1. Slide
King Saud University College of Science Department of Biochemistry
BCH 101 (General Biochemistry)
Chapter 2:
الماء - الأحماض والقلويات - المحاليل المنظمة WATER, ACID-BASE & BUFFERS
Prepared by Dr. Farid Ataya

2. الماء ، سر الحياة H2O, the secret of life
الماء في الحالات العادية متعادل ويمكن أن يتأين بمعدلات بطيئة إلى أيونين هما:
- أيون الهيدروجين(H+)
أيون الهيدروكسيل (-OH-)
H2O H+ + OH-
يتفكك جزئ الماء إلى الأيونات ويعاد إرتباطها بشكل دائم حتى يصل إلى مرحلة اتزان يحكمها ثابت يسمى بثابت الاتزان Equilibrium constant (Keq) الذي يمكن التعبير عنه بحاصل قسمة تركيز الأيونات المكونة للماء على تركيز الماء قبل التأين.

3. مجموع الأوزان الجزيئية للماء تساوي 18 1 جزئ H2O = 18 جرام
(مستمر) : تأين الماء
مجموع الأوزان الجزيئية للماء تساوي 18
1 جزئ H2O = 18 جرام
1 لتر H2O = 1000 جرام
إذاً 1 لتر H2O يحتوي على 1000/18= جزئ
معنى هذا أن تركيز الماء (55.56M) يعتبر كبير جداً مقارنةً لتركيز الأيونات المكونة له [H+] و[OH-]
وبالرجوع للمعادلة السابقة وضرب طرفي المعادلة في نحصل على ثابت جديد يسمى Kw

4. (مستمر) : تأين الماء
Kw = [H+][OH-]
في حالة الماء النقي الذي لم يضاف إليه احماض أو قلويات نجد أن قيمة Kw = 14
Kw = 1 x 10-14
وبما أن تركيز ايون الهيدروجين [H+] يساوي تركيز أيون الهيدروكسيل [OH-] فإن قيمة كل منهما تساوي 10-7 M
[H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M
لو تم أخذ اللوغارتم السالب لتركيز ايون الهيدروجين نحصل على قيمة تستخدم للتعبير عن التركيز وتسمى تلك القيمة بـ pH
pH = -log[H+]

5. تعريف بالحموض والقواعد وثوابت التفكك الخاصة بها
Definition of acids and bases and its dissociation constants

6. تعريف الأحماض والقلويات
تعريف أرهينيوس Arrhenius (1884)
الأحماض هي المركبات التي تتأين في المحاليل المائية لتعطي أيونات هيدروجين H+.
القواعد هي المركبات التي تتأين في المحاليل المائية لتعطي أيونات هيدروكسيلOH-.
تعريف برونستد – لوري Bronsted-Lowry (1923)
هذا التعريف أكثر شمولية واستخداماً في الأوساط العلمية
الأحماض هي التي تتأين لتعطي بروتوناتProton donor .
القواعد هي التي تستقبل بروتونات Proton acceptor .
BH H B-
حمض بروتون قاعدة

7. (مستمر): الأحماض والقويات
كل من الحمض والقاعدة مرافق للآخر Conjugate
فمثلاً B- هي القاعدة المرافقة للحمض BH
و BH هو الحمض المرافق للقاعدة B-.
NH4+ + H2O H3O+ + NH3
HCl + H2O H3O + + Cl-
HSO4 + H2O H3O + + SO4-
HBr + H2O H3O + + Br-

8. (مستمر): الأحماض والقويات
يمكن للماء أن يتأين ذاتياً ليعمل كحمض وكقاعدة في نفس الوقت
H2O + H2O H3O + + OH-
الأحماض الضعيفة تتأين (تتفكك) بدرجة ضعيفة لأن القاعدة المرافقة قوية فترتبط بقوة مع الهيدروجين
الأحماض القوية تتأين كلياً فهي تتميز بميلها الشديد لإعطاء (فقد) بروتونات نظراً لضعف القاعدة المرافقة
القواعد القوية تتميز بميلها الشديد لاستقبال بروتونات

9. (مستمر): الأحماض والقويات
وبحساب ثابت التأين للحمض Ka

10. (مستمر): الأحماض والقويات
تعتمد قوة الحمض أو القاعدة على قدرة المذيبsolvent على الارتباط بأيون الهيدروجين.
فممكن لحمض أن يكون قوياً في أحد المذيبات وضعيفاً في مذيب آخر.
فمثلاً حمض الأسيتيك (الخليك) يكون ضعيفاً في الوسط المائي ويكون قوياً في محلول الأمونيا.
القاعدة المرافقة للحمض القوي تكون ضعيفة والعكس صحيح.
فمثلاً الماء حمض ضعيف ولكن قاعدته المرافقة قوية (الهيدروكسيل OH)
أحماض HCl, HBr, HNO3 هى أحماض قوية (سريعة التأين) وقواعدها المرافقة ضعيفة -Cl-, Br-, NO3.

