Vesi (0)

VESI 
 
Vee struktuur ja omadused 
 
 
Tänu meie igapäevasele kogemusele tunduvad vee omadused meile tavalised , keemiliste 
ühendite hulgas on vesi aga üks ebatavalisemaid. Tabel 3.1 toob võrdlevalt välja vee ja mõnede 
sarnase molekulmassiga ühendite füüsikalised omadused. Enamikul sarnastel 
madalmolekulaarsetel ühenditel on madal keemispunkt ja nad on normaalrõhul ja 
toatemperatuuril gaasilised ained. Mis teeb vee nii eriskummaliseks? Vastus peitub 
veemolekulide omaduses  moodustada omavahel vesiniksidemeid.  
 
Veemolekuli elektronstruktuur on skemaatiliselt toodud joonisel 3.1 a. Hapnikuaatomi 
kuuest välise elektronkihi orbitaalidel paiknevast elektronist kaks on kaasatud kovalentsete 
sidemete moodustamisse kahe vesinikuaatomiga. Ülejäänud neli elektroni esinevad kahe vaba 
elektronpaarina ja need elektronpaarid on suurepärased vesiniksideme aktseptorid. Samas 
käituvad veemolekuli koostises olevad –OH rühmad kui vesiniksideme doonorid. Seega on iga 
veemolekul ühtlasi nii vesiniksideme aktseptoriks kui ka doonoriks ja vesi koosnebki omavahel 
vesiniksidemetega ühendatud veemolekulide võrgustikust (joonis 3.1b). Sellest tulenevalt 
( vesiniksidemete lõhkumiseks kulub energia) ongi veel oma molekuli suurust arvestades 
erakordselt kõrge keemistemperatuur ja suur aurustumissoojus (tabel 3.1). Tulenevalt kõrgest 
keemistemperatuurist on vesi enamikus Maa pinnal valitsevast temperatuurivahemikust vedelas 
olekus.  
 
Vee üleminekuga tahkesse faasi (jäätumine) kaasneb veemolekulide vaheliste 
vesiniksidemete korrapära kasv. Jäätumise tulemusena moodustub jäik tetraeedriline 
molekulaarne võre, kus iga veemolekul on vesiniksidemete kaudu ühendatud nelja naaber 
veemolekuliga (joonis 3.2a). Jää sulamisel laguneb molekulaarne võre ainult osaliselt ja teatud 
korrapära säilib ka isegi vedelas olekus ja suhteliselt kõrgetel temperatuuridel. Vee struktuuri 
võib vaadelda pidevalt vahelduvate vesiniksidemete kaudu ühendatud veemolekulide 
kogumitena, „vahelduvate klastritena”, kus on säilinud osaliselt jää kristallvõre jäänukid, mis on 
molekulide soojusliikumise tõttu pidevas katkemise ja reformeerumise protsessis (joonis 3.2c). 
Jää kristallvõre küllaltki „avatud” struktuurist tuleneb veel üks vee omapära. Jää sulamisel saavad 
veemolekulid asetseda teineteisele lähemal ja seetõttu on vee tihedus (erinevalt enamikust 
keemilistest ühenditest) vedelas olekus suurem kui tahkes olekus. See vee omadus on kriitiline 
elu eksisteerimise seisukohast Maal. Kui vesi oleks oma omadustelt sarnane enamikule ainetele ja 
omaks tahkes faasis suuremat tihedust kui vedelas, siis vajuks veekogu pinnale tekkiv jää põhja. 
Seal, isoleeritult ülemiste kihtide poolt, hakkaks jää aegade jooksul akumuleeruma põhjustades ka 
suurte veekogude täielikku läbikülmumist.  
 
Ka teised vee eripärad (tabel 3.2) on seletatavad lähtudes vee molekulaarsest struktuurist. 
Erinevalt enamikust orgaanilistest vedelikest on vesi kõrge viskoossusega. Vee kõrge viskoossus  
tuleneb vees esinevatest eelpool mainitud vahelduvatest vesiniksidemete vahendatud 
korrapärastest struktuuridest. Nii imelikult kui see ka ühe vedeliku kohta ei kõla, tuleb öelda, et 
vesi on struktuuriga vedelik. Kohesiivsus (molekulaarjõudude poolt põhjustatud seos ühe ja sama 
aine molekulide vahel) on  vastutav ka vee suure pindpinevuse eest. Lisaks on veemolekuli 
polaarsusest tingitud ka vee kõrge dielektriline konstant, D = ca 80 (näitab, mitu korda on 
elektrostaatiline interaktsioon vees nõrgem kui vaakumis ). Kõrge dielektriline konstant ütleb 
meile, et veemolekuli dipoolid on võimelised efektiivselt varjestama vesikeskkonnas paiknevaid 
laenguid.  
 
 
 
 
 
 
1
Vesi kui solvent  
 
 
Eluprotsesside toimimine nõuab, et osavõtvad molekulid saaks vabalt ringi liikuda . 
Selleks peavad nad olema lahustunud kujul. Vesi on universaalne solvent (lahusti) nii raku sise- 
kui väliskeskkonnas. Vee kui solvendi omaduste eest vastutavad kaks juba eelpoolmainitud 
veemolekulide omadust: võime moodustada vesiniksidemeid ja polaarne iseloom. Aineid, mis 
interakteeruvad veemolekulidega ja lahustuvad vees hästi, nimetatakse hüdrofiilseteks (vett 
armastav) aineteks . 
 
Hüdrofiilsed molekulid vesilahuses 
 
 
Molekulid, mis sisaldavad vesiniksideme moodustumist võimaldavaid funktsionaalseid 
rühmi, kalduvad moodustama vesiniksidemeid vee molekulidega. Funktsionaalrühmad, mis 
soosivad vees lahustumist on näiteks karboksüül, karbonüül, hüdroksüül, amino, karbamoüül, 
sulfhüdrüül jne. Kui ained, mis sisaldavad intramolekulaarseid (molekulisiseseid) 
vesiniksidemeid vees lahustada, siis võivad osad (või kõik) intramolekulaarsed vesiniksidemed  
asenduda vesiniksidemetega veemolekulide osalusel.  
 
Kuid vees ei lahustu mitte ainult vesiniksidemete doonorid ja aktseptorid. Erinevalt 
enamikust orgaanilistest solventidest on vesi heaks lahustiks ioonsetele ühenditele. Näiteks 
söögisool NaCl, mis esineb tahkel kujul stabiilse ioonvõrega kristallina, lahustub vees hästi. 
Vastus peitub veemolekulide polaarsuses. Veemolekulide dipoolid interakteeruvad katioonide ja 
anioonidega põhjustades viimaste hüdraatumist. Hüdraatunud ioon  on ümbritsetud veemolekulide 
kihtide poolt (hüdratatsiooni kihid ) (joonis 3.3). Paljude ioonsete ühendite nagu NaCl vees 
lahustuvus on tagatud kahe faktori poolt. Esiteks on hüdratatsioonikihtide moodustumine 
energeetiliselt soodne. Teiseks, nähtuvalt vee kõrgest dielektrilisest konstandist varjestab vesi 
efektiivselt laenguid ja seega on ioonilist kristalli koos hoidvad elektrostaatilised interaktsioonid  
vesikeskkonnas oluliselt nõrgestatud. Veemolekulide polaarse iseloomu tõttu lahustuvad vees ka 
sellised mitteioonsed kuid polaarsed orgaanilised ühendid nagu amiidid, fenoolid  ja estrid.  
 
