**Happe dissotsiatsioonikonstant** ehk **Ka** (tuntud ka kui happelisuse konstant või happe-ionisatsiooni konstant) väljendab happe kvantitatiivset tugevust lahuses.
Tegemist on tasakaalukonstandiga, mis iseloomustab happe dissotsiatsiooni hape-alus-reaktsioonis. Seda väljendatakse negatiivse kümnendlogaritmina **pKa**, kus pKa = -logKa.

Vesilahuses on tasakaal väljendatav: {\displaystyle HA+H\_{2}O=A^{-}+H\_{3}O^{+}}

Kus HA on hape ning dissotsieerub A-, mis on selle happe konjugeeritud alus, ning vesinikiooniks H+, mis kombineerub veega hüdrooniumiooniks H3O+.
HA, A- ja H3O+ on tasakaalus, kui nende kontsentratsioon ei muutu. Dissotsiatsioonikonstant kirjutatakse üldiselt tasakaalukontsentratsioonide (ühik on mol/L) jagatisena, milles kontsentratsioonid on tähistatud [HA], [A-] ja [H3O+].

{\displaystyle K\_{a}={\frac {[A^{-}][[H\_{3}O]^{+}}{[HA][H\_{2}O]}}}

Kuna vee kontsentratsioon on nii suur, et reaktsiooni lõppedes sisuliselt ei muutu, võib vee kontsentratsiooni lugeda konstantseks (välja arvatud suure happe kontsentratsiooniga vesilahustel). Võrrand lihtsustub kujule

{\displaystyle HA\leftrightarrow A^{-}+H^{+}:K\_{a}={\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}}}

See on üldine definitsioon. Praktikas on kasulikum kasutada logaritmilist konstanti **pKa**:

{\displaystyle pK\_{a}=-\log \_{10}K\_{a}}

Mida suurem on pKa väärtus, seda väiksem on dissotsiatsiooni ulatus kõigil pH väärtustel, mis tähendab, et hape on nõrgem (vaata Hendersoni-Hasselbachi võrrand). Nõrga happe pKa väärtus on vesilahuses umbes −2 kuni 12. Happed, mille pKa väärtus on alla −2 on tugevad happed, sest nende hapete dissotsiatsioon on nii ulatuslik, et mittedissotsieerunud happe kontsentratsioon ei ole enam mõõdetav. pKa väärtusi on siiski võimalik tugevatele hapetele omistada teoreetiliste arvutuste abil.
Seda definitsiooni saab laiendada ka veevabadele solventidele, näiteks atsetonitriil või dimetüülsulfoksiid. Tähistades solvendi molekul S tähega

{\displaystyle HA+S\leftrightarrow A^{-}+[SH]^{+}} : {\displaystyle K\_{a}={\frac {[A^{-}][SH^{+}]}{[HA][S]}}} 

Kui solvendi molekuli kontsentratsiooni saab võtta konstandiks, taandub võrrand lihtsustatud kujule {\displaystyle K\_{a}={\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}}} nagu eelnevalt näidatud.

Teoreetiline taust
------------------

Happe dissotsiatsioonikonstant on otseselt seotud dissotsiatsiooni reaktsiooni termodünaamikaga. pKa väärtus on proportsionaalne standard Gibbsi vabaenergia muutusele reaktsioonis. pKa väärtus muutub koos temperatuuriga ning on kvalitatiivselt mõistetav Le Chatelier' printsiibi järgi: kui reaktsioon on endotermiline, kahaneb pKa väärtus temperatuuri kasvades ning vastupidine kehtib eksotermiliste reaktsioonide puhul.

pKa väärtus sõltub oluliselt ka molekuli struktuurist. Linus Pauling pakkus kaks reeglit välja: üks järjestikustele pKa väärtustele mitmeprotoonsete hapete puhul ning teine, mis hindaks pKa väärtust hapnikhapetele nende =O- ja –OH-rühma arvukuse põhjal. Teised happelise dissotsiatsioonikonstanti mõjutavad tegurid on induktiivjõud, resonants, statistilised efektid ja vesiniksidemed. Hammetti tüüpi võrrandeid on korduvalt kasutatud pKa väärtuste hindamiseks.

