pengukuran. Untuk menentukan [H+] garam
yang berasal dari asam lemah dan basa lemah tentukan
dahulu harga Kh.

21. Derajat
keasaman
(pH)
Asam
Lemah
Basa
Kuat
Asam
Kuat
Basa
lemah
Pada dasarnya skala/tingkat keasaman suatu larutan
bergantung pada konsentrasi ion H+ dalam larutan.
Makin besar konsentrasi ion H+ makin asam larutan
tersebut. Umumnya konsentrasi ion H+ sangat kecil,
sehingga untuk menyederhanakan penulisan, seorang
kimiawan dari Denmark bernama Sorrensen
mengusulkan konsep pH untuk menyatakan
konsentrasi ion H+. Nilai pH sama dengan negatif
logaritma konsentrasi ion H+ dan secara matematika
diungkapkan dengan persamaan :
Kekuatan Asam
Basa

22. 1. Derajat keasaman (pH)
Untuk air murni pada temperatur 25 °C :
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L
Sehingga pH air murni = – log 10-7 = 7.
Jika pH = 7, maka larutan bersifat netral
Jika pH < 7, maka larutan bersifat asam
Jika pH > 7, maka larutan bersifat basa
Pada temperatur kamar : pKw = pH + pOH = 14

23. 2. Asam Kuat
 Asam kuat adalah asam yang berdiosiasi dengan cepat dan terutama
melepaskan sejumlah besar ion H+ dalam larutan. Contohnya adalah
HCL. Asam lemah mempunyai lebih sedikit kecenderungan untuk
mendisosiasikan ion-ionnya dan oleh karena itu kurang kuat melepaskan
H+. Contohnya H2CO3.
 Basa kuat adalah basa yang bereaksi secara cepat dan kuat dengan H+.
Oleh karena itu dengan cepat menghilangkannya dari larutan. Contoh
yang khas adalah OH-, yang bereaksi dengan H+ untuk membentuk air (
H2O ). Basa lemah yang khas adalah HCO3- karena HCO3- berikatan
dengan H+ secara jauh lebih lemah daripada OH-. Kebanyakan asam
dan basa dalam cairan ekstraseluler yang berhubungan dengan
pengaturan asam basa normal adalah asam dan basa lemah.
 Disebut asam kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion
seluruhnya (α = 1). Untuk menyatakan derajat keasamannya, dapat
ditentukan langsung dari konsentrasi asamnya dengan melihat
valensinya.

24. 3. Asam Lemah
Disebut asam lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion
seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya derajat keasaman tidak
dapat ditentukan langsung dari konsentrasi asam lemahnya (seperti halnya
asam kuat).
4. Basa Kuat
Disebut basa kuat karena zat terlarut dalam larutan ini mengion seluruhnya
(α = 1). Pada penentuan derajat keasaman dari larutan basa terlebih dulu
dihitung nilai pOH dari konsentrasi basanya.
5. Basa lemah
Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion
seluruhnya, α ≠ 1, (0 < α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH- tidak
dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya
basa kuat), akan tetapi harus dihitung dengan menggunakan rumus :
di mana, Cb = konsentrasi basa lemah
Kb = tetapan ionisasi basa lemah

25.  Asam merupakan kebutuhan industri yang vital. Empat macam asam yang
paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam
nitrat dan asam klorida. Asam sulfat (H2SO4) merupakan cairan kental
menyerupai oli.
 Umumnya asam sulfat digunakan dalam pembuatan pupuk, pengilangan
minyak, pabrik baja, pabrik plastik, obat-obatan, pewarna, dan untuk
pembuatan asam lainnya.
 Asam fosfat (H3PO4) digunakan untuk pembuatan pupuk dan deterjen.
Namun, sangat disayangkan bahwa fosfat dapat menyebabkan masalah
pencemaran di danau-danau dan aliran sungai.
 Asam nitrat (HNO3) banyak digunakan untuk pembuatan bahan peledak
dan pupuk.
Asam dan Basa
dalam Kehidupan

26.  Asam nitrat pekat merupakan cairan tidak berwarna yang dapat mengakibatkan luka
bakar pada kulit manusia.
 Asam klorida (HCl) adalah gas yang tidak berwarna yang dilarutkan dalam air. Asap
HCl dan ion-ionnya yang terbentuk dalam larutan, keduanya berbahaya bagi jaringan
tubuh manusia.
 Dalam keadaan murni, pada umumnya basa berupa kristal padat. Beberapa produk
rumah tangga yang mengandung basa, antara lain deodorant, antasid, dan sabun.
 Basa yang digunakan secara luas adalah kalsium hidroksida, Ca(OH)2 yang umumnya
disebut soda kaustik suatu basa yang berupa tepung kristal putih yang mudah larut
dalam air. Basa yang paling banyak digunakan adalah amoniak.
 Amoniak merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang sangat menyengat,
sehingga sangat mengganggu saluran pernafasan dan paru-paru bila gas terhirup.
Amoniak digunakan sebagai pupuk, serta bahan pembuatan rayon, nilon dan asam
nitrat.
Asam dan Basa
dalam Kehidupan