Hüdrofoobsed molekulid vesilahuses 
 
 
Hüdrofiilsete molekulide vees lahustuvus põhines nende energeetiliselt soodsal 
interaktsioonil veemolekulidega. Seega pole üllatav, et ühendid nagu süsivesinikud, mis ei ole 
võimelised moodustama vesiniksidemeid ja ei ole ka polaarsed, lahustuvad vees ainult väga 
piiratud koguses. Selliseid molekule nimetatakse hüdrofoobseteks (vett kartvad). Erinevalt 
hüdrofiilsetest molekulidest ei moodustu hüdrofoobsete molekulide ümber hüdratatsiooni kihti. 
Vette asetatud hüdrofoobse molekuli ümber tekib hoopis veemolekulidest regulaarne , jää-sarnane 
klatraatstruktuur, mis moodustab hüdrofoobse molekuli ümber nii öelda „puuri”. Hüdrofoobset 
molekuli ümbritsev klatraatstruktuur võib olla küllaltki ulatuslik ja põhjustab lokaalset 
organiseerituse kasvu vee struktuuris. Igasugusele korrapära kasvule vastab süsteemi madalam 
entroopia nii, et hüdrofoobse molekuli asetamine vette põhjustab vee entroopia languse (ΔS on 
negatiivne ja -TΔS on positiivne ning see teeb ΔG positiivseks). Vee entroopia langus on üheks 
hüdrofoobsete molekulide lahustumatuse põhjuseks, isevooluliselt tahaksid veemolekulid olla 
võimalikult organiseerimata ehk juhuslikult. Vee entroopia langus on ka üheks põhjuseks, miks 
hüdrofoobsed molekulid omavad vesilahuses tendentsi agregeeruda. Õli vette asetamisel ja 
loksutamisel tekivad vette õlitilgad. Ühe suure tilga ümber moodustunud veemolekulide klatraadi 
tekkega kaasneb väiksem korrapära kasv kui on kahe väiksema tilga ümber moodustunud 
klatraatide põhjustatud summaarne korrapära kasv. Teisisõnu öeldes, vette asetatud hüdrofoobne 
aine püüab minimiseerida oma pindala ehk minimiseerida kontakti veega. Kõikvõimalikest 
geomeetrilistest kujunditest omab antud ruumala juures kõige väiksemat pindala kera ja seetõttu 
püüavadki vette asetatud hüdrofoobsed ained võtta kera kuju.  
 
2
 
Amfipaatsed molekulid vesilahuses 
 
 
Ühe olulise ja huvitava ühendite klassi moodustavad ühendid, millel on samaaegselt nii 
hüdrofiilsed kui hüdrofoobsed omadused. Selliseid ühendeid nimetatakse amfipaatseteks. 
Tüüpilisteks amfipaatseteks ühenditeks on  rasvhapped ja detergendid (joonis 3.4). Amfipaatse 
rasvhappemolekuli hüdrofiilset osa nimetatakse peaks ja hüdrofoobset osa sabaks. Sabaks on tihti 
pikk süsivesinikahel. Amfipaatsete ühendite segunemisel veega võivad neist moodustuda 
erinevad struktuurid . Esiteks võivad nad vee pinnale moodustada monomolekulaarse n.ö. 
üksikkihi, kus pea osad on kontaktis  veega ja sabad ulatuvad veest välja. Kui amfipaatse ühendi 
ja vee segu hoolega loksutada , siis võivad moodustuda kerajad struktuurid nagu mitsellid ja 
kahekihilised vesiikulid. Mitsellid on molekulide üksikkihist koosnevad kerajad struktuurid, mille 
sisemusse jäävad amfipaatsete molekulide sabad,  kusjuures pead asetsevad kera välispinnal ja on 
kontaktis veega. Kahekihiliste vesiikulite puhul on kerajas struktuur moodustunud amfipaatsete 
molekulide kaksikkihist ja osa veemolekule on kera sees „lõksus”. Soodustamaks omavahelisi 
van der Waalsi interaktsioone püüavad  hüdrofoobsed süsivesinik sabad alati hoiduda teineteisele 
nii lähestikku kui võimalik. Polaarsed või ioniseeritud pead aga on kontaktis veega, kus nad on 
hüdrateeritud kujul. Biokeemia seisukohast kõige olulisem on amfipaatsete molekulide osalemine 
bioloogiliste membraanstruktuuride moodustamisel. Bioloogiliste membraanide kaksikkihid, mis 
ümbritsevad rakke ja rakusiseseid organelle, koosnevad valdavalt amfipaatsetest molekulidest.   
 
Ioontasakaalud 
 
 
Väljaarvatud mõningad membraanide hüdrofoobses sisekeskkonnas aset leidvad 
reaktsioonid, toimuvad kõik biokeemilised reaktsioonid vesikeskkonnas. Rakus ja ka rakuvälises 
vesikeskkonnas esinevad ioonid  nagu K+, Cl- ja Mg2+, aga ka paljud molekulid ja makromolekulid 
mis sisaldavad ioniseeritavaid gruppe. Nende ühendite käitumine biokeemilistes reaktsioonides ja 
protsessides on tihtipeale otseselt määratud nende kooseisus olevate ioniseeritavate gruppide 
ioniseerituse vormiga . Järgnevalt vaatamegi ioontasakaalu mõningaid aspekte keskendudes 
eeskätt happe-aluse vahelisele tasakaalule. Kogu järgnev jutt käib vesilahuste kohta. 
 
Happed ja alused: prootoni doonorid ja aktseptorid 
 
 
Brønstedi hapete ja aluste teooria järgi on happed ühendid, millel on  kalduvus loovutada 
prootonit ja alused on ained, millel on kalduvus liita prootonit. Keemias on kasutuses veel üks 
üldisem happe-aluse teooria (Lewise teooria) kuid kuna biokeemias on enamik happeid ja aluseid 
just Brønstedi happed ja alused, siis jääme me selle teooria raamesse. Tugev hape dissotsieerub 
peaaegu täielikult prootoniteks ja vastavateks anioonideks. Näiteks on HCl peaaegu täielikult 
dissotsieerunud H+ ja Cl- ioonideks ja seeläbi tekkinud H+ ioonide hulk vastab HCl hulgale. 
Sarnaselt on NaOH tugev alus, kuna ta ioniseerub täielikult Na+ ja OH- ioonideks, viimased on 
aga väga tugevad prootoni aktseptorid.  
 
Siiski on enamik biokeemias ette tulevatest hapetest ja alustest nõrgad happed ja nõrgad 
alused, mis dissotsieeruvad ainult osaliselt. Nõrga happe vesilahuses esineb alati tasakaal happe ja 
vastava konjugeeritud aluse vahel. Konjugeeritud alus on ühend, mis tekib vastavast happest  
prootoni loovutamise tagajärjel. Kui konjugeeritud alus liidab prootoni, siis tekib tagasi algne 
hape. Mõningad nõrkade hapete esindajad koos vastavate konjugeeritud alustega on toodud 
tabelis 3.3.  
 
Tabelis 3.3 toodud happed varieeruvad suuresti oma happe tugevuse poolest, s.t. oma 
tendentsilt loovutada prootonit. Happe tugevust iseloomustab tema dissotsiatsioonikonstant Ka ja 
selle negatiivne kümnendlogaritm pKa. Mida tugevam on hape, seda nõrgem alus on vastav 
 
3
(temast tekkinud) konjugeeritud alus ehk mida kergemini loovutab hape prootoni, seda viletsam 
prootoni aktseptor on ka vastav konjugeeritud alus.  
 
