Come probabilmente già sappiamo, l’atomo è l’unità elementare che costituisce tutta la materia del nostro universo.

Ogni atomo è composto da:
• Un nucleo, costituito da particelle cariche positivamente (protoni) e da altre di carica nulla (neutroni).
Questo vale per tutti gli atomi tranne che per l’atomo più semplice: l’idrogeno.
L’Idrogeno nel suo nucleo possiede generalmente solo un protone e nessun neutrone.

• Un insieme di particelle cariche negativamente (elettroni); in numero pari al numero di protoni nel nucleo per bilanciare la carica.
Gli elettroni circondano il nucleo muovendosi attorno ad esso su “orbite” predefinite (in numero da 1 a 7) di forma sferica o ellissoidale.
Ognuna di queste orbite è contraddistinta da una determinata energia (livello energetico) e distanza dal nucleo.
A maggiore energia corrisponde una maggiore distanza dal nucleo.
Questi elettroni e le loro orbite si indicano generalmente come nube elettronica ed orbitali.

La materia è formata da atomi di varie “tipologie” diverse; che vengono dette “specie chimiche”, oppure “elementi”. Gli atomi delle diverse specie chimiche (es. Sodio, Calcio, Magnesio, Cloro etc.) si distinguono tra loro in base al numero di protoni che li costituiscono.

Così, ad esempio, il Sodio ha 11 protoni, il Calcio ne ha 20, il Magnesio ne ha 12 ed il Cloro ne ha 17.



Gli atomi di tutti gli elementi che costituiscono la materia che conosciamo e le loro informazioni rappresentative sono riportate in una tabella, chiamata “Tavola Periodica degli Elementi”. Come quella rappresentata qui sotto:

Isotopi

I singoli elementi possono però presentarsi in natura sotto diverse forme; aventi il numero di protoni che caratterizza quell’elemento, ma con un diverso numero di Neutroni.

Atomi dello stesso elemento (che quindi possiedono lo stesso numero di Protoni) ma con un differente numero di Neutroni si chiamano Isotopi dell’elemento in questione.

Un pò tutti gli elementi si presentano in natura sottoforma di un mix dei loro isotopi.

Si definiscono allora per ogni elemento:

• Il Numero Atomico
Dato dal numero di Protoni.
Si trova sulla Tavola Periodica degli Elementi (vedi immagine sopra, in alto a sinistra rispetto al simbolo dell’elemento).

Ad esempio, come abbiamo visto, il Calcio ha 20 Protoni e quindi ha Numero Atomico pari a 20.
Vediamo allora che nella Tavola Periodica degli elementi il Calcio è posizionato nella seconda colonna ed è identificato dal numero 20.

• Il Peso atomico (Massa atomica)
Tiene conto sia del numero di Protoni che di quello di Neutroni.
Anche questo numero si trova sulla Tavola Periodica degli Elementi.

È un numero decimale perchè si ricava come media aritmetica della massa atomica degli isotopi che l’elemento in questione presenta.

A riguardo si istituisce come riferimento e si definisce unità di massa atomica unificata (o Dalton) la dodicesima parte della massa del Carbonio 12 (12C).
Ovvero dell’isotopo del Carbonio che possiede Massa Atomica 12 (in quanto contenente 6 Protoni e 6 Neutroni).
In base a questo allora la Massa Atomica di un elemento esprime il rapporto tra la massa dell'elemento stesso e la 12ma parte della massa del Carbonio 12.

Ad esempio il Calcio ha Peso Atomico, come indicato sulla Tavola Periodica sopra (nel numero sotto il nome dell’elemento), pari a 40,078 Dalton.
Questo vuol dire che il Calcio, considerando tutti i suoi isotopi, ha un Peso Atomico di 40,078 volte superiore alla dodicesima parte della massa del Carbonio 12.

Molecole

Nella materia che costituisce il nostro mondo, gli atomi generalmente non si presentano isolati, bensì uniti con particolari legami ad altri atomi; a costituire dei gruppi di atomi con caratteristiche loro proprie, chiamati Molecole.

