L'acqua

L'acqua è un composto chimico di formula molecolare H2O. In condizioni di temperatura e pressione normali si presenta come un liquido incolore e insapore; il suo punto di fusione è a 0 °C (273,15 K), mentre il suo punto di ebollizione è a 100 °C (373,15 K).
L'acqua è un ottimo solvente, per cui le acque naturali contengono disciolte moltissime altre sostanze.
L'acqua in natura è tra i principali costituenti degli ecosistemi ed è alla base di tutte le forme di vita conosciute, uomo compreso; la stessa origine della vita è dovuta alla presenza di acqua nel nostro pianeta.

L'importanza biologica dell'acqua

L'acqua è un componente fondamentale per gli organismi vegetali e animali. Essa si trova in elevate percentuali nelle cellule (in particolare nel citoplasma e nei vacuoli), dove viene convogliata attraverso il processo detto di "pinocitosi". Nel corpo umano, l'acqua è presente in percentuali variabili a seconda dell'età. I liquidi corporei che hanno il maggiore contenuto di acqua sono il liquido cerebrale (99%), il midollo osseo (99%) e il plasma sanguigno (85%).
Proprio perché l'acqua è presente in quantità molto elevate viene classificata come "macronutriente".

Forme fisiche dell'acqua

L'acqua assume più forme in natura. Allo stato solido è nota come ghiaccio, allo stato aeriforme è nota come vapore acqueo. Sono note anche altre due forme solide, quella del ghiaccio vetroso e quella del solido amorfo, non cristallino, simile al vetro. A pressioni estreme il ghiaccio può assumere diversi stati solidi, numerati con numeri romani.
Il ghiaccio e la neve con cui abbiamo a che fare normalmente presentano una struttura cristallina esagonale (ghiaccio Ih). Solo leggermente meno stabile (metastabile) della forma esagonale è quella cubica (ghiaccio Ic). Raffreddando il ghiaccio Ih si ha la formazione di una diversa configurazione, la forma XI, nella quale i protoni presentano una elevata mobilità.
A diverse temperature e pressioni possono esistere ulteriori tipi di ghiaccio, che possono essere identificati nel diagramma di fase del ghiaccio. Questi sono II, III, V, VI, VII, VIII, IX, e X. Il passaggio da un ghiaccio all'altro avviene attraverso una transizione isotermica, essendo delle transizioni di fase. Sotto opportune condizioni, tutti questi tipi possono esistere anche a temperatura ambiente. I vari tipi di ghiaccio differiscono per la loro struttura cristallina, ordinamento e densità. Ci sono due fasi metastabili del ghiaccio: la IV e la XII. Il ghiaccio XII venne scoperto nel 1996. Nel 2006 sono state scoperte le forme XIII e XIV.
Oltre alle forme cristalline, l'acqua può esistere in stati amorfi: acqua solida amorfa, ghiaccio amorfo a bassa densità, ghiaccio amorfo ad alta densità, ghiaccio amorfo ad altissima densità e acqua vetrosa sottoraffreddata.
Esistono anche molecole d'acqua costituite da isotopi dell'idrogeno al posto del normale prozio (11H), che trovano impiego principalmente in ambito nucleare.
L'acqua pesante (D2O o 21H2O) è un'acqua in cui gli atomi di idrogeno sono sostituiti da atomi di deuterio, isotopo dell'idrogeno avente peso atomico 2 uma. Il suo comportamento chimico è sostanzialmente uguale a quello dell'acqua; trova applicazione in quanto è un moderatore meno efficace dell'acqua comune (idrogeno + ossigeno) dei neutroni emessi dalla fissione nucleare. In campo nucleare quindi l'acqua comune viene definita anche come acqua leggera.
Esiste anche un'altra forma meno stabile, chiamata acqua superpesante (T2O o 31H2O), in cui al posto degli atomi di idrogeno sono presenti atomi di trizio, isotopo dell'idrogeno avente peso atomico 3 uma.