Vee ionisatsioon, vee ioonkorrutis 
 
 
Kuigi vesi on oma põhiolemuselt neutraalne  ühend omab ta siiski kerget tendentsi 
loovutada prootonit. Tegelikult võib vesi käituda samaaegselt nii väga nõrga happe kui väga 
nõrga alusena (mitte segi ajada konjugeeritud alusega). Kõige paremini tuleb see ilmsiks kui me 
vaatame ionisatsioonireaktsiooni toimuvana nii, et üks veemolekul annab prootoni üle teisele 
veemolekulile. Tulemuseks on hüdrooniumiooni H3O+ ja hüdroksüüliooni OH- moodustumine. 
Seega võib vesi käituda nii prootoni  doonori  kui aktseptorina: 
 
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-                                                           (3.1) 
 
See on siiski lihtsustatud vaatenurk kuna ülekantav prooton võib olla assotsieerunud erinevate 
veemolekulide klastritega moodustades ioone üldvalemiga H
5O2 , H7O3  jne. Vesilahuses on 
prooton äärmiselt mobiilne ja positiivne laeng hüppab ühelt veemolekulilt teisele keskmiselt 
ligikaudu iga 10-15 sekundi järel. Kuigi prooton ei esine vesilahuses kunagi H+ kujul  piisab  
praktilisteks rakendusteks ka ionisatsiooni vaatlemisest lihtsustatud kujul. Enamasti on täiesti 
piisav kui kirjutame vee ionisatsiooni üles järgmiselt: 
 
H2O ↔ H+ + OH-                                                                          (3.2)  
 
Siin on soovitav siiski meeles pidada, et vesilahuses ei ole prooton kunagi eraldiseisev vaid kui 
me räägime prootonist vesilahuses, siis me mõtleme hüdreeritud prootonit. Eeltoodud tasakaal on 
kirjeldatav tasakaalukonstandi  K abil: 
 
K = [H+][OH-]/[H2O]                                                                     (3.3) 
 
Vee kontsentratsioon on alati ligikaudu  konstantne suurus, ligikaudu 55,6 M. Meenutame, et 
molaarne kontsentratsioon on aine moolide arv ühes liitris lahuses (mol/l ehk M). Kuna vee 
molaarmass on 18 g/mol ja tihedus ca 1000 g/l, siis on ühes liitris ehk 1000 grammis 1000/18 = 
55,6 mooli vee molekule, mis võrdubki vee molaarse  kontsentratsiooniga . Võttes võrrandis 3.3 
konstantsed liikmed kokku saame uue konstandi, Kw = K [H2O], mida nimetatakse vee 
ioonkorrutiseks. Asendades Kw võrrandisse 3.3 saame: 
 
Kw = [H+][OH-] = 1 x 10-14 M2  (t = 25ºC)                                     (3.4) 
 
Kuna vee ioonkorrutis Kw on konstantne suurus (konstantsel temperatuuril), siis ei saa vesilahuses 
[H+] ja [OH-] varieeruda teineteisest sõltumatult. Kui me muudame kas [H+] või [OH-] lisades 
vette kas hapet või alust, siis peavad [H+] ja [OH-]  muutuma kooskõlastatult. Kui üks kasvab, siis 
teine peab vähenema vastavalt nii, et nende korrutis oleks alati jääv (Kw). Kõrge vesinikioonide 
kontsentratsiooniga [H+] lahuses on madal hüdroksüülioonide kontsentratsioon [OH-] ja 
vastupidi.  
 
Kui me vaatame puhast vett, kuhu pole lisatud ei happelisi ega aluselisi ühendeid, siis 
peavad kõik H+ ja OH- ioonid pärinema vee dissotsiatsioonist, järelikult: 
 
[H+] = [OH-] = √10-14 M2  = 1 x 10-7 M   (kui t = 25ºC)               (3.5) 
 
 
4
Lahuse kohta, kus [H+] = [OH-] öeldakse, et lahus on neutraalne, s.t. et lahus pole ei happeline 
ega aluseline. Kuna Kw sõltub temperatuurist, siis ei ole neutraalses lahuses alati [H+] = [OH-] = 
1,0 x 10-7 M. Näiteks 37ºC juures on neutraalses lahuses [H+] = [OH-] = 1,6 x 10-7 M.  
 
pH, füsioloogiline pH vahemik 
 
Vältimaks ebamugavat negatiivsete 10 astendajatega opereerimist avaldatakse vesinikioonide 
kontsentratsioon pH kaudu. pH on defineeritud järgnevalt: 
 
pH = -log [H+]                                                                              (3.6) 
 
Rangemalt võttes on pH defineeritud kui negatiivne kümnendlogaritm vesinikioonide 
aktiivsustest, kuid lahjades lahustes kehtib väga hästi ka seos 3.6 . Mida kõrgem on [H+], seda 
madalam on vastava lahuse pH, madal pH vastab happelisele lahusele. Kui lahuses on [H+] 
madal, siis peab seal, vastavalt seosele 3.4, olema kõrge [OH-]. Kõrgele pH väärtusele vastab 
aluseline lahus. pH väärtuste skaala koos mõningate tavalisemate lahuste pH väärtustega on 
toodud joonisel 3.5. Enamiku kehavedelike pH väärtused jäävad vahemikku 6,5 – 8,0 ja seda 
nimetatakse füsioloogiliseks pH vahemikuks . Valdav enamus biokeemilisi protsesse toimub just 
selles pH vahemikus. Kuna paljud biokeemilised protsessid on äärmiselt tundlikud isegi väikeste 
pH kõikumiste suhtes, siis on pH kontrollimine biokeemilises praktikas väga oluline.  
 
Nõrkade hapete ja aluste tasakaal 
 
 
Paljud bioloogiliselt olulised ühendid sisaldavad oma koostises ioniseeritavaid gruppe, 
milleks on valdavalt kas nõrgad happed või nõrgad alused. Suured valgumolekulid sisaldavad 
arvukalt happelisi (näit karboksüülgrupp) või aluselisi (näit aminogrupp) ioniseeritavaid gruppe. 
Nende gruppide ioniseerituse vorm sõltub keskkonna pH väärtusest ja seega on ka valgu kui 
terviku funktsioneerimine pH sõltuv. Heaks näiteks on siin ensüümid, mis omavad tihtipeale 
aktiivsust ainult teatud gruppide õige ionisatsiooni vormi puhul ja seetõttu on paljude ensüümide 
aktiivsus pH sõltuv. Järgnevalt vaatleme  lähemalt nõrkade hapete ja aluste dissotsiatsiooni 
tasakaalu. 
 
Ka ja pKa 
 
 
Kõik tabelis 3.3 toodud reaktsioonid on vaadeldavad happe dissotsiatsioonina, mille 
tulemusena eraldub prooton ja tekib konjugeeritud alus. Dissotsiatsiooni tasakaalu üldisel 
vaatlemisel kirjutame eraldi välja ainult eemalduva prootoni ja märgime juurde ühendi laengu, 
ülejäänud molekuli osa ehk konjugeeritud aluse tähistame tähega A. Sõltuvalt lähteühendi 
laengust võib dissotsiatsioonireaktsiooni üles märkida järgmiselt: 
 
HA+ ↔ A + H+ 
 
HA ↔ A- + H+ 
 
HA- ↔ A2- + H+ 
 
Lähtuvalt laengu jäävuse seadusest peab laengute summa olema reaktsioonivõrrandi mõlemal 
pool võrdne.  Pange tähele, et konjugeeritud alus võib olla negatiivse laenguga või laenguta, aga 
igal juhul peab tal olema üks positiivne laeng vähem kui vastaval happel. Mugavuse  mõttes 
kirjutame edaspidi kõik sellised reaktsioonid üles kujul: 
 
 
5
HA ↔ A- + H+                                                                               (3.7) 
 
Nõrga happe dissotsiatsiooni tasakaalukonstant  Ka, mida nimetatakse reeglina lihtsalt 
dissotsiatsioonikonstandiks, on defineeritud kui: 
 
Ka = [H+][A-]/[AH]                                                                      (3.8) 
 
Mida suurem on happe Ka väärtus, seda kergemini ta dissotsieerub ja seda suurem on antud happe 
tendents loovutada prootonit ning seda tugevam on hape. Kuna nõrkade hapete dissotsiatsioon on 
suhteliselt väheulatuslik, siis on ka vastavad Ka väärtused väikesed (tabel 3.3). Analoogselt 
vesinikioonide kontsentratsiooniga on ka siin tavaks esitada dissotsiatsioonikonstant tema 
negatiivse kümnendlogaritmi, pKa kaudu: 
 
pKa = -log Ka                                                                                  (3.9) 
 
Kuna pKa on Ka negatiivne kümnendlogaritm, siis vastab väikesele Ka väärtusele suurem pKa 
väärtus ja vastupidi. Seega, mida tugevam on hape, seda väiksem on tema pKa väärtus ja mida 
nõrgem on hape, seda suurem on tema pKa väärtus. Mõningate hapete Ka ja pKa väärtused on 
toodud tabelis 3.3. Mõned happed nagu  fosforhape ja süsihape võivad loovutada rohkem kui ühe 
prootoni (tabel 3.3). Selliseid happeid nimetatakse polüprootseteks hapeteks. Iga prootoni 
loovutamine on vaadeldav eraldiseisva  etapina  ja igale etapile vastab temale omane pKa väärtus 
(tabel 3.3). Seega võivad polüprootsed happed esineda lahuses erinevate omavahel tasakaalus 
olevate ioonsete vormidena. 
 