Ad esempio un atomo di Cloro (Cl) si può presentare unito ad un atomo di Sodio (Na) a formare una Molecola di Cloruro di Sodio (NaCl).

Analogamente a quanto già detto per gli atomi isolati, anche le molecole saranno caratterizzate da un proprio Peso Molecolare (Massa Molecolare), dato dalla somma dei pesi atomici degli atomi che le costituiscono.

In chimica le quantità di elementi (atomi, ioni o molecole) in gioco vengono generalmente indicate proprio in questi termini.
Ovviamente però con unità di grandezza con le quali ci sappiamo rapportare (per esempio i grammi).

La Mole

Si parla allora di Mole (Grammo Mole) di una sostanza una quantità di quella sostanza il cui peso in grammi è pari al suo peso Atomico (se è un atomo) o Molecolare (se è una molecola).
Per esempio il Solfato di Calcio (CaSO₄) ha Peso Molecolare di 100 Dalton (pari alla somma dei pesi atomici del Calcio=40, dello Zolfo=12 e dell’Ossigeno=16 preso quattro volte).
Allora una Mole di Solfato di Calcio equivale a 100 grammi dello stesso sale.

Introdotti i concetti basilari di Atomi e Molecole e prima di proseguire è arrivato il momento di iniziare a descrivere la molecola per noi più importante e le sue caratteristiche straordinarie ed uniche.

Composizione e struttura dell'acqua

L’acqua è una molecola piccola e semplicissima la cui composizione fu scoperta dallo scienziato londinese Henry Cavendish (1731-1810) circa nel 1781.

È comunque è una molecola straordinaria, le cui caratteristiche, incredibilmente, non si è sicuri siano state ancora comprese appieno ed è tutt’oggi oggetto di studio e ricerca.
Per quel che ci riguarda più da vicino comunque, è fondamentale sottolineare innanzitutto una cosa.
Ovvero che l’acqua è composta da due atomi di Idrogeno e da un atomo di Ossigeno (simbolo chimico: H2O), e che ha una particolare conformazione.

Come possiamo vedere dalla figura a lato infatti, nella molecola di acqua i tre atomi costituenti NON sono disposti allineati, con l’Ossigeno al centro ed i due Idrogeno posti simmetricamente ai suoi lati.

Gli atomi della molecola di acqua sono invece disposti secondo i vertici di un triangolo, in cui l’Ossigeno copre un vertice ed i due atomi di Idrogeno coprono gli altri due vertici.

L’angolo tra i due atomi di Idrogeno dunque non è di 180 gradi, bensì di 104,45 gradi considerando una molecola di acqua in fase liquida ed isolata (e fino a 109,5 se non isolata ed anche in funzione dei composti in essa disciolti).

Questa disposizione spaziale contribuisce a condizionare pesantemente (e per nostra fortuna) le caratteristiche elettriche e chimico-fisiche di questa straordinaria molecola.

La natura di dipolo dell'acqua

L’atomo di Ossigeno ha una Elettronegatività (affinità alettronica) molto maggiore dell’atomo di idrogeno.
Questo vuol dire che in una molecola d’acqua, l’atomo di Ossigeno, rispetto a quelli di Idrogeno, attrarrà a sè con più forza gli elettroni della molecola d’acqua (cioè i suoi più quelli degli atomi di Idrogeno) facendo sì che questi stazionino statisticamente una maggiore quantità di tempo in prossimità del suo nucleo piuttosto che in prossimità di quelli dei due atomi di Idrogeno.

Vi sarà quindi un addensamento degli elettroni della molecola intorno al nucleo dell’Ossigeno che lascerà parzialmente "scoperti" i nuclei degli atomi di Idrogeno determinando delle zone di cariche non compensate (non ben neutralizzate).

Ricordando allora come gli elettroni siano carichi negativamente ed i protoni del nucleo carichi positivamente è comprensibile come la molecola di acqua, pur conservando nel suo insieme la neutralità di carica, risulti avere una carica elettrica non uniformemente distribuita lungo la sua struttura.