Aluste ja hapete arvulist käitumist lahustes on võimalik määrata alles pKa väärtuse teadmisel. Nimelt saab lahuse pH väärtust ennustada, kui analüütilised kontsentratsioonid ning pKa väärtused kõikidele hapetele ja alustele on teada. Vastupidi on võimalik arvutada tasakaalukontsentratsioone lahuses, kui pH on teada. Neid arvutusi kasutatakse bioloogias, keemias, geoloogias ning meditsiinis. Näiteks paljud ühendid ravimites on nõrgad happed või alused ning teades oktanooli-vee jaotuskoefitsienti, on võimalik ennustada, kui palju ravimist jõuab verre.
Hapete dissotsiatsioonikonstandid on olulised ka veekeemias ning ookeani uurimisel, kus vee happelisus mängib suurt rolli. Elusorganismides sõltuvad happe-aluse homöostaas ning ensüümkineetika organismis asuvate hapete ja aluste pKa väärtustest. Keemias on pKa oluline puhverlahuste valmistamisel.
Eksperimentaalselt on võimalik pKa määrata potentsiomeetriliselt (pH) tiitrimise abil, kuid väärtused alla 2 ja üle 11 vajavad spektrofotomeetrilist või tuumamagnetresonants meetodiga määramist, kuna pH määramine praktiliselt võib olla keeruline.

Definitsioonid
--------------

Svante Arrheniuse esialgse definitsiooni järgi on hape ühend, mis vees lahutudes dissotsieerub ning eraldub vesinikioon H+:

{\displaystyle HA\leftrightarrow A^{-}+H^{+}}
Tasakaalukonstant sellele reaktsioonile on tuntud kui dissotsiatsioonikonstant. Vaba vesinikioon liitub vee molekulile, et moodustada hüdrooniumioon H3O+, seetõttu pakkus Arrhenius hiljem välja, et reaktsiooni võiks kujutada hape-alus-reaktsioonina:

{\displaystyle HA+H\_{2}O\leftrightarrow A^{-}+H\_{3}O^{+}}

Äädikhape loovutab oma prootoni (vesinikuiooni) veele. Tekib tasakaaluline reaktsioon, mille saadusteks on atsetaatioon ja hüdrooniumioon. Punased aatomid on hapnikud, mustad süsinikud ning valged ja roheline vesinikud (loovutatakse reaktsioonis)
Johannes Nicolaus Brǿnsted ja Martin Lowry üldistasid teooriat ainult prootonite vahetusreaktsiooniks:

alus + hape ⇌ konjugeeritud hape + konjugeeritud alus

Hape jääb prootonist ilma ja tekib konjugeeritud alus. Alusele liitub prooton ja tekib konjugeeritud hape. Vesilahuses on happe HA puhul vesi aluseks. Konjugeeritud alus on A- ja konjugeeritud hape on hüdrooniumioon. Brǿnstedi-Lowry definitsioon kehtib ka teistele lahustitele, nagu näiteks dimetüülsulfoksiid. Lahusti S käitub alusena ja võtab prootoni omaks. Tekib konjugeeritud hape SH+:

{\displaystyle HA+S\leftrightarrow A^{-}+SH^{+}}

Vesilahustes kasutatakse H+ tähist sageli hüdrooniumiooni lühendina, selle asemel et prootonit tähistada.
See, kas hape või alus on konjugeeritud või mitte, oleneb reaktsiooni käigust ja suunast. Konjugeeritud hape BH+ võib dissotsieeruda

{\displaystyle BH^{+}+OH^{-}\leftrightarrow B+H\_{2}O}

Mis toimub vastupidises suunas reaktsioonile H2O (hape) + B(alus) ⇌ OH- (konjugeeritud alus) + BH+(konjugeeritud hape).

