MENCRET

Oleh : B 06

Ketua : Nadya Hasnanda (1102010201)

Sekretaris : Widya Paramita (1102010287)

Anggota : Muhammad rachdian (1102010185) Pratama Adityabiantoro (1102010217) Prya Chairullah (1102010222)

Restu Ramadhani (1102010237)

Rizkie Arianti Putri Noor (1102010254)

Sony Novriandi (1102010271)

Yunindar Sevy Arvinta (1102010303)

Toharudin (1102008255)

UNIVERSITAS YARSI

FAKULTAS KEDOKTERAN

TAHUN PELAJARAN 2010 - 2011

MENCRET

Seorang 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, pernapasan 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 dan 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 mmmHg)

HC,O : 18 mEq/l (normal : 21-25 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 130mEq/l dan klorida 102 mEq/l. Kesannya : terdapat gangguan keseimbangan asam basa berupa asidosis metabolik, dengan anion gap yang normal.

Sasaran Belajar

LI.1Memahami pengertian dan klasifikasi asam dan basaLO.1.1 Menjelaskan pengertian asam dan basa

1.2 Menjelaskan klasifikasi asam dan basa1.3 Menjelaskan reaksi – reaksi asam dan basa

LI.2 Memahami definisi dan manfaat ukuran keasaman (pH)LO.2.1 Menjelaskan definisi pH

2.2 Menjelaskan cara menentukan pH2.3Menjelaskan indicator pH2.4Menjelaskan manfaat pengukuran pH

LI.3Memahami aspek biokimia dan fisiologi keseimbangan asam basa LO.3.1 Menjelaskan definisi keseimbangan asam basa

3.2Menjelaskan faktor – faktor yang mempengaruhi kesamaan asam basa

3.3Menjelaskan mekanisme pengaturan secara biokimia dan fisiologi (sistem buffer)

LI.4 Memahami gangguan keseimbangan asam basa (asidosis metabolik) LO.4.1 Menjelaskan klasifikasi gangguan keseimbangan asam basa

4.2Menjelaskan pengertian asidosis metabolik4.3 Menjelaskan etiologi asidosis metabolik4.4 Menjelaskan manifestasi asidosis metabolik4.5 Menjelaskan pemeriksaan fisik dan LAB4.6.1Menjelaskan cara pengambilan sample, pengelolaan dan pembacaan (analisa gas darah)4.7 Menjelaskan penatalaksanaan asidosis metabolik

1. Memahami pengertian dan klasifikasi asam dan basa

LO.1.1 Menjelaskan pengertian asam basa

Asam didefinisikan sebagai zat yang dapat memberikan ion H+ ke zat lain (disebut sebagai donor proton).

Basa didefinisikan sebagai zat yang dapat menerima ion H+ dari zat lain (disebut sebagai akseptor proton).

A. MENURUT ARRHENIUS

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H + .

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH - .

Contoh:

1) HCl(aq) H+ (aq) + Cl - (aq)

2) NaOH(aq) Na+ (aq) + OH - (aq)

B. MENURUT BRONSTED-LOWRY

asam adalah zat yang dapat memberikan ion (H+) ke zat lain sebagai donor proton

basa adalah zat yang dapat menerima ion (H+) dari zat lain akseptor proton dari asam konjugatnya

C. Menurut G. N. Lewis

Basa Lewis

basa Lewis adalah donor pasangan elektron bebas, spesies berupa molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan pasangan elektron bebasnya maka digolongkan dalam basa Lewis. Contoh basa Lewis adalah ion halide ( Cl- , F-

, Br- dan I-), ammonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung N, O, atau S, senyawa golongan eter, ketone, molekul CO2 dan lain-lain. Gambar dibawah menunjukkan basa Lewis dengan pasangan elektron bebasnya.

Asam Lewis

Asam Lewis adalah aseptor pasangan elektron bebas. Contoh asam lewis adalah H+, B2H6, BF3, AlF3, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe2+, Cu2+, Zn2+, dan sebagainya. .

Reaksi asam Lewis dan basa lewis dapat dicontohkan sebagai berikut:

1.2 Menjelaskan 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,O-3., ,H-2.S,O-4., HCl,O-4. Basa kuat adalah senyawa yang terurai secara keseluruhan saat dilarutkan dalam air dan bereaksi dengan asam. Contoh NaOH, KOH, Ba(OH,)-2.