27. Asam dan Basa dapat
Dibedakan dari Rasa dan
Sentuhan
 Asam mempunyai rasa masam. Rasa masam yang kita kenal misalnya pada
beberapa jenis makanan seperti jeruk, jus lemon, tomat, cuka, minuman ringan
(soft drink) dan beberapa produk seperti sabun yang mengandung belerang dan
air accu (Gambar 13).
 Sebaliknya, basa mempunyai rasa pahit. Tetapi, rasa sebaiknya jangan
digunakan untuk menguji adanya asam dan basa, karena beberapa asam dan basa
dapat mengakibatkan luka bakar dan merusak jaringan.
 Seperti halnya rasa, sentuhan bukan merupakan cara yang aman untuk menguji
basa, meskipun kita telah terbiasa dengan sentuhan sabun saat mandi atau
mencuci.
 Basa (seperti sabun) bersifat alkali, bereaksi dengan protein di dalam kulit
sehingga sel-sel kulit akan mengalami pergantian. Reaksi ini merupakan bagian
dari rasa licin yang diberikan oleh sabun, yang sama halnya dengan proses
pembersihan dari produk pembersih saluran.

28. Gangguan
Keseimbangan Asam
Basa
Asidosis Respiratorik
Asidosis Metabolik
Alkalosis Respiratorik
Alkalosis Metabolic

29. a. Pengertian
Asidosis Respiratorik adalah keasaman darah yang berlebihan
karena penumpukan karbondioksida dalam darah sebagai akibat
dari fungsi paru-paru yang buruk atau pernafasan yang lambat.
Kecepatan dan kedalaman pernafasan mengendalikan jumlah
karbondioksida dalam darah. Dalam keadaan normal, jika
terkumpul karbondioksida, pH darah akan turun dan darah
menjadi asam.
Tingginya kadar karbondioksida dalam darah merangsang otak
yang mengatur pernafasan, sehingga pernafasan menjadi lebih
cepat dan lebih dalam.
Asidosis Respiratorik

30. b. Penyebab
Asidosis respiratorik terjadi jika paru-paru tidak dapat
mengeluarkan karbondioksida secara adekuat. Hal ini dapat
terjadi pada penyakit-penyakit berat yang mempengaruhi paru-
paru, seperti:
Ø Emfisema
Ø Bronkitis kronis
Ø Pneumonia berat
Ø Edema pulmoner
Ø Asma.
Selain itu, seseorang dapat mengalami asidosis respiratorik
akibat narkotika dan obat tidur yang kuat, yang menekan
pernafasan Asidosis respiratorik dapat juga terjadi bila
penyakit-penyakit dari saraf atau otot dada menyebabkan
gangguan terhadap mekanisme pernafasan.
Asidosis Respiratorik

31. 
c. Gejala
Gejala pertama berupa sakit kepala dan rasa mengantuk. Jika keadaannya
memburuk, rasa mengantuk akan berlanjut menjadi stupor (penurunan
kesadaran) dan koma. Stupor dan koma dapat terjadi dalam beberapa saat
jika pernafasan terhenti atau jika pernafasan sangat terganggu; atau
setelah berjam-jam jika pernafasan tidak terlalu terganggu. Ginjal
berusaha untuk mengkompensasi asidosis dengan menahan bikarbonat,
namun proses ini memerlukan waktu beberapa jam bahkan beberapa hari.
d. Diagnosa
Biasanya diagnosis ditegakkan berdasarkan hasil pemeriksaan pH darah dan
pengukuran karbondioksida dari darah arteri.
e. Pengobatan
Pengobatan asidosis respiratorik bertujuan untuk meningkatkan fungsi dari
paru-paru. Obat-obatan untuk memperbaiki pernafasan bisa diberikan
kepada penderita penyakit paru-paru seperti asma dan emfisema.
Pada penderita yang mengalami gangguan pernafasan yang berat, mungkin
perlu diberikan pernafasan buatan dengan bantuan ventilator mekanik.
Asidosis Respiratorik

32. a. Pengertian
Alkalosis Respiratorik adalah suatu keadaan dimana darah menjadi basa
karena pernafasan yang cepat dan dalam, sehingga menyebabkan kadar
karbondioksida dalam darah menjadi rendah.
b. Penyebab
Pernafasan yang cepat dan dalam disebut hiperventilasi, yang
menyebabkan terlalu banyaknya jumlah karbondioksida yang dikeluarkan
dari aliran darah. Penyebab hiperventilasi yang paling sering ditemukan
adalah kecemasan. Penyebab lain dari alkalosis respiratorik adalah:
· rasa nyeri
· sirosis hati
· kadar oksigen darah yang rendah
· demam
· overdosis aspirin.
Alkalosis Respiratorik

33. c. Gejala
Alkalosis respiratorik dapat membuat penderita merasa cemas dan
dapat menyebabkan rasa gatal disekitar bibir dan wajah. Jika
keadaannya makin memburuk, bisa terjadi kejang otot dan
penurunan kesadaran.
d. Diagnosa
Diagnosis ditegakkan berdasarkan hasil pengukuran kadar
karbondioksida dalam darah arteri pH darah juga sering
meningkat.
e. Pengobatan
Biasanya satu-satunya pengobatan yang dibutuhkan adalah
memperlambat pernafasan. Jika penyebabnya adalah kecemasan,
memperlambat pernafasan bisa meredakan penyakit ini. Jika
penyebabnya adalah rasa nyeri, diberikan obat pereda nyeri.
Alkalosis Respiratorik