Faktorid , mis mõjutavad hapete dissotsiatsiooni 
 
 
Konkreetse happe dissotsieerumise tendentsi määrab ära dissotsiatsiooni soodustavate ja 
pärsivate faktorite omavaheline tasakaal. Mõningad hapete dissotsiatsiooni (pKa –d) mõjutavatest 
faktoritest on seletatavad lähtuvalt vee kui solvendi omadustest. Happe dissotsiatsioonile järgneb 
prootoni ja (juhul kui konjugeeritud alus on negatiivse laenguga) negatiivse laenguga 
konjugeeritud aluse hüdratatsioon veemolekulide poolt. Kuna hüdratatsioon on energeetiliselt 
soodne ja lisaks aitab varjestada laenguid, siis võib öelda, et enamikul juhtudel soodustab 
hüdratatsioon hapete dissotsiatsiooni. Erandi moodustavad siin positiivse laenguga happed nagu 
NH +
4 , mille dissotsiatsioonil tekib laenguta konjugeeritud alus. Siin stabiliseerib hüdratatsioon 
happelist (protoneeritud) vormi ja see on ka põhjuseks, miks NH +
4  on nii nõrk hape.  
 
Dissotsiatsiooni pärsiva faktorina võib nimetada soodsat elektrostaatilist interaktsiooni  
negatiivselt laetud konjugeeritud aluse ja positiivse laenguga prootoni vahel. Dissotsiatsioon 
nõuab erimärgiliste laengute teineteisest eraldamist. Elektrostaatilise interaktsiooni efekti võime 
näha kui võrdleme tabelis 3.3 toodud fosforhappe erinevate ioonsete vormide dissotsiatsiooni pKa 
väärtusi. Konjugeeritud aluse negatiivse laengu suurenedes väheneb vastava happe pKa väärtus. 
Kui fosforhape loovutab esimese prootoni pKa väärtusega 2,14 siis kolmas prooton eraldub alles 
pK
2-
a  väärtusega 12,4 (HPO4  on juba väga nõrk hape). Keskkonnaefektide ja läheduses 
paiknevate laetud gruppide mõju hapete dissotsiatsioonile tuleb hästi ilmsiks ka valkudes 
paiknevate sarnaste ioniseeritavate gruppide pKa väärtuste küllaltki suures varieeruvuses. 
 
Nõrkade hapete tiitrimine : Henderson -Hasselbalchi võrrand 
 
 
Kuidas muutub lahuse pH, kui me muudame seal nõrga happe [konjugeeritud alus]/[hape] 
suhet? Küsimuse võib esitada ka teistpidi, kuidas sõltub nõrga happe [konjugeeritud alus]/[hape] 
suhe lahuse pH-st? Need on biokeemikule olulised küsimused, kuna paljud rakus esinevad 
väikesed molekulid ja makromolekulid sisaldavad nõrgalt ioniseeruvaid gruppe. Mõlemale 
 
6
küsimusele saame vastuse kui võtame nõrga happe dissotsiatsioonikonstandi avaldise (3.8) 
mõlemast poolest negatiivse kümnendlogaritmi. Pärast mõningat reorganiseerimist saame: 
 
-log[H+] = -log Ka + log([A-]/[AH])                                               (3.10)      
  
Asendades -log[H+] = pH ja -log Ka = pKa saame Henderson-Hasselbalchi võrrandi, mis seob 
omavahel lahuse pH ja [konjugeeritud alus]/[hape] suhte: 
 
pH = pKa + log([A-]/[AH])                                                             (3.11)    
 
Näiteks sipelghappe puhul näeb võrrand 3.11 välja järgmiselt: 
 
pH = 3,75 + log([HCOO-]/[ HCOOH ])                                            (3.12)    
 
Teades lahuse pH-d (näiteks mõõtes pH  meetriga ) saame leida [konjugeeritud alus]/[hape] suhte 
(antud temperatuuril on pKa konstantne suurus). Kui meil on aga teada eeltoodud suhe, siis võime 
lihtsalt arvutada vastava lahuse pH.  
 
Henderson-Hasselbalchi võrrandi rakendus ilmneb selgelt tiitrimistulemuste 
kirjeldamisel. Selle põhjal saab täpselt arvutada, kuidas muutub lahuse pH kui happe lahusele 
lisada teatud kogus alust või vastupidi. Oletame, et me tahame tiitrida 1M sipelghappe lahust 
naatrium  hüdroksiidiga. Kõigepealt peame küsima, milline on lahuse pH kui meil on 1 mool 
sipelghapet 1 liitris lahuses? Seda on võimalik leida vastavalt seosele (3.8). Siin peame eeldama, 
et valdav enamus prootoneid tuleb sipelghappe, mitte vee dissotsiatsioonist (arvestades 
sipelghappe 1M kontsentratsiooni on see igati õigustatud). Kuna ühe sipelghappe molekuli 
dissotsiatsioonil tekkib  üks prooton H+ ja üks HCOO-, siis võime kahe viimase kontsentratsioonid 
tähistada ühtmoodi, z. Kui [H+] = [HCOO-] = z siis: 
 
Ka = 1,78 x 10-4 = ([H+][HCOO-]/[HCOOH])=z2/(1-z)                 (3.13) 
 
Täpse vastuse saamiseks peaksime lahendama ruutvõrrandi. Nõrkade hapete puhul on aga suurus 
z reeglina palju väiksem happe üldkontsentratsioonist (meie näites 1M) ja seega võib murru 
nimetajas oleva suuruse võtta ligikaudu võrdseks happe üldkontsentratsiooniga. Meie näite puhul 
kus happe üldkontsentratsioon oli 1M võime kirjutada: 
 
Ka ≈ z2    ja  z = [H+] = [HCOO-] = 1,33 x 10-2 M                         (3.14) 
 
Pange tähele, et ainult ligikaudu 1% sipelghappest on dissotsieerunud ja seega oli meie 
lihtsustatud lähenemine õigustatud. Kui meil oleks olnud tegemist lahjema sipelghappe lahusega, 
siis see nii ei pruugiks olla, lahjendamine soodustab hapete dissotsiatsiooni. Väga lahjade 
happelahuste puhul tuleb juba arvestada ka vee enda ionisatsiooni (arvake, milline on 10-10 M HCl 
lahuse pH?).  
 