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,H-4.OH

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,O-3.,

C,H-3.COOH]basa monoprotik [NaOH, KOH] 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-2.S,O-4., H2S]

basa diprotik [Mg(OH,)-2., 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 [,H-3.P,O-4.] basa poliprotik [Al(OH)3]

1.3 Menjelaskan reaksi – reaksi asam basa

Reaksi asam dengan logamAsam dapat bereaksi dengan logam menghasilkan zat lain dan menghasilkan gas hidrogen. Contohnya adalah reaksi antara asam sulfat dengan logam magnesium.

Reaksi asam dengan senyawa karbonat

Asam dapat bereaksi dengan senyawa karbonat menghasilkan zat lain, gas CO2 dan air. Sebagai contoh, reaksi antara kalsium karbonat dengan larutan HCl. Pada reaksi ini terbentuklah kalsium klorida.

Reaksi asam dengan oksida logam

Asam dapat bereaksi dengan oksida logam menghasilkan zat lain dan air. Sebagai contoh, reaksi antara asam sulfat dengan tembaga oksida.

2. Memahami definisi dan manfaat ukuran keasaman (pH)2.1 Menjelaskan 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.

Memahami perhitungan pH.

- 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

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)

2.2 Menjelaskan cara menentukan pH

* 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.

2.3Menjelaskan indikator pH

Lakmus

Lakmus adalah asam lemah. Lakmus memiliki molekul yang

sungguh rumit yang akan kita sederhanakan menjadi HLit. "H"

adalah proton yang dapat diberikan kepada yang lain. "Lit"

adalah molekul asam lemah.

Tidak dapat dipungkiri bahwa akan terjadi kesetimbangan ketika

asam ini dilarutkan dalam air. Pengambilan versi yang

disederhanakan kesetimbangan ini:

Lakmus yang tidak terionisasi adalah merah, ketika terionisasi

adalah biru.

Gunakan Prinsip Le Chatelier untuk menemukan yang terjadi

jika menambahkan ion hidroksida atau beberapa ion hidrogen

yang lebih banyak pada kesetimbangan.

Penambahan ion hidroksida:

Penambahan ion hidrogen:

Jika konsentrasi Hlit dan Lit- sebanding:

Pada beberapa titik selama terjadi pergerakan posisi

kesetimbangan, konsentrasi dari kedua warna akan menjadi

sebanding. Warna yang anda lihat merupakan pencampuran dari

keduanya.

Membubuhkan tanda kutip disekitar kata "netral" adalah bahwa

tidak terdapat alasan yang tepat kedua konsentrasi menjadi

sebanding pada pH 7. Untuk lakmus, terjadi perbandingan

warna mendekati 50 / 50 pada saat pH 7 – hal itulah yang

menjadi alasan kenapa lakmus banyak digunakan Jingga metil

(Methyl orange)

Jingga metil adalah salah satu indikator yang banyak digunakan dalam titrasi. Pada larutan yang bersifat basa, jingga metil berwarna kuning dan strukturnya adalah:

Pada faktanya, ion hidrogen tertarik pada salah satu ion nitrogen pada ikatan rangkap nitrogen-nitrogen untuk memberikan struktur yang dapat dituliskan seperti berikut ini:

Memiliki kesetimbangan yang sama antara dua bentuk jingga metil seperti pada kasus lakmus – tetapi warnanya berbeda.

2.4Menjelaskan manfaat pengukuran pH

Dapat mengetahui pH berbagai substansi dalam tubuh

Cairan getah lambung pH 1,0 – 2,0

Urine pH 4,8 – 7,5

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 ekstraselular

3. Memahami aspek biokimia dan fisiologi keseimbangan asam basa LO.3.1 Menjelaskan definisi keseimbangan asam basa

Keseimbangan asam basa adalah keseimbangan ion hidrogen, keseimbangan antara ion [,H-+.] bebas dan [HC,O-3-−.] dalam cairan tubuh sehingga pH darah 7,35 – 7,45 atau keseimbangan tubuh yang harus dijaga kadar ion [,H-+.] bebas dalam batas normal maupun pembentukan asam maupun basa terus berlangsung dalam kehidupan.

3.2Menjelaskan faktor – faktor yang mempengaruhi kesamaan asam basa3.3Menjelaskan mekanisme pengaturan secara biokimia dan fisiologi (sistem buffer)

4. Memahami gangguan keseimbangan asam basa (asidosis metabolik) LO. 4.1 Menjelaskan klasifikasi gangguan keseimbangan asam basa

1. Asidosis Metabolik

Asidosis metabolik (kekurangan HC,O-3-−.) adalah gangguan sistemik yang ditandai dengan penurunan primer kadar bikarbonat plasma, sehingga menyebabkan terjadinya penurunan pH (peningkatan [,H-+.]). [HC,O-3-−.] ECF adalah kurang dari 22 mEq/L dan pH-nya kurang dari 7.35. Kompensasi pernapasan kemudian segera dimulai untuk menurunkan PaC,O-3.melalui hiperventilasi sehingga asidosis metabolik jarang terjadi secara akut.