11. pH تعريف الـ
هو اللوغاريتم السالب للتركيز الجزيئي لأيون الهيدرونيوم [H3O+]
pH = -log [H3O+]
pH = -log [H+]
وتكتب غالباً بالصيغة التالية
وعند درجة حرارة 25°م تكون pH للماء النقي = 7
pH = -log [H+] = -log 10-7 = -(-7) = 7.0
pOH = -log [OH-]
بالمثل يمكن تعريف الـ pOH
pH + pOH = 14.00

12. معادلة هندرسون - هاسلبالخ Henderson-Hasselbalch Equation
وضعت هذه المعادلة للتعبير عن الأحماض والقواعد الضعيفة وليس الأحماض القوية المخففة
إن الأحماض والقواعد الضعيفة لا تتأين كلياً، وتوجد في حالة اتزان بين تركيز الحمض الغير متأين وأيوناته (البوتون + القاعدة المرافقة)
HA H A-
يمكن حساب ثابت الاتزان كما يلي:

13. (مستمر): معادلة هندرسون - هاسلبالخ

14. (مستمر): معادلة هندرسون - هاسلبالخ
عندما يكون الحمض نصف متأين (يتساوى تركيز الحمض مع تركيز قاعدته المرافقة) يكون: pH = pK

15. المحاليل الحيوية المنظمة
المحاليل الحيوية المنظمة 
تعريف المحلول المنظّم Buffer :
هي محاليل تتغيّر قيمة الرقم الهيدروجيني لها تغيراً طفيفاً عند إضافة حمض أو قاعدة إليها بكميات قليلة. (أي أنها محاليل تقاوم التغيرات في قيمة pH عند إضافة حمض أو قاعدة إليها ).
ممّ يتكوّن المحلول المنظّم؟
يتكوّن من حمض ضعيف وقاعدته المرافقة (ملح الحمض) أو قاعدة ضعيفة وحمضها المرافق (ملح القاعدة)
أمثلة المحاليل المنظمة:
(CH3COOH ،CH3COO-)
(NH3 ، NH4Cl) (HCN ، NaCN)
(HNO2 ، KNO2) (H2CO3 ، NaHCO3)

16. آلية عمل المحاليل المنظمة
يحتوى المحلول المنظم على مواد تتفاعل مع أيونات H+ ومواد أخرى تتفاعل مع أيونات OH- المضافة أو الناتجة من أي تفاعل وبذلك يقل تأثير تلك الأيونات على الوسط
مثال: المحلول المتكون من حمض الأستيك + أسيتات صوديوم
- يقاوم التغير في الـ pH إذا أضيف إليه حمض قوي مثل HCl لأن الحمض المضاف يتحلل إلى أيونات Cl- و H+
- ترتبط أيونات Cl- مع الصوديوم مكوناً ملح الطعام NaCl لا يؤثر في الـpH
- ترتبط أيونات الأسيتات مع H+ فيتكون حمض الأستيك ضعيف التحلل الذي لا يغير بدوره الـ pH

17. السعة التنظيمية Buffering Capacity
تتناسب قدرة المحلول المنظم على مقاومة التغير في الـ pH طردياً مع تركيز مكوناته
وتبلغ السعة التنظيمية أقصاها عندما يتساوى تركيز الحمض مع قاعدته المرافقة
مثال acetate buffer
pH = pKa = -log Ka
log Ka = - log 1.8 x 10-5
= 4.74
هذا معناه أن السعة القصوى لهذا المحلول تقع عند pH = 4.74 وتقل القدرة على مقاومة التغير كلما بعدنا عن هذا الرقم في حدود ±1

18. أهمية المحلول المنظم ضرورية لضمان نشاط الإنزيمات
ضرورية لنقل الغازات في الدم pH optima = 7.4
تعالج التربة الزراعية بمحاليل منظمة حتى تصبح صالحة لزراعة محاصيل معينة.
أمثلة للكواشف على درجة الــ pH
الكاشف
لونه في الوسط القاعدي
لونه في الوسط الحمضي
فينول فثالين Phenol phthaline
وردي
عديم اللون
الميثيل البرتقالي Methyl orange
أصفر
أحمر
المثيل الأحمرMethyl red
دوار الشمس Litmus paper
أزرق

19. أمثلة على pH لبعض السوائل
المادة أو المحلول
الأس الهيدروجيني pH
- عصير الليمون
–2.2
- الخل
3.0
- عصير الطماطم
4.0
- الجبنة
- ماء الشرب
8.0 – 5.5
- ماء البحر
8 .3
- بول الانسان
8 . 4 – 4 . 8
- حليب الأبقار
6 .6 – 6 .3
- لعاب الانسان
7 .5 – 6 .5
- دم الانسان
7 . 5 – 7 . 3