وصف خصائص الماء كأحد المذيبًات الممتازًة، وخصائص التماسك والالتصاق للماء، ودور الأحماض والقواعد والمحاليل المنظمة في التوازن الداخلي للجسم.
أهداف التعلم
بنهاية هذا القسم، ستكون قادرًا على القيام بما يلي:
- وصف خصائص الماء التي تعتبر ضرورية للحفاظ على الحياة
- شرح لماذا يُعد الماء مذيبًا ممتازًا
- تقديم أمثلة على خصائص التماسك والالتصاق للماء
- التعرف على دور الأحماض والقواعد والمحاليل المنظمة في التوازن الداخلي للجسم.
لماذا يُكرّس العلماء وقتهم للبحث عن الماء على الكواكب الأخرى؟ ما أهمية الماء؟ لأنه ضروري للحياة كما نعرفها. يُعدّ الماء من أكثر الجزيئات وفرةً، وهو الأكثر أهميةً للحياة على الأرض. يُشكّل الماء ما يقارب 60-70 بالمئة من جسم الإنسان. وبدونه، لن تكون الحياة كما نعرفها موجودة.
إن قطبية جزيء الماء وما ينتج عنها من روابط هيدروجينية تجعل منه مادة فريدة ذات خصائص مميزة ترتبط ارتباطًا وثيقًا بعمليات الحياة. فقد نشأت الحياة في بيئة مائية، وتحدث معظم العمليات الكيميائية والتمثيل الغذائي في خلايا الكائنات الحية داخل محتويات السيتوبلازم المائية. ومن الخصائص المميزة للماء سعته الحرارية العالية وحرارة تبخره، وقدرته على إذابة الجزيئات القطبية، وخصائصه التماسكية والالتصاقية، وتفككه إلى أيونات مما يؤدي إلى توليد الرقم الهيدروجيني (pH). ويساعد فهم هذه الخصائص على توضيح أهميته في استمرار الحياة.
قطبية الماء
من أهم خصائص الماء أنه يتكون من جزيئات قطبية: إذ يشكل الهيدروجين والأكسجين داخل جزيئات الماء (H₂O ) روابط تساهمية قطبية. ورغم أن جزيء الماء لا يحمل شحنة صافية، إلا أن قطبيته تُولّد شحنة موجبة جزئية على الهيدروجين وشحنة سالبة جزئية على الأكسجين، مما يُسهم في خاصية التجاذب التي يتمتع بها الماء. ويُولد الماء شحنات لأن الأكسجين أكثر كهرسلبية من الهيدروجين، مما يجعل احتمالية وجود إلكترون مشترك بالقرب من نواة الأكسجين أكبر من احتمالية وجوده بالقرب من نواة الهيدروجين، وبالتالي توليد الشحنة السالبة الجزئية بالقرب من الأكسجين .
نتيجةً لقطبية الماء، تجذب كل جزيئة ماء جزيئات الماء الأخرى بسبب الشحنات المتعاكسة بينها، مُكَوِّنةً روابط هيدروجينية. كما ينجذب الماء أيضًا إلى الجزيئات والأيونات القطبية الأخرى. تُسمى المادة القطبية التي تتفاعل بسهولة مع الماء أو تذوب فيه بالمادة المُحبة للماء (hydro- = “ماء”؛ -philic = “مُحِبّ”). في المقابل، لا تتفاعل الجزيئات غير القطبية، مثل الزيوت والدهون، جيدًا مع الماء، كما هو موضح في الشكل 2.13 . ومن الأمثلة الجيدة على ذلك تتبيلة السلطة المكونة من الخل والزيت (محلول مائي حمضي). تُسمى هذه المركبات غير القطبية بالمواد الكارهة للماء (hydro- = “ماء”؛ -phobic = “خائف”).