Eelnev arvutus ütleb meile, et 1M sipelghappe lahuse pH on ligikaudu 1,9. Mis juhtub 
kui me hakkame nüüd sellele lahusele lisama NaOH lahust? Lisatud NaOH dissotsieerub 
täielikult Na+ ja OH- ioonideks. Kuna vesilahuses on hüdroksüülioonid  prootonitega tasakaalus 
vastavalt seosele Kw = [H+][OH-], siis peab OH- lisamisel prootonite hulk lahuses vähenema. 
Prootonite eemaldamine kutsub esile sipelghappe edasise dissotsiatsiooni seadmaks jalule 
võrrandi 3.13 poolt määratud suhet. Selle tulemusena kaasneb NaOH lisamisega paralleelselt ka 
suhte [HCOO-]/[HCOOH] pidev suurenemine. Tulenevalt Henderson-Hasselbalchi võrrandist 
(3.11) peab sellega omakorda kaasnema ka lahuse pH pidev tõus. Tiitrimise keskpunktis on pool 
algsest sipelghappest NaOH poolt neutraliseeritud. See tähendab, et pool sipelghappest on oma 
 
7
algses happelises vormis ja pool on konjugeeritud alusena ja järelikult [HCOO-] = [HCOOH] ehk 
([A-]/[HA]) = 1. Henderson-Hasselbalchi võrrand lihtsustub nüüd  kujule : 
 
pH = pKa + log 1 = pKa                                                                 (3.15) 
 
Seega on nõrga happe tiirimiskõvera keskpunktile vastava lahuse pH võrdne happe pKa 
väärtusega. Eeltoodu on leidnud hulgaliselt eksperimentaalset kinnitust. Joonisel 3.6 on toodud 
kahe nõrga happe, sipelghappe ja ammooniumiooni tiitrimiskõverad. Joonisel 3.6 on y- teljel  
lahuse pH ja x-teljel lisatud aluse moolide arv ühe algselt lahuses olnud happemooli kohta. Pange 
tähele, et tiitrimiskõvera laias vahemikus jääb lahuse pH ühe ühiku piiresse, kas allapoole või 
ülespoole pKa väärtust, pH väärtusel pH = pKa on tiitrimiskõver kõige laugem. Tiitrimine on 
täielikult pöörduv (ja kiire). Meie näites NaOH-ga lõpuni tiitritud sipelghappelahus on täpselt 
sama joont pidi tugeva happega  (näiteks HCl) tagasi tiitritav. 
 
Puhverlahused  
 
 
Vaadates joonisel 3.6 toodud tiitrimiskõveraid  selgub , et kui lahuse pH on oma väärtuselt 
võrdne pKa väärtusele või on sellele lähedal, siis muutub lahuse pH väikese koguse happe või 
aluse lisamisel küllaltki vähe. Kõige vähem muutub lahuse pH väikese koguse happe või aluse 
lisamisel kui lahuse pH = pKa. Eeltoodule rajanebki nõrga happe-konjugeeritud alus lahuste 
puhverdusvõime. Lahuse puhverdusvõime tähendab, et lahuse pH püsib väikese koguse happe või 
aluse lisamise tagajärjel ligikaudu muutumatuna. Puhverlahused on biokeemia praktikas 
igapäevased töölahused ja ka valdav osa looduses toimuvast biokeemiast toimub puhverlahustes. 
 
Oletame, et me tahame uurida mingit biokeemilist reaktsiooni pH = 4,00 juures. Oletame 
veel, et reaktsiooni käigus, kas eraldub või liitub prootoneid ja me tahame vältida 
reaktsioonikeskkonna pH olulist muutumist reaktsiooni käigus. Selleks peame me reaktsiooni läbi 
viima nõrga happe ja tema konjugeeritud aluse lahuses ehk puhverlahuses. Meie katse puhul on 
sobivaimaks sipelghappe baasil valmistatud puhver , kuna sipelghappe pKa väärtus (pKa = 3,75) 
on meie soovitud pH väärtusele kõige lähemal. Loomulikult tuleb puhvri  valikul  silmas pidada, et 
puhvri komponendid ei reageeriks meie poolt uuritava reaktsiooni komponentidega või ei segaks 
reaktsiooni mingil muul viisil. Sipelghappe konjugeeritud aluse (formiaat ioon) ja happe suhte 
puhverlahuses leiame Henderson-Hasselbalchi võrrandist:  
 
4,00 = 3,75 + log([HCOO-]/[HCOOH])                                        (3.16) 
 
Avaldades siit otsitava suhte saame: 
 
 ([HCOO-]/[HCOOH]) = 10pH-pKa = 100,25 = 1,78                        (3.17) 
 
Sellise puhverlahuse võib valmistada segades omavahel õigetes vahekordades kokku sipelghappe 
lahust ja sipelghappe soola (näit. naatrium formiaadi) lahust. Kõige lihtsam viis on aga 
valmistada sipelghappe lahus ja tiitrida see näiteks naatrium hüdroksiidiga kuni pH = 4,00. Lisaks 
pH-le on puhverlahuste puhul oluliseks näitajaks veel puhvermahtuvus . Mida suurem on 
puhvermahtuvus, seda vähem muutub puhvri pH teatud koguse happe või aluse lisamisel. 
Puhvermahtuvus on seda suurem, mida kõrgem on puhvri komponentide kontsentratsioon. Kui 
suhe ([A-]/[AH]) on määratud soovitud puhverlahuse pH poolt, siis puhverdavate osakeste 
üldkontsentratsioon, [A-] + [AH] on varieeritav.  
 
Kuna biokeemilised reaktsioonid toimuvad enamasti füsioloogilise pH piirkonnas (pH 6,5 
– 8,0), siis pakuvad biokeemikutele erilist huvi just sellesse piirkonda jäävate pKa väärtustega 
nõrgad happed. Tabelis 3.3 toodud hapetest sobiksid füsioloogilise pH vahemikus kasutamiseks 
divesinikfosfaat (H
2PO4 ) ja süsihape. Fosfaatpuhvrid on biokeemilises praktikas laialt levinud 
 
8
kuid nad ei ole alati rakendatavad, kuna paljud biokeemilised reaktsioonid toimuvad fosfaatiooni 
osavõtul. Lisaks võivad fosfaat ja karbonaatpuhvrid sadestada mõningaid reaktsiooni seisukohast 
vajalikke ioone (näit Ca2+). Tabelis 3.4 on toodud rida füsioloogilise pH piirkonnas kasutatavaid 
looduslikke ja sünteetilisi puhvreid. 
 
Ka organismid peavad säilitama nii oma rakkude sisekeskkonna kui ka kehavedelike pH  
kitsas vahemikus (reeglina 6,5 – 8,0). Kuna fosfaatioon esineb rakkudes küllalt kõrgel 
kontsentratsioonil ja divesinikfosfaadi (H
2-
2PO4 ) pKa = 6,86, siis on just H2PO4   ↔ HPO4  + H+ 
tasakaal oluliseks puhversüsteemiks rakkude sisekeskkonnas. Kuna vere kaudu toimub 
metabolismi jääkproduktina tekkinud CO2 eemaldamine, siis on vere pH määramisel olulisel 
kohal karbonaatpuhver (pKa = 6,37). Tulenevalt lahustunud süsihappegaasi reaktsioonist veega on 
karbonaatpuhver tabelis 3.3 esitatust natuke keerulisem: 
 
CO2 + H2O ↔ H2CO3                                                           (3.18) 
 
Lisaks neile ja paljudele teistele madalmolekulaarsetest komponentidest koosnevatele puhvritele 
mängivad ka osad makromolekulid (näit. valgud ) raku pH kujundamisel olulist rolli. Valgud 
sisaldavad oma koostises hulgaliselt erinevaid ioniseeritavaid gruppe, millest osade pKa väärtused 
langevad füsioloogilise pH vahemikku. Kuna valgud esinevad rakus ja ka kehavedelikes (näiteks 
veri ja lümf) suhteliselt kõrgetes kontsentratsioonides ja lisaks sisaldab üks valgumolekul reeglina 
terve rea ioniseeritavaid gruppe, siis on ka valkudel oluline osa bioloogiliste lahuste 
puhvermahtuvuse määramisel.  
 
Mitut ioniseeritavat gruppi sisaldavad molekulid: amfolüüdid, polüamfolüüdid ja 
polüelektrolüüdid 
 
 
Senini keskendusime peamiselt ainult ühte nõrgalt happelist või aluselist rühma 
sisaldavatele molekulidele. Paljud molekulid sisaldavad aga mitut ioniseeritavat rühma ja omavad 
seetõttu ka keerukamaid tiitrimiskõveraid.  
 
