Happe dissotsiatsioonikonstant

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: formula_1
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+].
formula_2
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
formula_3
See on üldine definitsioon. Praktikas on kasulikum kasutada logaritmilist konstanti pKa:
formula_4
Mida suurem on pKa väärtus, seda väiksem on dissotsiatsiooni ulatus kõigil [[Vesinikeksponent|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 [[Lahusti|solventidele]], näiteks atsetonitriil või dimetüülsulfoksiid. Tähistades solvendi molekul S tähega
formula_5 : formula_6 
Kui solvendi molekuli kontsentratsiooni saab võtta [[Konstant|konstandiks]], taandub võrrand lihtsustatud kujule formula_7 nagu eelnevalt näidatud.
Teoreetiline taust.
Happe dissotsiatsioonikonstant on otseselt seotud dissotsiatsiooni reaktsiooni [[termodünaamika]]ga. pKa väärtus on proportsionaalne standard [[Gibbsi vabaenergia]] muutusele reaktsioonis. pKa väärtus muutub koos temperatuuriga ning on kvalitatiivselt mõistetav [[Le Chatelier' printsiip|Le Chatelier' printsiibi]] järgi: kui reaktsioon on [[Endotermiline reaktsioon|endotermiline]], kahaneb pKa väärtus temperatuuri kasvades ning vastupidine kehtib [[Eksotermiline reaktsioon|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 [[Van der Waalsi jõud#Dipool-dipool-vastastikmõju|induktiivjõud]], [[Resonants (keemia)|resonants]], statistilised efektid ja [[vesinikside]]med. [[Hammetti võrrand|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 [[puhverlahus]]te valmistamisel.
Eksperimentaalselt on võimalik pKa määrata potentsiomeetriliselt (pH) tiitrimise abil, kuid väärtused alla 2 ja üle 11 vajavad [[Spektrofotomeetria|spektrofotomeetrilist]] või [[Tuumamagnetresonantsspektroskoopia|tuumamagnetresonants]] meetodiga määramist, kuna pH määramine praktiliselt võib olla keeruline.
Definitsioonid.
[[Svante Arrhenius]]e esialgse definitsiooni järgi on hape ühend, mis vees lahutudes dissotsieerub ning eraldub vesinikioon H+:
formula_8
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:
formula_9
[[Pilt:Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png|pisi|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+:
formula_10
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
formula_11
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 [[hüdrolüüs]]i, millest saadakse prootoneid vee molekuli lõhkumisel. Näiteks boorhape (B(OH)3) reageerimisel veega tekib hüdrooniumioon nagu tegemist oleks prootoni doonoriga, kuid [[Ramani hajumine#Raman spektroskoopia|Ramani spektroskoopia]] on kinnitanud, et tegemist on hüdrolüüsi tasakaaluga:
formula_12
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:
formula_13
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 [[Ekstraktsioon|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 läbitavus]]e 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 [[ensüüm]]ide aktiivsust ning [[valk]]ude stabiilsust. Valkude pKa väärtusi ei ole võimalik alati otse määrata, kuid neid saab määrata arvutuslikel meetoditel. Puhverlahuseid kasutatakse rohkelt, et viia lahused [[Füsioloogiline lahus|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 [[Geelelektroforees#Polüakrüülamiid|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.
[[Kategooria:Analüütiline keemia]]