حالات الماء: الغازية والسائلة والصلبة
يُعدّ تكوين الروابط الهيدروجينية خاصيةً مهمةً للماء السائل، وهي أساسية للحياة كما نعرفها. فعندما تُكوّن جزيئات الماء روابط هيدروجينية فيما بينها، يكتسب الماء خصائص كيميائية فريدة مقارنةً بالسوائل الأخرى، ونظرًا لاحتواء الكائنات الحية على نسبة عالية من الماء، فإن فهم هذه الخصائص الكيميائية يُعدّ مفتاحًا لفهم الحياة. في الماء السائل، تتشكل الروابط الهيدروجينية وتنكسر باستمرار مع انزلاق جزيئات الماء فوق بعضها البعض. وتتسبب حركة جزيئات الماء (الطاقة الحركية) في انكسار هذه الروابط بفعل الحرارة الموجودة في النظام. فعندما ترتفع درجة الحرارة مع غليان الماء، تتسبب الطاقة الحركية العالية لجزيئات الماء في انكسار الروابط الهيدروجينية تمامًا، مما يسمح لجزيئات الماء بالخروج إلى الهواء على شكل غاز (بخار الماء). في المقابل، عندما تنخفض درجة حرارة الماء ويتجمد، تُشكّل جزيئات الماء بنيةً بلوريةً تُحافظ عليها الروابط الهيدروجينية (لعدم وجود طاقة كافية لكسر هذه الروابط)، مما يجعل الجليد أقل كثافةً من الماء السائل، وهي ظاهرة لا نراها عند تجمد السوائل الأخرى.
يعود انخفاض كثافة الماء في حالته الصلبة إلى طريقة توجيه الروابط الهيدروجينية أثناء التجمد: إذ تتباعد جزيئات الماء أكثر مقارنةً بالماء السائل. أما في معظم السوائل الأخرى، فإن التصلب عند انخفاض درجة الحرارة يتضمن انخفاض الطاقة الحركية بين الجزيئات، مما يسمح لها بالتراص بشكل أكثر إحكامًا مما هي عليه في الحالة السائلة، وبالتالي تكون كثافة المادة الصلبة أكبر من كثافة السائلة.
كما هو موضح في الشكل 2.14 ، فإن انخفاض كثافة الجليد يجعله يطفو على سطح الماء السائل، كما هو الحال في جبل جليدي أو مكعبات ثلج في كوب ماء. في البحيرات والبرك، يتشكل الجليد على سطح الماء مكونًا حاجزًا عازلًا يحمي الحيوانات والنباتات من التجمد. فبدون هذه الطبقة الجليدية العازلة، تتجمد النباتات والحيوانات في كتلة الجليد الصلبة ولا تستطيع البقاء. ويتسبب تمدد الجليد بالنسبة للماء السائل في التأثير الضار للتجمد على الكائنات الحية. إذ تُمزق بلورات الجليد المتكونة عند التجمد الأغشية الرقيقة الضرورية لعمل الخلايا الحية، مما يُلحق بها ضررًا لا رجعة فيه. ولا تستطيع الخلايا البقاء على قيد الحياة إلا إذا استُبدل الماء فيها مؤقتًا بسائل آخر كالجلسرين.
رابط إلى التعلم
انقر هنا لمشاهدة عرض ثلاثي الأبعاد لهيكل شبكي جليدي.
السعة الحرارية العالية للماء
تُعزى السعة الحرارية العالية للماء إلى الروابط الهيدروجينية بين جزيئاته. يتميز الماء بأعلى سعة حرارية نوعية بين جميع السوائل الشائعة. تُعرَّف الحرارة النوعية بأنها كمية الحرارة التي يجب أن يمتصها أو يفقدها غرام واحد من المادة لتغيير درجة حرارته درجة مئوية واحدة. بالنسبة للماء، تُعادل هذه الكمية سعرًا حراريًا واحدًا . لذلك، يستغرق الماء وقتًا طويلًا للتسخين ووقتًا طويلًا للتبريد. في الواقع، تبلغ السعة الحرارية النوعية للماء حوالي خمسة أضعاف السعة الحرارية النوعية للرمل. وهذا يُفسر سبب برودة اليابسة أسرع من البحر. نظرًا لسعته الحرارية العالية، تستخدم الحيوانات ذوات الدم الحار الماء لتوزيع الحرارة بشكل أكثر تجانسًا في أجسامها: فهو يعمل بطريقة مشابهة لنظام تبريد السيارة، حيث ينقل الحرارة من المناطق الدافئة إلى المناطق الباردة، مما يُساعد الجسم على الحفاظ على درجة حرارة أكثر استقرارًا.