I vari stati dell'acqua

L'acqua è una delle poche sostanze esistenti (insieme a gallio, bismuto e antimonio) in cui il processo di solidificazione avviene con un aumento di volume specifico pari a circa 0,09 l/kg (alla temperatura di 0 °C e alla pressione di 1 atm). Ciò comporta che alla diminuzione della temperatura, la pressione di passaggio di stato solido-liquido aumenti sensibilmente: si ha una pendenza negativa della linea di passaggio solido-liquido nel diagramma pressione-temperatura. In particolare, per ogni centesimo di grado Celsius (0,01 °C) di diminuzione della temperatura si ha un aumento della pressione di fusione di circa una atmosfera. Questa relazione è verificata fino alla pressione di 2070 atm e alla temperatura di -22 °C, oltre la quale si hanno altri stati allotropici.
In condizioni normali (a pressione di 1 atm) l'acqua vaporizza alla temperatura di 100 °C. Come per tutte le altre sostanze, nella trasformazione è necessario fornire una certa quantità di calore detto calore latente, che nel caso dell'acqua è più elevato di ogni altra sostanza nota: a condizioni di 0 °C e di una atmosfera questo calore di vaporizzazione è infatti pari a 2501 kJ/kg.

Propietà fisiche

L'acqua allo stato liquido presenta diverse anomalie:

- punto di ebollizione molto alto;
- volume molare piuttosto basso;
- calore specifico elevato con un minimo a 35 °C;
- viscosità che presenta un minimo alle alte pressioni;
- notevole aumento di volume nel congelamento;
- un massimo della massa volumica che indica la presenza, al di sotto della corrispondente temperatura, di uno stato liquido che in modo anomalo all'aumentare della temperatura si contrae.

Per spiegare queste anomalie si tende ad ammettere che l'organizzazione cristallina, dovuta nel ghiaccio ai legami idrogeno, sussista ancora nell'acqua liquida, costituendo un edificio macromolecolare lacunare con legami interni mobili che diminuiscono di numero all'aumentare delle temperature e che formano un insieme di agglomerati polimerici a grappolo in equilibrio dinamico, e di molecole libere o legate in catene o in anelli.
A differenza della maggior parte delle altre sostanze, per le quali la forma solida è più densa di quella liquida, il ghiaccio è meno denso dell'acqua liquida. La densità dell'acqua è infatti massima a 4 °C. Ciò è dovuto al fatto che il volume molare dell'acqua aumenta all'abbassarsi della temperatura, con conseguente diminuzione della densità, e galleggiamento per spinta di Archimede.
Questa insolita espansione dell'acqua a basse temperature costituisce un vantaggio importante per tutte le creature che vivono in ambienti di acqua dolce d'inverno. L'acqua, raffreddandosi in superficie, aumenta di densità e scende verso il fondo innescando correnti convettive che raffreddano uniformemente l'intero bacino. Quando la temperatura in superficie scende sotto i 4 °C questo processo si arresta, e per la spinta di Archimede l'acqua più fredda rimane in superficie, dove, con un ulteriore calo della temperatura, forma uno strato di ghiaccio. Se l'acqua non avesse questa particolarità, i laghi ghiaccerebbero interamente, e di conseguenza tutte le forme di vita presenti morirebbero. La situazione nelle acque marine è in qualche modo differente. Il sale contenuto nell'acqua abbassa sia il punto di congelamento dell'acqua di circa 2 °C, (per il fenomeno dell'abbassamento crioscopico) sia la temperatura cui l'acqua raggiunge la sua massima densità fino a circa 0 °C. Quindi nelle acque oceaniche i moti convettivi che portano verso il fondo l'acqua più fredda non sono bloccati dal gradiente di densità, come avviene nelle acque dolci. Le creature che vivono sul fondo degli oceani artici sono adattate a vivere a temperature prossime a 0 °C.
Alla normale salinità dell'acqua di mare, l'acqua congela a circa −1,9 °C. Il ghiaccio che si forma è sostanzialmente privo di sale ed ha densità paragonabile a quella del ghiaccio di acqua dolce. Questo ghiaccio galleggia sulla superficie, mentre il sale che ne è stato "espulso" va ad aumentare salinità e densità dell'acqua vicina, la quale scende per convezione verso il fondo.
Le condizioni di temperatura e pressione in cui le fasi solida, liquida e gassosa di una sostanza esistono contemporaneamente in equilibrio tra loro è detta punto triplo. Per l'acqua il punto triplo viene usato come riferimento di temperatura, avendo fissato per convenzione che questi è a 273,16 K (ossia 0,01 °C); la pressione al punto triplo dell'acqua è di 611,2 Pa, valore molto basso, se si considera che al livello del mare la pressione atmosferica vale mediamente 101.300 Pa.
L'acqua possiede un'elevata tensione superficiale, osservabile tramite la formazione di gocce, proprietà anch'essa importante per la vita. Un esempio è il trasporto dell'acqua negli xilemi degli steli delle piante; la tensione superficiale mantiene la colonna d'acqua unita e forze adesive mantengono l'acqua aderente allo xilema. Colonne altrettanto alte e sottili di liquidi meno coesi e meno aderenti andrebbero a spezzarsi formando sacche d'aria o di vapore, rendendo inefficiente fino all'impossibilità il trasporto del liquido attraverso lo xilema.
L'acqua pura è un buon isolante elettrico (cioè un cattivo conduttore). Ma, essendo anche un buon solvente, spesso reca in sé tracce di sali disciolti in essa, che, con i loro ioni la rendono un buon conduttore di elettricità.
In teoria il pH dell'acqua pura a 25 °C è 7. In pratica, date le sue buone capacità solventi, l'acqua pura è difficile da trovare in natura. Per semplice esposizione all'aria, l'acqua ne dissolve l'anidride carbonica, formando una soluzione molto diluita di acido carbonico che può arrivare fino ad un valore di pH 5,7. Similmente si comportano le gocce di pioggia, che presentano sempre una seppur minima acidità. La presenza di ossidi di zolfo o di azoto nell'atmosfera, tramite la loro dissoluzione nelle gocce di pioggia, porta a piogge acide aventi valori di pH ben inferiori (3,5÷2,5), i cui effetti sull'ambiente sono ben più seri. Il pH dell'acqua di mare è tra 7,7 e 8,3.