Molekuli, mis sisaldab samaaegselt nii happelise kui aluselise pKa väärtusega 
ioniseeritavat rühma nimetatakse amfolüüdiks. Vaatame näiteks aminohapet glütsiin, H2N-CH2-
COOH. Glütsiini karboksüülrühma ja aminorühma pKa väärtused on vastavalt 2,3 ja 9,6. Kui me 
lahustame glütsiini väga happelises keskkonnas (näit. pH = 1,0), siis on nii glütsiini 
karboksüülrühm kui aminorühm protoneeritud ja  molekul omab summaarset laengut +1. Hakates 
nüüd lahuse pH-d tõstama (näit NaOH lisamise teel) hakkab toimuma prootoni dissotsiatsioon 
vastavalt järgmisele skeemile: 
 
Seega toimub glütsiini tiitrimine kahes astmes . Kõigepealt loovutab prootoni karboksüülrühm ja 
alles seejärel vähem happeline aminorühm (rääkides aminorühma –NH2 pKa väärtusest mõtleme 
vastava konjugeeritud happe –NH +
3  pKa väärtust). Joonisel 3.7 toodud glütsiini tiitrimiskõverast 
nähtub, et glütsiin võib toimida hea puhvrina kahes küllaltki erinevas pH piirkonnas. Mõlemas 
 
9
pH piirkonnas võime kasutada tiitrimiskõvera kirjeldamiseks vastava ioniseeritava grupi kohta  
kehtivat Henderson-Hasselbalchi võrrandit.  
 
Madalatel pH väärtustel domineerib glütsiini molekuli +1 laenguga vorm ja kõrgetel pH 
väärtustel -1 laenguga vorm. Glütsiini erinevate ioonsete vormide suhteline sisaldus sõltuvalt 
lahuse pH-st on toodud joonisel 3.8. Eriti huvipakkuv on olukord neutraalse pH piirkonnas. 
Nimelt on selles piirkonnas enamus glütsiinimolekule vormis H3N+-CH2-COO- ja molekulil  
puudub summaarne laeng. Sellises olekus, kus negatiivsete laengute hulk võrdub positiivsete 
laengute hulgaga , esinevat amfolüüti nimetatakse zwitteriooniks. Rangelt võttes esineb ainult üks 
konkreetne pH väärtus, mille juures glütsiini keskmine (kõigi lahuses esinevate 
glütsiinimolekulide keskmine) laeng on null. Sellist pH väärtust nimetatakse isoelektriliseks 
punktiks, pI. Kui pH = pI, siis on valdav osa glütsiinimolekule kujul H3N+-CH2-COO- ning 
vormid H3N+-CH2-COOH ja H2N-CH2-COO- esinevad väga väikeses kuid omavahel täpselt 
võrdses hulgas. Me võime leida isoelektrilise punkti rakendades Henderson-Hasselbalchi 
võrrandit kummagi ioontasakaalu jaoks eraldi: 
 
pI = pKCOOH + log([H3N+CH2COO-]/[H3N+CH2COOH])            (3.19) 
 
ja 
 
pI = pKNH3+ + log([H2NCH2COO-]/[H3N+CH2COO-])                 (3.20) 
 
liites võrrandid 3.19 ja 3.20 ning koondades logaritmitavad suurused ühe logaritmimärgi alla 
saame: 
 
2pI = pKCOOH + pKNH3+ + log([H2NCH2COO-]/[H3N+CH2COOH])   (3.21) 
 
Kuna isoelektrilises punktis on [H2NCH2COO-] = [H3N+CH2COOH], siis saame: 
 
pI = (pKCOOH + pKNH3+)/2                                                            (3.22) 
 
Seega näeme, et kahte ioniseeritavat rühmi sisaldava molekuli pI on lihtsalt vastavate rühmide 
pKa väärtuste aritmeetiline keskmine. Glütsiini pI on seega pI = (2,3 + 9,6)/2 = 5,95. Nagu me 
jooniselt 3.8 näeme, on glütsiin valdavalt zwitterioonses vormis pH vahemikus ligikaudu 4 – 8.  
 
Suured molekulid nagu valgud võivad sisaldada palju happelisi ja aluselisi rühmi. 
Selliseid molekule nimetatakse polüamfolüütideks. Juhul kui molekul sisaldab rohkem kui kaks 
ioniseeritavat rühma läheb pI arvutus keeruliseks. Siiski võib alati öelda, et kui molekulis on 
esindatud nii positiivselt kui negatiivselt laetud rühmad, eksisteerib ka pH väärtus, mille juures 
molekulide keskmine laeng on null ehk molekulil esineb isoelektriline punkt. Kui molekulis 
domineerivad  happelised rühmad on pI madal, kui aga domineerivad aluselised rühmad on pI 
kõrge. Konkreetse valgu pI väärtus on seda valku iseloomustavaks suuruseks. 
 
Amfolüütide ja polüamfolüütide pI on võimalik määrata eksperimentaalselt. Selleks 
kasutatakse elektroforeesi pH gradiendis ja seda nimetatakse isoelektriliseks fokuseerimiseks . 
Elektrivälja toimel amfolüütide lahusele hakkavad summaarset positiivset laengut kandvad  
molekulid liikuma katoodile (katioonid liiguvad katoodile) ja negatiivset kogulaengut kandvad 
molekulid liiguvad anoodi suunas ( anioonid  liiguvad anoodile). Isoelektrilises punktis on 
molekulide keskmine laeng null ja seetõttu nad elektriväljas ei liigu. Kuna elektroforees viiakse 
läbi pH gradiendis siis liiguvad amfolüüdid, seni kuni satuvad geelis kohta, kus pH = pI ja sellest 
punktist nad edasi ei liigu. Lisaks pI määramisele saab isoelektrilise fokuseerimise abil lahutada 
ka erinevaid amfolüüte nende segudest. 
 
Mõned makromolekulid sisaldavad suurel hulgal kas ainult positiivseid või ainult 
negatiivseid laenguid. Selliseid molekule nimetatakse polüelektrolüütideks. Tugevad 
 
10
polüelektrolüüdid, nagu negatiivselt laetud  nukleiinhapped , on ioniseeritud laias pH vahemikus. 
Esinevad ka nõrgad polüelektrolüüdid nagu polülüsiin (aminohappe lüsiin homoploümeer): 
 
Kui ühe molekuli koostises on terve rida nõrku ioniseeritavaid rühmi, siis võib mingi 
ioniseeritava rühma pKa väärtus sõltuda naaberrühmade ioniseerituse olekust. Näiteks polülüsiin 
loovutab oma esimesed prootonid tänu positiivsete laengute tõukumisele palju kergemini kui 
viimased. Polülüsiinis on protoneeritud rühmad positiivselt laetud ning tõukuvad, prootoni 
eemaldamisega väheneb ka energeetiliselt ebasoodne tõukejõud (esimesed prootonid tõugatakse 
eemale ja nende pKa on vastava mõjutamata grupi pKa-st väiksem). Mõneti sarnane on olukord ka 
juhul kui prootoni loovutamisega kaasneb negatiivse laengu teke. Kui esimesed prootonid 
eemaldatakse vastavalt konkreetsete gruppide pKa väärtustele, siis viimaste gruppide 
deprotoneerimine on raskendatud negatiivsete laengute tõukumise tõttu (viimaste prootonite 
eemaldamise pKa on esimeste, mõjutamata gruppide pKa -st oluliselt suurem).  
 
Makroioonide vahelised interaktsioonid lahuses 
 
 
Suured polüelektrolüüdid nagu nukleiinhapped ja polüamfolüüdid nagu valgud 
koondatakse ühise nimetuse makroioonid alla. Sõltuvalt keskkonna pH-st võib makroioonidel 
esineda märkimisväärne summaarne laeng. Makroioonide vahelised elektrostaatilised tõmbe- ja 
tõukejõud mängivad olulist rolli nende käitumise määramisel vesilahuses. 
 