درجة حرارة تبخر الماء
يتميز الماء بحرارة تبخر عالية ، وهي كمية الطاقة اللازمة لتحويل غرام واحد من مادة سائلة إلى غاز. ويتطلب هذا التحول كمية كبيرة من الطاقة الحرارية (586 سعرة حرارية). تحدث هذه العملية على سطح الماء. فعندما يسخن الماء السائل، تُصعّب الروابط الهيدروجينية فصل جزيئات الماء عن بعضها، وهو أمر ضروري لتحوله إلى الحالة الغازية (البخار). ونتيجة لذلك، يعمل الماء كمخزن حراري، ويحتاج إلى حرارة أكبر بكثير للغليان مقارنةً بسوائل أخرى مثل الإيثانول (الكحول الإيثيلي)، الذي تكون روابطه الهيدروجينية مع جزيئات الإيثانول الأخرى أضعف من روابط الماء الهيدروجينية. وعندما يصل الماء في النهاية إلى درجة غليانه البالغة 100 درجة مئوية (212 درجة فهرنهايت)، تتمكن الحرارة من كسر الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء، وتسمح الطاقة الحركية (الحركة) بين جزيئات الماء لها بالخروج من الحالة السائلة على شكل غاز. حتى عندما تكون درجة حرارة الماء أقل من درجة غليانه، فإن جزيئات الماء الفردية تكتسب طاقة كافية من جزيئات الماء الأخرى بحيث يمكن لبعض جزيئات الماء السطحية أن تهرب وتتبخر: نسمي هذه العملية بالتبخر .
إن حقيقة أن تبخر الماء يتطلب كسر الروابط الهيدروجينية تعني أن هذه الروابط تستهلك كمية كبيرة من الطاقة في هذه العملية. ومع تبخر الماء، تُمتص الطاقة في هذه العملية، مما يُساهم في تبريد البيئة المحيطة. وفي العديد من الكائنات الحية، بما في ذلك الإنسان، يُساعد تبخر العرق، الذي يتكون من 90% ماء، على تبريد الجسم والحفاظ على درجة حرارته الداخلية.
خصائص الماء كمذيب
بما أن الماء جزيء قطبي يحمل شحنات موجبة وسالبة جزئية، فإن الأيونات والجزيئات القطبية تذوب فيه بسهولة. لذلك، يُشار إلى الماء على أنه مذيب ، أي مادة قادرة على إذابة الجزيئات القطبية الأخرى والمركبات الأيونية. تُكوّن الشحنات المرتبطة بهذه الجزيئات روابط هيدروجينية مع الماء، مُحيطةً الجزيء بجزيئات الماء. يُشار إلى هذا الغلاف باسم غلاف التميؤ، كما هو موضح في الشكل 2.15 ، وهو يعمل على إبقاء الجزيئات منفصلة أو مُشتتة في الماء.
عند إضافة المركبات الأيونية إلى الماء، تتفاعل الأيونات الفردية مع المناطق القطبية لجزيئات الماء، وتتفكك روابطها الأيونية في عملية التفكك. يحدث التفكك عندما تنفصل الذرات أو مجموعات الذرات عن الجزيئات لتكوين أيونات. لنأخذ ملح الطعام (كلوريد الصوديوم، NaCl) كمثال: عند إضافة بلورات كلوريد الصوديوم إلى الماء، تتفكك جزيئات كلوريد الصوديوم إلى أيونات Na + وCl- ، وتتشكل أغلفة من الماء حول الأيونات، كما هو موضح في الشكل 2.15. تحيط الشحنة السالبة الجزئية لذرة الأكسجين في جزيء الماء بأيون الصوديوم الموجب الشحنة، بينما تحيط الشحنة الموجبة الجزئية لذرة الهيدروجين في جزيء الماء بأيون الكلوريد السالب الشحنة.
خصائص الماء التماسكية والالتصاقية
هل سبق لك أن ملأت كوبًا من الماء حتى حافته، ثم أضفت إليه بضع قطرات أخرى ببطء؟ قبل أن يفيض، يتشكل الماء على هيئة قبة فوق حافة الكوب. يبقى هذا الماء فوق حافة الكوب بفضل خاصية التماسك . في التماسك، تنجذب جزيئات الماء إلى بعضها (بسبب الروابط الهيدروجينية)، مما يحافظ على تماسكها عند السطح الفاصل بين السائل والغاز (الماء والهواء)، على الرغم من عدم وجود مساحة كافية في الكوب.