Hüdroksiidioon OH-, mis on tuntud alus, on seega konjugeeritud alus veele, mis käitub selles reaktsioonis happena. Vesi võib käituda ka alusena, siis tekib mõne happe dissotsieerumise tulemusel happe konjugeeritud alus ja hüdrooniumioon H3O+. Seetõttu vaadatakse happeid ja aluseid vastavalt prootoni doonorite ja prootoni aktseptoritena.

Veel laiem definitsioon happe dissotsiatsioonist hõlmab ka hüdrolüüsi, millest saadakse prootoneid vee molekuli lõhkumisel. Näiteks boorhape (B(OH)3) reageerimisel veega tekib hüdrooniumioon nagu tegemist oleks prootoni doonoriga, kuid Ramani spektroskoopia on kinnitanud, et tegemist on hüdrolüüsi tasakaaluga:
{\displaystyle B(OH)\_{3}+2H\_{2}O\leftrightarrow B(OH)\_{4}^{-}+H\_{3}O^{+}}

Lewise esialgse definitsiooni järgi on happed ühendid, mis aktsepteerivad elektronpaari, et moodustada koordinatiivset kovalentset sidet.

Rakendused ja olulisus
----------------------

### Indikaatorid

Indikaator on nõrk hape või alus, mis muudab oma värvi pH ülemineku alas, mis on umbes pKa± 1. Universaalindikaatori valmistamisel on oluline, et ainete pKa väärtused erineksid umbes kahe võrra, et nende üleminekud kattuksid natuke.

### Puhverlahused

pKa väärtused on kasulikud puhverlahuste loomisel. Kui on vaja spetsiifilise pH väärtusega puhverlahust, on kõige lihtsam lähtuda Hendersoni-Hasselbachi võrrandist:

{\displaystyle pH=pK\_{a}+log{\frac {[konjugeeritudalus]}{[hape]}}}

Kui happe ja selle konjugeeritud aluse kontsentratsioonid on võrdsed, on viimase liikme väärtus null ning pH ~ pKa.
Seega on kõige lihtsam leida nõrka hapet, mille pKa väärtus on lähedane vajalikule pH väärtusele. See mitte ainult ei anna korrektset pH väärtust, vaid garanteerib ka puhversüsteemi efektiivsuse, mille üheks tingimuseks on happe ja selle konjugeeritud aluse sarnased kontsentratsioonid.

Puhverlahused on kasulikud ka analüütilises keemias. Neid kasutatakse siis, kui on vaja mingit kindlat pH väärtust. Võrreldes tavalise vesilahusega muutub puhverlahuse pH väikese koguse happe või aluse lisamisel vähe. Lihtsa lahuse puhvermahtuvus on suurim, kui pH=pKa. Happe-aluse ekstraheerimisel saab optimeerida ekstraheerimise efektiivsust orgaanilises faasis (näiteks eeter) sobiliku puhvri lisamisel vee faasi, et muuta pH väärtust. Optimaalse pH juures on elektriliselt neutraalsete ühendite kontsentratsioon maksimaalne: ühend lahustub paremini orgaanilises lahuses kui vees, kuna orgaanilisel ühendil on madalam dielektriline läbitavuse konstant. Seda võtet kasutatakse nõrkade aluste ja hapete puhastamisel.