La natura dipolare dell'acqua

Un'importante caratteristica dell'acqua è data dalla polarità della sua molecola, con momento di dipolo molecolare pari a 1,84 D. La molecola dell'acqua forma un angolo di 104,45° con l'atomo di ossigeno al vertice e i due atomi di idrogeno alle due estremità. Dato che l'ossigeno ha una elettronegatività maggiore, il vertice della molecola ospita una parziale carica elettrica negativa (δ-), mentre le estremità recano una parziale carica elettrica positiva (δ+). Una molecola che presenta questo squilibrio di cariche elettriche è detta essere un dipolo elettrico. Le cariche fanno sì che le molecole vengano attratte reciprocamente l'una dall'altra. Questa attrazione nell'acqua è particolarmente intensa, prende il nome di legame idrogeno (o H-bond) e spiega molte delle proprietà fisiche tipiche dell'acqua, benché il legame idrogeno sia molto più debole dei legami covalenti interni alla molecola stessa.
La presenza del legame idrogeno spiega ad esempio i relativamente alti punto di fusione e punto di ebollizione: è infatti richiesta una maggiore energia (rispetto a sostanze meno polari) per rompere i legami idrogeno che tengono unite le molecole le une alle altre. L'acido solfidrico, H2S, simile per geometria ma incapace di formare legami idrogeno, è un gas a temperatura ambiente, pur avendo un peso molecolare quasi doppio rispetto all'acqua. Sempre al legame idrogeno è da attribuire l'elevata capacità termica specifica.
Il legame idrogeno spiega anche l'insolito comportamento dell'acqua quando questa congela: a causa di questo legame, quando la temperatura si abbassa fino al punto di congelamento, le molecole di acqua si organizzano in una struttura cristallina dalla simmetria esagonale tipica del ghiaccio, che risulta essere meno densa dell'acqua liquida.
Il fatto che il ghiaccio sia meno denso dell'acqua liquida porta con sé una curiosa conseguenza: il ghiaccio può essere fuso anche tramite l'applicazione di una adeguata pressione. Tale pressione risulta essere piuttosto elevata, si pensi per confronto che la pressione esercitata da un pattinatore abbassa il punto di fusione del ghiaccio su cui si trova di circa 0,09 °C.
Allo stato solido ogni molecola di acqua si lega con altre quattro mediante legami idrogeno in una configurazione tetraedrica, dando luogo ad una conformazione tridimensionale a strati costituiti di anelli esagonali.
Allo stato liquido la continua formazione e rottura di legami idrogeno dà luogo ad aggregati fluttuanti (chiamati "domini") molto estesi (dell'ordine di decine di molecole), dovuti al fatto che la formazione di un H-bond fra due molecole induce la formazione di un altro H-bond in una sorta di reazione a catena. Ogni dominio ha una struttura simile a quella del ghiaccio; mediamente ogni molecola di acqua è circondata da altre 4,7 molecole e la distanza fra due atomi di ossigeno di molecole attigue è di circa 3 Å, rendendo così molto influenti le interazioni a corto range. L’esistenza di questi domini impartisce all’acqua un elevato grado di strutturazione, che ne determina molte caratteristiche peculiari.