تُتيح خاصية التماسك وجود التوتر السطحي، وهو قدرة المادة على مقاومة التمزق عند تعرضها للشد أو الضغط. وهذا ما يفسر أيضاً تكوّن قطرات الماء على سطح جاف بدلاً من أن تتسطح بفعل الجاذبية. فعندما نضع قصاصة صغيرة من الورق على قطرة ماء، تطفو الورقة على السطح رغم أن الورق أكثر كثافة (أثقل) من الماء. يحافظ التماسك والتوتر السطحي على الروابط الهيدروجينية لجزيئات الماء سليمة، مما يدعم طفو الجسم على السطح. بل من الممكن أيضاً “تعويم” إبرة على سطح كوب من الماء إذا وُضعت برفق دون كسر التوتر السطحي، كما هو موضح في الشكل 2.16.
ترتبط قوى التماسك هذه بخاصية الالتصاق في الماء، أو التجاذب بين جزيئات الماء وجزيئات أخرى. يكون هذا التجاذب أحيانًا أقوى من قوى التماسك في الماء، خاصةً عندما يتعرض الماء لأسطح مشحونة، مثل تلك الموجودة داخل الأنابيب الزجاجية الرقيقة المعروفة بالأنابيب الشعرية. نلاحظ الالتصاق عندما “يصعد” الماء على الأنبوب الموضوع في كوب من الماء: لاحظ أن الماء يبدو أعلى على جوانب الأنبوب منه في المنتصف. هذا لأن جزيئات الماء تنجذب إلى جدران الأنبوب الزجاجية المشحونة أكثر من انجذابها لبعضها البعض، وبالتالي تلتصق بها. نسمي هذا النوع من الالتصاق بالخاصية الشعرية، كما يوضح الشكل 2.17.
لماذا تُعدّ قوى التماسك والالتصاق مهمة للحياة؟ تُعدّ قوى التماسك والالتصاق مهمة لنقل الماء من جذور النباتات إلى أوراقها. تُولّد هذه القوى قوة سحب على عمود الماء، ناتجة عن ميل جزيئات الماء المتبخرة على سطح النبات إلى البقاء متصلة بجزيئات الماء الموجودة أسفلها، فتُسحب معها. تستخدم النباتات هذه الظاهرة الطبيعية للمساعدة في نقل الماء من جذورها إلى أوراقها. فبدون هذه الخصائص للماء، لن تتمكن النباتات من الحصول على الماء والمعادن الذائبة التي تحتاجها. في مثال آخر، تستخدم الحشرات، مثل حشرة الماء (كما هو موضح في الشكل 2.18)، التوتر السطحي للماء للبقاء طافية على الطبقة السطحية، بل وحتى للتزاوج هناك.
الرقم الهيدروجيني، والمحاليل المنظمة، والأحماض، والقواعد
ربما استخدمتَ ورق عباد الشمس أو ورق قياس الرقم الهيدروجيني، وهو ورق ترشيح مُعالج بصبغة طبيعية قابلة للذوبان في الماء، لقياس الرقم الهيدروجيني. يقيس هذا الورق كمية الحمض (الحموضة) أو القاعدة (القاعدية) الموجودة في المحلول. وربما استخدمتَه أيضًا لاختبار ما إذا كانت مياه حوض السباحة مُعالجة بشكل صحيح. في كلتا الحالتين، يقيس اختبار الرقم الهيدروجيني تركيز أيونات الهيدروجين في المحلول.
تتولد أيونات الهيدروجين تلقائيًا في الماء النقي نتيجة تفكك (تأين) نسبة ضئيلة من جزيئات الماء إلى أعداد متساوية من أيونات الهيدروجين (H + ) وأيونات الهيدروكسيد ( OH- ). وبينما تبقى أيونات الهيدروكسيد في المحلول بفضل روابطها الهيدروجينية مع جزيئات الماء الأخرى، تنجذب أيونات الهيدروجين، المكونة من بروتونات حرة، فورًا إلى جزيئات الماء غير المتأينة، مُكَوِّنةً أيونات الهيدرونيوم (H3O + ) . ومع ذلك، جرت العادة أن يشير العلماء إلى أيونات الهيدروجين وتركيزها كما لو كانت حرة في هذه الحالة في الماء السائل .