Makroioonide lahustuvus ja pH 
 
 
Kuna samamärgilist kogulaengut kandvad makroioonid tõukuvad omavahel, siis omavad 
nukleiinhappe molekulid tendentsi hoiduda lahuses teineteisest eemale (joonis 3.9a). Samal 
põhjusel on ka valkude lahustuvus suurem pH väärtustel üle või alla valgu pI väärtust, kus 
valgumolekulidel esineb summaarne laeng. Erimärgilisi summaarseid laenguid kandvate 
makroioonide vahel esineb aga elektrostaatiline tõmbumine ja sellised molekulid omavad 
tendentsi agregeeruda (joonis 3.9b). Paljud valgud interakteeruvad tugevasti DNA-ga ja sellistele 
valkudele on iseloomulik tugeva positiivse laengu esinemine (joonis 3.9b). Näitena võib siin tuua 
kõrgemate organismide kromosoomide organisatsiooni. Negatiivselt laetud DNA on tugevalt 
assotsieerunud positiivselt laetud valkude histoonidega moodustades kompleksi, mida 
nimetatakse kromatiiniks.  
 
Mõningatel valkudel on kalduvus omavahel agregeeruda kui pH on võrdne nende pI-ga 
(joonis 3.10). Näiteks tavaline piimas esinev valk β-laktoglobuliin on polüamfolüüt pI väärtusega 
5,3. Kui pH on sellest väärtusest suurem või väiksem, siis omavad kõik molekulid kas 
summaarset negatiivset või positiivset laengut ja tõukuvad omavahel (joonis 3.10a,c). Seetõttu on 
selle valgu lahustuvus nii aluselises kui happelises keskkonnas väga kõrge (joonis 3.10d). Kui pH 
on võrdne isoelektrilise punktiga , siis on valgumolekulide keskmine laeng null. Sellele vaatamata 
sisaldavad valgumolekulid oma pinnal erinevat laengut kandvaid piirkondi. Erimärgilise laenguga 
piirkondade omavaheline tõmbumine koos van der Waalsi jõududega põhjustab valgumolekulide 
agregeerumist ja lahusest välja sadenemist (joonis 3.10b). Seetõttu on β-laktoglobuliini nagu ka 
paljude teiste valkude lahustuvus isoelektrilises punktis minimaalne (joonis 3.10d).  
 
11
Väikeste ioonide mõju: ioonne jõud 
 
 
Makroioonide omavaheline interaktsioon on tugevasti mõjutatud väikeste ioonide, nagu 
lahustunud  soolad , olemasolu poolt. Iga makroioon koondab enda ümber väikestest 
vastasioonidest koosneva  ioonatmosfääri. See erimärgilistest ioonidest koosnev pilv varjestab 
makroioonide laenguid ja takistab neil seeläbi omavahel interakteerumast (joonis 3.11a). Kuigi 
varjestusefekti sõltuvus väikeste ioonide kontsentratsioonist on keeruline, on ilmne, et mida 
kõrgem on väikeste ioonide kontsentratsioon, seda tugevam on nende poolt avaldatav 
makroioonide laenguid varjestav toime. P. Debye ja E. Hückel kasutasid mõistet ioonatmosfääri 
efektiivne raadius (r) kirjeldamaks väikeste ioonide mõju sfääriliste makroioonide omavahelisele 
interaktsioonile. Ioonatmosfääri efektiivset raadiust võib vaadelda kui vahemaad , mille tagant 
kaks makroiooni teineteise kohalolekut veel „tunnetavad”. Vastavalt Debye-Hückeli teooriale : 
 
r = K/√I                                                                                          (3.23) 
 
kus K on konstant, mis sõltub keskkonna dielektrilisest konstandist ja temperatuurist ning I on 
lahuse ioonne jõud. I sõltub lahustunud ioonide kontsentratsioonist M ja laengust Z: 
 
I = ½∑MiZ2i                                                                                    (3.24) 
 
 
Seega on ioonne jõud summa, mis arvestab kõikide väikeste ioonide kontsentratsioone ja 
laenguid. 1:1 elektrolüüdi nagu NaCl puhul on ZNa+ = +1 ja ZCl- = -1 ja kuna MNa+ =  MCl-  =  
MNaCl , siis on NaCl lahuse ioonne jõud arvuliselt võrdne tema molaarse kontsentratsiooniga. See 
kehtib kõikide 1:1 elektrolüütide puhul kuid ei pea paika multivalentsete ioonide (Mg2+ või SO 2-
4 ) 
esinemise korral. Kuna ioonse jõu avaldises (3.24) on iooni laeng ruudus , siis omavad 
multivalentsed ioonid ioonatmosfääris suuremat individuaalset mõju kui monovalentsed ioonid. 
Selliste elektrolüütide puhul on ioonne jõud suurem nende molaarsest kontsentratsioonist.  
 
Keskkonna ioonse jõu mõju makroioonide vahelisele interaktsioonile võib lihtsustatult 
kokku võtta vastavalt joonisele 3.11b. Madala ioonse jõu korral on vastasioonidest koosnev 
ioonatmosfäär hõre ning hajus. Ioonatmosfääri varjestav efekt on väike ja makroioonide vahel 
valitseb tugev elektrostaatiline interaktsioon. Ioonse jõu kasvades muutub makroioone ümbritsev 
ioonatmosfäär tihedamaks ja kontsentreeritumaks ning omab tugevat varjestavat efekti. Seetõttu 
ongi makroioonide vahelised elektrostaatilised interaktsioonid kõrge kontsentratsiooniga 
elektrolüütide (soola) lahuses nõrgad.  
 
Ioonatmosfääri varjestav efekt aitab seletada üldist tähelepanekut, et lahuse ioonse jõu 
suurendamine  (teatud piirini) suurendab valkude lahustuvust ja seda isegi isoelektrilise punkti 
juures. Seda efekti nimetatakse valkude sisse-soolamiseks (ingl. salting in). Tõstes ioonset jõudu 
veelgi (näiteks kuni mõne molaarse soola kontsentratsioonini) hakkab toimuma vastupidine efekt, 
valkude lahustuvus väheneb. See on seletatav vee aktiivsuse vähenemisega. Väga 
kontsentreeritud soolalahustes on enamik veemolekule, mis muidu osalesid valkude 
solvatatsioonil (olid seotud valgumolekulidega) kaasatud soolaioonide hüdratatsioonikihtidesse. 
Valgumolekulide lahustumiseks ei jätku lihtsalt piisavalt vabasid veemolekule. Valkude 
lahustuvuse vähenemist väga kõrgetel soola kontsentratsioonidel nimetatakse valkude välja-
soolamiseks (ingl. salting out). Kuna erinevad valgud käituvad eeltoodu suhtes pisut erinevalt, 
siis võib nii valkude sisse- kui välja-soolamist kasutada valkude eraldamisel nende segudest. 
 
Kuna lisaks pH-le on makroioonide interaktsioonid mõjutatud ka ioonsest jõust siis peab 
biokeemilises praktikas lisaks pH kontrollimisele puhverlahuste kasutamisega kontrollima ka 
ioonset jõudud. Ioonset jõudu kontrollitakse enamasti neutraalsete (pH mõttes) soolade nagu 
NaCl ja KCl abil. Kuigi erinevate rakkude ja kehavedelike ioonne jõud võib olla küllaltki erinev, 
on biokeemilises praktikas enamasti sobilik 0,1 – 0,2M NaCl-le vastav ioonne jõud.  
 
12
Kokkuvõte 
 
 
Vesi on elu eksisteerimise seisukohast asendamatu keskkond. Enamik vee unikaalseid 
omadusi tuleneb veemolekulide polaarsusest ja võimest moodustada omavahel vesiniksidemeid. 
Vesi on suurepärane solvent. Polaarsed, vesiniksidemeid moodustavad ja ioonsed  ühendid 
lahustuvad vees hästi ja neid nimetatakse hüdrofiilseteks. Hüdrofoobsed ühendid lahustuvad vees 
ainult piiratud kogustes . Amfipaatsed molekulid koosnevad hüdrofiilsest ja hüdrofoobsest osast. 
Veega kontaktis olles moodustavad amfipaatsed molekulid erinevaid struktuure nagu 
monomolekulaarsed kihid, vesiikulid ja mitsellid. Sellised molekulid moodustavad ka 
membraanseid kaksikkihte, mis ümbritsevad rakke ja organelle.  
 