La durata della vita media di un dominio è un argomento molto controverso ed oggetto di dibattito; tralasciando le più o meno recenti polemiche sulla cosiddetta "memoria dell’acqua", la vita media di un dominio è comunemente ritenuta essere dell’ordine di 0,1 ns, ma esistono teorie ed evidenze sperimentali secondo cui potrebbe essere molto più lunga, cioè di alcuni secondi o anche più; secondo altre ricerche, invece, sarebbe assai più breve, dell’ordine dei 50 fs. Si è recentemente appurato, inoltre, che i processi di rilassamento nell’acqua avvengono seguendo diverse scale temporali; ciò vuol dire che coesistono aggregati molecolari diversi, ognuno con la propria struttura, che danno luogo ad un quadro estremamente complesso.
Le macromolecole biologiche e le strutture sopramolecolari interagiscono con le molecole di acqua vicine (acqua di idratazione), modificandone alcune caratteristiche e subendo a loro volta modifiche nelle proprie caratteristiche. Le molecole di acqua dello strato di idratazione, ad esempio, hanno una orientazione preferenziale ed una limitata libertà di movimento rotazionale e traslazionale, che fa passare i tempi di correlazione dai 10-12 s dell’acqua pura ai 10-6÷10-9 s dell’acqua delle shell di idratazione.
L'acqua forma clatrati idrati, costituiti da "gabbie" di molecole di acqua che circondano molecole o ioni estranei. Al di là dell'interesse per la loro struttura, che illustra quale organizzazione possa imporre il legame a idrogeno, gli idrati clatrati si assumono spesso a modello della maniera in cui l'acqua sembra organizzarsi intorno ai gruppi apolari, quali ad esempio quelli delle proteine. Alcuni composti ionici formano idrati clatrati nei quali l'anione è incorporato nell'intelaiatura dei legami a idrogeno. Questo tipo di clatrati ricorre frequentemente con gli accettori di legame a idrogeno molto forti, quali F- e OH-.
Le molecole di acqua inoltre mediano alcune reti di legami idrogeno intra-chain ed inter-chain, contribuendo alla stabilizzazione ed al folding del collagene, che è una delle proteine più importanti in natura.

L'acqua come solvente

Chimicamente l'acqua è un buon solvente. Le proprietà solventi dell'acqua sono essenziali per gli esseri viventi, dal momento che consentono lo svolgersi delle complesse reazioni chimiche che costituiscono le basi della vita stessa (ad esempio, quelle che avvengono nel sangue o nel citoplasma della cellula).
Il comportamento di solvente dell'acqua è determinato dalla polarità della sua molecola: quando un composto ionico o polare viene disciolto in acqua, viene circondato dalle molecole di acqua, le quali, si inseriscono tra uno ione e l'altro o tra una molecola e l'altra di soluto (grazie alle loro piccole dimensioni), orientandosi in modo da presentare ad ogni ione (o estremità polare) del soluto la parte di sé che reca la carica opposta; questo indebolisce l'attrazione tra gli ioni (o tra le molecole polari) e rompe la struttura cristallina; ogni ione (o ogni molecola polare) si ritrova quindi solvatato, cioè circondato completamente da molecole d'acqua che interagiscono con esso.
Un esempio di soluto ionico è il comune sale da cucina (cloruro di sodio), un esempio di soluto molecolare polare è lo zucchero.
In generale, le sostanze ioniche polari (quali acidi, alcoli e sali) sono abbastanza solubili in acqua, mentre non lo sono le sostanze non polari (quali grassi ed oli). Le molecole non polari non si miscelano all'acqua, perché per quest'ultima è favorita dal punto di vista energetico la formazione di legami a idrogeno al suo interno, piuttosto che la formazione di legami di Van der Waals con molecole non polari.