تركيز أيونات الهيدروجين المتفككة من الماء النقي هو 1 × 10⁻⁷ مول من أيونات H⁺ لكل لتر من الماء. المول (mol) هو وحدة قياس كمية المادة (والتي قد تكون ذرات، جزيئات، أيونات، إلخ). يمثل المول الواحد الوزن الذري للمادة، مُقاسًا بالجرام، وهو يساوي كمية المادة التي تحتوي على عدد من الوحدات يساوي عدد الذرات في 12 جرامًا من الكربون -12 . رياضيًا، المول الواحد يساوي 6.02 × 10²³ جسيمًا من المادة. لذلك، مول واحد من الماء يساوي 6.02 × 10²³ جزيئًا من الماء. نحسب الرقم الهيدروجيني (pH) كقيمة سالبة للوغاريتم العشري لهذا التركيز. لوغاريتم 10 للعدد 1 × 10⁻⁷ هو -7.0، وقيمة سالبة لهذا العدد (المشار إليها بالحرف “p” في “pH”) تعطي قيمة pH تساوي 7.0، وهي قيمة متعادلة. يُعد الرقم الهيدروجيني داخل خلايا الإنسان والدم مثالين على منطقتين في الجسم يتم فيهما الحفاظ على درجة حموضة قريبة من التعادل.
تنتج قراءات الرقم الهيدروجيني غير المتعادلة عن ذوبان الأحماض أو القواعد في الماء. باستخدام اللوغاريتم السالب لتوليد أعداد صحيحة موجبة، ينتج عن التركيزات العالية لأيونات الهيدروجين رقم هيدروجيني منخفض، بينما ينتج عن المستويات المنخفضة لأيونات الهيدروجين رقم هيدروجيني مرتفع. الحمض مادة تزيد من تركيز أيونات الهيدروجين (H + ) في المحلول، عادةً عن طريق تفكك إحدى ذرات الهيدروجين فيه. توفر القاعدة إما أيونات الهيدروكسيد (OH- ) أو أيونات أخرى سالبة الشحنة تتحد مع أيونات الهيدروجين، مما يقلل تركيزها في المحلول وبالتالي يرفع الرقم الهيدروجيني. في حالة إطلاق القاعدة لأيونات الهيدروكسيد، ترتبط هذه الأيونات بأيونات الهيدروجين الحرة، مُولِّدةً جزيئات ماء جديدة.
كلما زادت قوة الحمض، زادت قدرته على منح أيونات الهيدروجين (H +). على سبيل المثال، يتفكك حمض الهيدروكلوريك (HCl) كليًا إلى أيونات الهيدروجين والكلوريد، وهو حمضي للغاية؛ بينما لا تتفكك الأحماض الموجودة في عصير الطماطم أو الخل كليًا، وهي أحماض ضعيفة. في المقابل، القواعد القوية هي تلك المواد التي تمنح أيونات الهيدروكسيد (OH-) بسهولة أو تستقبل أيونات الهيدروجين. يُعد هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) والعديد من المنظفات المنزلية قلوية للغاية، وتمنح أيونات الهيدروكسيد (OH- ) بسرعة عند وضعها في الماء، مما يرفع درجة الحموضة (pH). ومن الأمثلة على المحاليل القاعدية الضعيفة مياه البحر، التي تبلغ درجة حموضتها حوالي 8.0. هذه الدرجة قريبة بما يكفي من درجة الحموضة المتعادلة، مما مكّن الكائنات البحرية من التكيف والعيش والازدهار في بيئة مالحة.