- Etiologi :

Pembentukan asam yang berlebihan di dalam tubuh

Berkurangnya kadar ion HC,O-3-−. 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

Manifestasi

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.

2. 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.

Etiologi :

- Kekurangan H+ dari ECF (Muntah,penyedotan nasogastrik, diare dengan kehilangan

- klorida, diuretik, hipokalemia)

- Retensi HCO3- (Pemberian natrium bikarbonat

berlebihan, sindrom susu alkali)

Manifestasi :

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)

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.

Etiologi

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)

Manifestasi

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.

4. Alkalosis Respiratorik

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.

Etiologi :

- 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

Manifestasi

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.

4.2 Menjelaskan pengertian asidosis metabolic

Asidosis metabolik (kekurangan HC,O-3-−.) adalah gangguan sistemik yang ditandai dengan penurunan primer kadar bikarbonat plasma, sehingga menyebabkan terjadinya penurunan pH (peningkatan [,H-+.]). [HC,O-3-−.] ECF adalah kurang dari 22 mEq/L dan pH-nya kurang dari 7.35. Kompensasi pernapasan kemudian segera dimulai untuk menurunkan PaC,O-3.melalui hiperventilasi sehingga asidosis metabolik jarang terjadi secara akut.

Kadar ion HC,O-3.normal adalah sebesar 24mEq/L dan kadar normal pC,O-2. adalah 40 mmHg dengan kadar ion-H sebesar 40 nanomol/L. Penurunan kadar ion-HC,O-3.sebesar 1 mEq/L akan diikuti oleh penurunan pC,O-2.sebesar 1.2 mmHg

4.3 Menjelaskan etiologi asidosis metabolik4.4 Menjelaskan manifestasi asidosis metabolic

pH lebih dari 7,1:

1. Rasa lelah (fatique)2. Sesak nafas (Kussmaull)3. Nyeri perut4. Nyeri tulang5. Mual/muntah

pH kurang dari atau sama dengan 7,1:

1. Gejala pada pH > 7,12. Efek inotropik negative, aritmia3. Kontriksi vena perifer4. Dilatasi arteri perifer (penurunan resistensi perifer)5. Penurunan tekanan darah6. Aliran darah ke hati menurun7. Kontriksi pembuluh darah paru (pertukaran O2)

terganggu

4.5 Menjelaskan pemeriksaan fisik dan LAB4.6 Menjelaskan cara pengambilan sample, pengelolaan dan

pembacaan (analisa gas darah)4.7 Menjelaskan penatalaksanaan asidosis metabolic

Indikasi koreksi asidosis metabolik perlu diketahui dengan baik agar koreksi dapat dilakukan dengan tepat tanpa menimbulkan hal-hal yang membahayakan pasien.

Langkah Pertama adalah menetapkan berat ringannya gangguan asidosis. Gangguan disebut letal bila pH darah < 7 atau kadar ion H > 100 nmol/L. Gangguan yang perlu diperhatikan bila pH darah 7,1-7,3 atau kadar ion H antara 50-80 nmol/L

Langkah Kedua adalah menetapkan anion-gap atau bila perlu anion-gap urin untuk mengetahui dugaan etiologi asidosis metabolik. Dengan bantuan tanda klinik lain kita dengan mudah menetapkan etiologi.

Langkah Ketiga, bila dicurigai kemungkinan asidosis laktat, hitung rasio delta anion-gap dengan delta HCO3 (delta anion gap : anion gap pada pasien diperiksa dikurangi dengan median anion gap normal, delta delta HCO3: kadar HCO3 normal dikurangi dengan kadar HCO3 pasien). Bila rasio >1, asidosis disebabkan oleh asidosis laktat. Langkah ketiga ini menetapkan sampai sejauh mana koreksi dapat dilakukan.

DAFTAR PUSTAKA

http://belajarkimia.com/definisi-asam-basa-lewis/

http://sahri.ohlog.com/teori-asam-basa.oh80823.html

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

http //chem-is-try.org/pengukurankeasaaman/

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

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

http//belajarkimia.com