عالم الأحياء 6 التفاعلات الكيميائية وتطبيقاتها الحياتية
الروابط الكيميائية
تتكون الكائنات الحية من الخلايا، وتتألف الخلايا من الذرات، ولكن هذه الذرات لا تتواجد في الطبيعة وحدها، بل تتفاعل مع ذرات أو مجوعة ذرات أخرى.
يُمكن أن ترتبط الذرات بروابط قوية ومنتظمة مكونة جزيئات أو بلورات، أو ترتبط بروابط ضعيفة ومؤقتة تصطدم بذرات أخرى.
سواء كانت الروابط قوية أو ضعيفة، فجميع هذه الروابط ضرورية لكيمياء أجسام المخلوقات الحية ولوجود الحياة بأكملها.
عرفنا فيما سبق أن الروابط الكيميائية تحدث لأن الذرات تُحاول الوصول للحالة الأكثر استقرارًا قدر الإمكان.
تُصبح الذرات مستقرة عندما تفي بقاعدة الثمانيات، وهذا يعني أن يمتلئ غلاف التكافؤ بالإلكترونات، وإذا لم تصل الذرة لهذه الحالة فهي تفقد أو تكسب إلكترونات بغرض الوصول للاستقرار.
سنُراجع بسرعة الروابط الكيميائية في الفقرات الآتية بغرض فهم التفاعلات الكيميائية بشكل أفضل.
الرابطة الأيونية
بعض الذرات تُصبح أكثر استقرارًا عندما تكتسب أو تفقد إلكترونات، مما يمنحها غلاف تكافئ ممتلئ بثمانية إلكترونات.
في الرابطة الأيونية تفقد الذرة أو تكتسب إلكترونًا كاملًا، ويُمكن العثور على نوعين من الأيونات وهما:
- الكاتيونات: وهي الأيونات الموجبة التي تتكون عندما تفقد الإلكترونات، فعلى سبيل المثال عندما تفقد ذرة الصوديوم إلكترون تُصبح كاتيون صوديوم ويُرمز لها بالرمز الآتي:
Na+1 - الأنيونات: وهي أيونات سالبة تتشكل عن طريق كسب الإلكترون، ويتغير اسم الأيونات عندما تُصبح أنيونات، فمثلًا يُطلق على أنيون الكلور اسم كلورايد، ويُرمز له بالرمز الآتي:
CL–
عملية نقل الإلكترون هي عملية تفقد بها أحد الذرات إلكترون وتكتسبه ذرة أخرى، فعلى سبيل المثال يحتوي الصوديوم في المثال أعلاه على إلكترون واحد في غلافه الخارجي، والأسهل له فقدان هذا الإلكترون بدلًا من اكتساب سبع إلكترونات.
في المقابل يمتلك الكلور سبع إلكترونات، فالأسهل هو اكتساب إلكترون واحد بدلًا من خسارة سبع إلكترونات، وهكذا يتفاعل الكلور مع الصوديوم مكونًا مركب كلوريد الصوديوم أو مل الطعام برابطة أيونية.
مصدر الصورة: OpenStax Biology
في الحقيقة، لا يتكون ملح الطعام من أيون صوديوم واحد وأيون كلوريد واحد، بل يحتوي على مجموعة من الأيونات المرتبة معًا في نمط ثلاثي الأبعاد يُطلق عليه اسم البلورات.
في علم وظائف الأعضاء يُطلق على بعض الأيونات اسم الإلكتروليتات، وهي الصوديوم، الكالسيوم والبوتاسيوم، وهذه الإلكتروليتات ضرورية لتوصيل النبضات العصبية، تقلص العضلات وتوازن الماء في الجسم.
ويفقد الجسم هذه الإلكتروليتات من خلال التعرق، ويُمكن أن يُعوضها من المكملات الغذائية أو المشروبات الرياضية.
الرابطة التساهمية
وهي طريقة أخرى تُصبح الذرات فيها أكثر استقرارًا، وفي هذه الطريقة لا تكتسب الذرات أو تخسر إلكترونًا كاملًا، بل تُشارك إلكتروناتها مع ذرات أخرى.
في أجسام الكائنات الحية تُعتبر الروابط التساهمية أكثر شيوعًا من الروابط الأيونية، فعلى سبيل المثال ترتبط جزيئات الكربون العضوية معًا باستخدام الروابط التساهمية.
الروابط التساهمية هي التي تربط بين المض النووي والبروتينات، ويُمكن فيها مشاركة زوج، زوجين أو ثلاثة أزواج من الإلكترونات، وينتج عنها رابطة أحادية، ثنائية أو ثلاثية.
وكلما زاد عدد الإلكترونات المشتركة بين الذرتين، كلما كانت الرابطة أقوى.
على سبيل المثال، يتكون جزيء الماء من رابطة تساهمية بين الأكسجين وذرتي الهيدروجين، حيث يتشارك الأكسجين في أحد إلكتروناته مع كل ذرة هيدروجين.
مصدر الصورة: OpenStax Biology
وهذا يجعل جزيء الماء أكثر استقرارًا بكثير من الذرات المكونة له.
الرابطة التساهمية القطبية
وفيها تتقاسم الذرات الإلكترونات بشكل غير متساوي، وتكون الإلكترونات أقرب من ذرة معينة أكثر من الأخرى.
يحدث هذا عندما تكون إحدى الذرات أكثر كهروسالبية من ذرة أخرى، وهذا ما يحدث مع جزيء الماء في المثال أعلاه، حيث إن كهروسالبية الأكسجين أعلى من الهيدروجين، وهذا يعني أن الأكسجين يجذب الإلكترونات المشتركة بقوة أكبر.