كما ذكرنا سابقًا، مقياس الرقم الهيدروجيني (pH) هو لوغاريتم عكسي ويتراوح من 0 إلى 14 ( الشكل 2.19 ) . أي قيمة أقل من 7.0 (من 0.0 إلى 6.9) تُعتبر حمضية، وأي قيمة أعلى من 7.0 (من 7.1 إلى 14.0) تُعتبر قلوية. عادةً ما تكون القيم المتطرفة للرقم الهيدروجيني، سواءً في الاتجاهين الأعلى أو الأدنى من 7.0، غير مواتية للحياة. الرقم الهيدروجيني داخل الخلايا (6.8) والرقم الهيدروجيني في الدم (7.4) قريبان جدًا من التعادل. مع ذلك، فإن بيئة المعدة شديدة الحموضة، حيث يتراوح الرقم الهيدروجيني فيها بين 1 و2. نتيجةً لذلك، كيف تستطيع خلايا المعدة البقاء على قيد الحياة في مثل هذه البيئة الحمضية؟ كيف تحافظ على توازن الرقم الهيدروجيني داخلها؟ الإجابة هي أنها لا تستطيع ذلك، وتموت باستمرار. تُنتج المعدة باستمرار خلايا جديدة لتحل محل الخلايا الميتة، والتي تهضمها أحماض المعدة. يُقدّر العلماء أن جسم الإنسان يُجدد بطانة المعدة بالكامل كل سبعة إلى عشرة أيام.
رابط إلى التعلم
شاهد هذا الفيديو للحصول على شرح مبسط لمفهوم الرقم الهيدروجيني (pH) ومقياسه اللوغاريتمي.
https://www.openstax.org/l/pH_scale
كيف تستطيع الكائنات الحية التي تتطلب أجسامها درجة حموضة قريبة من التعادل تناول مواد حمضية وقاعدية (كإنسان يشرب عصير البرتقال، على سبيل المثال) والبقاء على قيد الحياة؟ تكمن الإجابة في المواد المنظمة. تمتص هذه المواد بسهولة أيونات الهيدروجين الزائدة (H +) أو أيونات الهيدروكسيد (OH- ) ، مما يحافظ على درجة حموضة الجسم ضمن النطاق الضيق اللازم للبقاء. يُعد الحفاظ على درجة حموضة ثابتة في الدم أمرًا بالغ الأهمية لصحة الإنسان. يتكون النظام المنظم الذي يحافظ على درجة حموضة دم الإنسان من حمض الكربونيك (H2CO3 ) ، وأيون البيكربونات (HCO3- ) ، وثاني أكسيد الكربون (CO2 ) . عندما تتحد أيونات البيكربونات مع أيونات الهيدروجين الحرة لتكوين حمض الكربونيك، فإنها تزيل أيونات الهيدروجين وتُعدّل تغيرات درجة الحموضة. وبالمثل، كما هو موضح في الشكل 2.20، يمكن أن يتحول حمض الكربونيك الزائد إلى غاز ثاني أكسيد الكربون الذي نزفره عبر الرئتين. هذا يمنع تراكم أيونات الهيدروجين الحرة في الدم، وبالتالي يمنع انخفاض درجة حموضة الدم بشكل خطير. وبالمثل، إذا دخلت كمية كبيرة من أيونات الهيدروكسيل (OH- ) إلى الجسم، فسيتحد معها حمض الكربونيك لتكوين البيكربونات، مما يؤدي إلى انخفاض درجة الحموضة. وبدون هذا النظام المنظم، ستتذبذب درجة حموضة الجسم بشكل كافٍ لتهديد الحياة.
من الأمثلة الأخرى على المواد المنظمة للحموضة مضادات الحموضة التي يستخدمها البعض للتخفيف من حموضة المعدة الزائدة. تعمل العديد من هذه الأدوية التي تُصرف بدون وصفة طبية بنفس طريقة عمل المواد المنظمة للحموضة في الدم، حيث تحتوي عادةً على أيون واحد على الأقل قادر على امتصاص الهيدروجين وتعديل درجة الحموضة، مما يخفف من معاناة حرقة المعدة بعد تناول الطعام. تُعد الخصائص الفريدة للماء التي تُسهم في هذه القدرة على موازنة درجة الحموضة – بالإضافة إلى خصائصه الأخرى – ضرورية لاستمرار الحياة على الأرض.
المصدر: هذا الموضوع هو جزء من سلسلة موضوعات الكتاب الأصلي باللغة الإنجليزية وهو بعنوان: علم الأحياء الجزء الثاني Biology 2e، إصدار أوبنستاكس OpenStax، مقررات جامعة رايس. للاطلاع على معلومات حول هذا الكتاب والمؤلفين وجهة الإصدار وطرق تصفحه على الإنترنت يمكن زيارة تصنيف الأحياء ضمن قسم العلوم الطبيعية.