Nõrkade hapete ja aluste ionisatsioonil on biokeemias äärmiselt oluline roll. Enamik 
biokeemilisi protsesse toimub pH vahemikus 6,5 – 8,0 ja seda nimetatakse füsioloogiliseks pH 
vahemikuks. Nõrga happe ja vastava konjugeeritud aluse käitumine on kirjeldatav Henderson-
Hasselbalchi võrrandiga, mis seob omavahel [konjugeeritud alus]/[dissotsieerumata hape] suhte, 
pH ning pKa. Nõrga happe tiitrimiskõverad näitavad, et nõrga happe lahuse pH muutub happe või 
aluse lisamisel kõige vähem siis, kui pH on võrdne nõrga happe pKa-ga ja sellel põhineb 
puhverlahuste valmistamine. 
 
Amfolüüt on molekul, mis sisaldab nii happelist kui aluselist ioniseeritavat rühma. 
Sõltuvalt keskkonna pH-st võib amfolüüdi summaarne laeng olla kas positiivne, null või 
negatiivne. Polüamfolüüt sisaldab palju happelisi või aluselisi rühmi. Amfolüüdi või 
polüamfolüüdi isoelektriline punkt on pH väärtus, mille juures amfolüüdi või polüamfolüüdi 
molekulide keskmine summaarne laeng on null. Polüelektrolüüdid on molekulid, mis kannavad 
paljusid samamärgilisi laenguid. Makroioonide (polüamfolüüdid, polüelektrolüüdid) käitumine 
sõltub lahuse pH-st ja väikeste ioonide olemasolust lahuses. Väikesed ioonid varjestavad 
makroioonide laenguid ja nõrgestavad makroioonide vahelisi interaktsioone. Varjestamise ulatus 
sõltub lahuse ioonsest jõust ja seda kirjeldab kvantitatiivselt Debye-Hückeli teooria. 
 
13
Loeng III joonised 
 
  Tabel 3.1. Vee omadused võrrelduna mõnede madalmolekulaarsete 
ühendite omadustega. 
 
 
 
 
  Tabel 3.2. Mõningad vee omadused võrrelduna vesiniksidemeid 
mittemoodustava ja mittepolaarse ühendi, n-pentaaniga. 
 
 
 
Joonis 3.1. Vesiniksidemete 
moodustumine vees. a) 
veemolekuli elektronstruktuur, 
vabad elektronpaarid on headeks 
vesiniksideme aktseptoriteks. b) 
Vesiniksidemete moodustumine 
veemolekulide vahel. 
Veemolekul võib samaaegselt 
olla nii vesiniksideme doonoriks 
kui aktseptoriks. 
 
 
 
 
14
Joonis 3.2. Jää molekulaarne võre. a) Jää ruumiline mudel. Jää on omavahel 
 
  vesiniksidemetega ühendatud veemolekulidest koosnev korrapärane struktuur. Kuna 
veemolekul saab olla korraga kahe vesiniksideme aktseptoriks ja kahe vesiniksideme 
doonoriks, siis moodustub korrapärane tetraeedriline struktuur, kus iga veemolekul on 
ühendatud nelja naaber veemolekuliga. b) Jää skelett -mudel. c) Vee struktuur vedelas olekus. 
Jää sulades laguneb suurem osa korrapärasest struktuurist kuid mingid jää struktuuri 
fragmendid säilivad ka vedelas olekus. Vee struktuuri moodustavad n.ö. vahelduvad klastrid, 
mis koosnevad teineteisega vesiniksidemeta kaudu seotod teatud hulgast veemolekulidest. 
Klastreid koos hoidvad vesiniksidemed on pidevas ja kiires katkemise ja reformeerumise 
protsessis. Kolm järjestikust “pilti” on võetud 1 pikosekundiliste (1 ps = 10-12s) ajavahemike  
järel. 
 
15
 
 Joonis 3.3. Ioonide hüdratatsioon vesilahuses. Ioonsed ühendid nagu NaCl 
 lahustuvad vees hästi, kuna vesilahuses moodustub ioonide ümber 
 veemolekulidest hüdratatsiooni kiht.
 
 
 Joonis 3.4. Amfipaatsed molekulid. Amfipaatne molekul koosneb 
 hüdrofiilsest osast (pea) ja hüdrofoobsest osast (saba). 
 
 
 
16
  Tabel 3.3. Mõned nõrgad happed koos vastavate konjugeeritud alustega. 
 
 
Tabel 3.4. Mõned biokeemilises praktikas sagedasti 
kasutatavad  puhvrid . 
 
 
  Joonis 3.5. Mõnede kehavedelike ja 
  tarbekaupade pH väärtused. 
 
17
 
 
 
 
  Joonis 3.7. Amfolüüt glütsiini 
Joonis 3.6. Nõrkade hapete 
  tiitrimiskõver. Kuna glütsiin sisaldab 
tiirimiskõverad. Joonisel on toodud kahe 
  kahte ioniseeritavat rühma, mille pKa 
nõrga happe, sipelghappe (HCOOH) ja 
  väärtused on teineteisest piisavalt 
ammooniumiooni (NH4 ) tiitrimiskõverad. 
erinevad (vastavalt 2,3 ja 9,6), siis on 
X-teljel on algse happe moolide arvu 
  glütsiini tiitrimiskõver selgelt 
suhtes lisatud aluse moolide arv. Pange 
  kaheastmeline. Joonisel on näidatud ka 
tähele, et tiitrimiskõvera keskpunktis 
  glütsiini jaoks arvutatud isoelektriline 
(lisatud on poolele algse happe hulgale 
  punkt pI. 
vastav hulk alust) on lahuse pH võrdne 
 
nõrga happe pKa väärtusega. Selles 
 
piirkonnas (± 1 pH ühik) kulub lahuse pH 
 
muutmiseks ka kõige suurem hulk alust. 
Kõige rohkem alust kulub lahuse pH 
 
muutmiseks mingi vahemiku võrra punktis, 
kus pH = pKa, järelikult on see antud happe 
poolt kõige paremini puhverdatud piirkond.  
 
18
 
 
Joonis 3.8. Glütsiini kolme erineva ioonse 
vormi suhtelised hulgad sõltuvalt lahuse pH-
st. Terves füsioloogilise pH vahemikus on 
glütsiin zwitterioonses vormis. Joonisel on 
näidatud ka glütsiini karboksüülrühma ja 
aminorühma pKa väärtused ning molekuli pI 
väärtus. 
Joonis 3.9. Makroioonide vahelised 
elektrostaatilised interaktsioonid. a) 
Kuna DNA molekulid on füsioloogilisel 
pH-l negatiivselt laetud, siis esineb lahuses 
DNA molekulide vahel elektrostaatiline 
tõukumine. b) Positiivselt laetud 
valgumolekuli ja DNA molekuli vahel 
toimub elektrostaatiline tõmbumine. 
 
 
 
19
Joonis 3.10. Valgu lahustuvuse 
sõltuvus pH-st. Enamik valke on 
hästi lahustuvad kas kõrgel või 
madalal pH-l, kus 
valgumolekulidel on 
samamärgiline laeng, mis väldib 
valkude agregeerumist (a ja c). 
Isoelektrilises punktis on 
valgumolekulide summaarne 
laeng küll null, kuid molekulid 
sisaldavad nii positiivselt kui 
negatiivselt laetud piirkondi, mis 
omavahel tõmbudes põhjustavad 
valkude agregeerumist (b). β-
laktoglobuliini lahustuvus on 
minimaalne isoelektrilises 
punktis. 
 
 
 
 
 
  Joonis 3.11. Väikeste ioonide mõju makroioonide vahelistele interaktsioonidele. a) Kui 
laenguga makroioon asetada soola vesilahusesse, siis klasterduvad tema ümber väikesed 
  vastasmärgilised ioonid, moodustades vastaslaengutest ioonatmosfääri. b) Madala ioonse jõuga 
lahustes on makroioonide vaheline interaktsioon tugevam kui kõrge ioonse jõuga lahuses, kus 
makroioonide ümber moodustunud ioonatmosfäär varjestab nende laenguid. 
 
20