نتيجة لذلك يحمل الأكسجين في الماء شحنة جزئية سالبة ذات كثافة إلكترون عالية، بينما يحمل الهيدروجين شحنة جزئية موجبة ذات كثافة إلكترون منخفضة.
عمومًا، عندما تكون إحدى الذرات في الجزيء أكثر كهروسالبية فإن الرابطة بينهما تكون قطبية، وهذا يعني أن أحد الأطراف له شحنة موجبة بسيطة للغاية، وللطرف الثاني شحنة سالبة بسيطة للغاية.
الروابط التساهمية غير القطبية
وهي رابطة تساهمية لا تؤثر عليها قوى الكهروسالبية، وتشترك الذرات فيها بالإلكترونات بشكل متساوي.
مثال عليها الروابط في جزيء غاز الميثان CH4، حيث يحتوي الكربون على أربع إلكترونات في غلافه الخارجي، ويحتاج لأربع إلكترونات أخرى يحصل عليها من أربع ذرات هيدروجين، من كل ذرة إلكترون واحد.
الرابطة الهيدروجينية وقوى لندن التشتتية
الروابط التساهمية والأيونية روابط قوية للغاية، ويُقابلها بعض الروابط الضعيفة التي تتكون بين الجزيئات والذرات.
هناك نوعان من الروابط الضعيفة، وهما الرابطة الهيدروجينية وقوى لندن التشتتية أو قوى تشتت لندن.
على الرغم من أنها روابط ضعيفة ومؤقتة، ولكنها من أساسيات الحياة، فهي التي تُثبت هياكل البروتينات والأحماض النووية.
على سبيل المثال في الرابطة التساهمية القطبية في جزيء الماء، يكون للهيدروجين شحنة جزئية موجبة، بمعنى آخر شحنة موجبة ضعيفة للغاية، وبسببها ينجذب الهيدروجين إلى أي شحنات سالبة مجاورة، وهذه هي الرابطة الهيدروجينية.
في الحقيقة العديد من الروابط الهيدروجينية تكون قوية للغاية، ولكن روابط الهيدروجين الفردية ضعيفة وتُكسر بسهولة.
قوى تشتت لندن هي رابطة تُشبه الرابطة الهيدروجينية بشكل كبير، ولكنها تحدث بين جميع الذرات أو الجزيئات ولا تقتصر فقط على الهيدروجين.
كيف تحدث هذه القوى؟
الإلكترونات دائمًا ما تتحرك، وفي لحظة ما يُمكن أن يحدث نوع من عدم توازن الشحنة، فينتج عن ذلك شحنة سالبة في أحد أجزاء الجزيء، مما يتسبب في جذب الشحنات الموجبة والمؤقتة.
يُطلق على الروابط الهيدروجينية وقوى تشتت لندن اسم قوى فان دير فالس، وهذا المصطلح يعني أي رابطة غير تساهمية أو غير أيونية.
قد يختلف معنى هذا المصطلح في بعض الكتب المدرسية التي تُطلق اسم قوى فان دير فالس على قوى تشتت لندن فقط، لذلك تأكد هنا من مرجعك المدرسي.
الروابط الكيميائية داخل الخلية
تلعب جميع هذه الروابط الكيميائية سواءً القوية منها أو الضعيفة دورًا مهمًا في كيمياء خلايا الجسم، فعلى سبيل المثال تربط الروابط التساهمية القوية بين الجزيئات الأساسية التي تكون الحمض النووي.
بينما تربط الروابط الهيدروجينية الضعيفة بين خيطي الحمض النووي لتمنحه شكله اللولبي، وفي الوقت نفسه يُمكن أن تتفكك هذه الروابط الهيدروجينية في أي لحظة للسماح بفتح الحمض النووي ونسخه.
في البيئة السائلة للخلية عمومًا، تُشكل الروابط بين الأيونات، الجزيئات القطبية وجزيئات الماء باستمرار، كما تتكسر هذه الروابط أيضًا خلال تفاعلات الخلية المختلفة.
المثير للدهشة بحق، هو التفكير في أن مليارات التفاعلات الكيميائية المتعلقة بهذه الروابط تحدث في أجسادنا الآن، سواء كانت روابط ضعيفة، مستقرة أو مؤقتة.
جميعها تحدث الآن لتسمح لنا بممارسة ما نفعله في هذه اللحظة.
التفاعلات الكيميائية
التفاعلات الكيميائية هي العمليات التي تتشكل أو تنكسر فيها الروابط بين الذرات أو الجزيئاتـ وتتألف المواد الداخلة في التفاعل الكيميائي بالمواد المتفاعلة.
أما نتائج التفاعل فهي المواد المنتجة، وفيما يلي مثال على التفاعل الكيميائي لجزيء الماء على سبيل المثال:
2H + O à H2O
المواد المتفاعلة في هذه المعادلة هي ذرتي الهيدروجين وذرة الأوكسجين، أما المواد الناتجة فهي جزيء الماء.
كما نُلاحظ أن عدد ذرات العنصر في المواد المتفاعلة متطابق مع عدد ذرات العنصر في المواد الناتجة، وهذا ما يجعل المعادلة متوازنة.
إقرأ أيضًا: أنواع التفاعلات الكيميائية
وبهذا نختتم ما يتعلق بمعلومات عامة عن كيمياء الحياة، وفي المقال المقبل سنبدأ بشرح مفصل أكثر عن الماء، الأحماض والقواعد، وخصائص كل منهم.