### Biokeemia

pKa väärtuste teadmine on kvantitatiivsetel arvutustel oluline süsteemides, kus esineb aluse-happe tasakaal. Paljud rakendused on olemas biokeemias; näiteks valkude ja nende külgrühmade pKa väärtused mõjutavad oluliselt ensüümide aktiivsust ning valkude stabiilsust. Valkude pKa väärtusi ei ole võimalik alati otse määrata, kuid neid saab määrata arvutuslikel meetoditel. Puhverlahuseid kasutatakse rohkelt, et viia lahused füsioloogilise lahuse pH lähedale. Nõnda saab uurida biokeemilisi reaktsioone. Lahuseid valmistatakse nendes sisalduvate ühendite pKa väärtusi arvestades. Puhverdamine on oluline happe-aluse füsioloogias ja happe-aluse homöostaasis ning on abiks häirete uurimisel, näiteks happe-alus tasakaalutuse puhul. Isoelektriline punkt on molekulis sisalduvate pKa funktsioon, mis tõttu see on igal molekulil erinev. See võimaldab kasutada isoelektrilist fokuseerimist, mis on meetod valkude eraldamiseks 2-D geeli polüakrüülamiid geelelektroforeesil.

### Farmakoloogia

Farmakoloogias mõjutab ionisatsioon (sõltub pKa väärtusest) ühendi aktiivsust veres ja mõjuaega. Näiteks lokaaltuimesti lidokaiin (pKa=7,74) on koe pH 7,4 juures 65% ioniseeritud ning 35% ioniseerimata. Tetrakaiin (pKa=8,6) on sellise pH väärtuse puhul 95% ioniseeritud ja 5% ioniseerimata. Nii *in vivo* ja *in vitro* meetodil uuringud on tõestanud, et lidokaiini toime mõju on tunduvalt kiirem. Seega mõjutab pKa otseselt ravimi inimkehale mõjumist.

Viited
------

1. 1 2  Kellner, R.; Mermet, J.-M.; Otto, M; Widmer, H. M.; *Analytical Chemistry* ISBN 3-527-28610-1
2. 1 2  Atkins,P.; Overton T.; Rourke J.; Weller, M.; Armstrong F.; *Inorganic Chemistry* ISBN 978-0199236176
3. ↑  Perrin, D. D.; Dempsey, B.; Serjeant, E. P.; *pKa Prediction for Organic Acids and Bases* DOI:10.1007/978-94-009-5883-8 ISBN 978-94-009-5883-8
4. ↑  Fraczkiewicz, R.; *In silico Prediction of Ionazation* DOI:10.1016/B978-0-12-409547-2.02610-X
5. 1 2  Beynon, R. J.; Easterby, J. S.; *Buffer Solutions* ISBN 9780199634422
6. ↑  Szakács, Z.; Hägele, G.; *Accurate determination of low pKa values by 1H NMR titration* DOI:10.1016/j.talanta.2003.10.007
7. ↑  Headrick, J. M; Diken, E. G.; Walters, R. S.; Hammer, N. I.; Christie, R. A.; Cui, J.; Myshakin, E. M.; Duncan, M. A.; Johnson, M. A.; Jordan, K. D.; *Spectral Signature of Hydrated Proton Vibrations in Water Clusters* DOI:10.1126/science.1113094
8. ↑  Śmiechowski, M.; Stangret, J.; *Proton hydration in aqueous solution:Fourier transform infrared studies of HDO spectra* DOI:10.1063/1.2374891
9. ↑  Goldberg, R. N.; Kishore, N; Lennen, R. M.; *Thermodynamic Quantities of Ionization Reactions of Buffers* DOI:10.1063/1.1416902
10. 1 2  Chang, R.; College, W.; *General Chemistry: Essential Concepts* ISBN 0072828382
11. ↑  Nielsen, J. E.; McCammon, J. A.; *Calculating pKa values in active enzyme sites* DOI:10.1110/ps.03114903
12. ↑  Yang, A.-S.; Honig, B.; *On the pH dependece of Protein Stability* DOI:10.1006/jmbi.1993.1294
13. ↑  Garfin, D. E.; *Isoelectric focusing*
14. ↑  Covino, B. G.; *Pharmacology of Local Anesthetic Agents* DOI:10.1007/978-94-009-4251-6\_2