L’estremità in prossimità dell’atomo di Ossigeno sarà più caricata negativamente, perchè la maggiore permanenza degli elettroni (di carica elettrica negativa) fa sì che la loro carica negativa prevalga sulla carica positiva del nucleo (protoni) dell’Ossigeno.

L’estremità invece in prossimità degli atomi di Idrogeno sarà più carica positivamente, perchè la minore permanenza nella loro prossimità degli elettroni (spostati verso l’Ossigeno) fa sì che prevalga la carica positiva dei nuclei dei due atomi di Idrogeno.

Questa separazione di cariche, unita alla particolare conformazione della molecola di acqua rende dunque quest’ultima una molecola polare.
L’acqua risulta cioè dotata di due estremità (poli) nelle quali si accumulano cariche elettriche di segno opposto ed, in particolare (un pò come una calamita), costituirà quello che si chiama un dipolo.
Questa disuniformità elettrica e fisica della molecola di acqua è una delle cose che la rendono così speciale e che determinano molte delle importantissime proprietà caratteristiche dell’acqua.
La natura di dipolo dell’acqua genera innanzitutto delle forze di coesione tra le sue stesse molecole.

È facile immaginarle pensando alle molecole di acqua un pò come a delle piccole calamite libere di interagire tra loro.
Le forze attrattive elettrostatiche che si generano tra le molecole di acqua infatti contribuiscono a tenerle assieme, facendo sì che si instaurino reciprocamente dei legami che in fondo sono dei semplici legami di natura elettrostatica (chiamati Legami Idrogeno) e generando la cosiddetta tensione superficiale (vedi sotto).

Grazie alla sua natura di dipolo inoltre l’acqua ha la capacità di scindere una serie di composti (detti sali), scomponendoli in costituenti, anche loro polari, detti ioni.

Gli Ioni

Gli atomi (vedi articolo dedicato) possono presentarsi non solo in una forma caratterizzata da neutralità di carica elettrica (data dal numero di elettroni pari a quello dei protoni).
In certe condizioni infatti atomi possono perdere o guadagnare elettroni acquisendo rispettivamente una carica elettrica positiva o negativa.

Così gli atomi dotati di carica positiva vengono detti Cationi e gli atomi/gruppi dotati di carica negativa vengono detti Anioni.
La tendenza ad acquistare o perdere elettroni ed il loro numero è tipica di ogni singolo atomo o molecola in funzione di sue caratteristiche strutturali, quali raggio e numero atomico.

Questa tendenza ad acquistare o cedere elettroni è quantificata dal parametro detto Elettronegatività
È da evidenziare che, inevitabilmente, se c’è un elemento che acquisisce elettroni deve essercene un’ altro che li cede.

Gli ioni vengono indicati con il simbolo dell’ elemento costituente seguito da un numero di segni positivi o negativi pari al numero di elettroni persi o acquisiti.
Ad esempio il Catione Sodio Na⁺ o quello Calcio Ca⁺⁺ e l’ Anione Cloro Cl^– o l’ Anione Solfato SO₄^{- -} .

Anche la molecola d’acqua si presenta in piccola parte dissociata in ioni.
In particolare si dissocia in cationi Idrogeno H+ ed in anioni Ossidrile OH^-
Questa caratteristica e capacità dell’ acqua di scindersi in ioni Idrogeno ed Ossidrile risulta di fondamentale importanza, (vedi articolo relativo all’acqua).

È da notare come gli ioni Idrogeno non sono in fondo null’ altro che semplici Protoni, essendo essi degli atomi di Idrogeno privati dell’ unico elettrone che possiedono (Ricordando che gli atomi di Idrogeno sono formati da un Protone ed un Elettrone).

Acidi e Basi

Vi sono varie definizioni di composti Acidi e Basi.
Secondo la definizione data da Brønsted e Lowry si definisce:

• Acido
Una sostanza capace di donare uno o più ioni Idrogeno (ovvero Protoni = H⁺) accettati da una base

• Base
Una sostanza capace di accettare uno o più ioni Idrogeno (ovvero Protoni = H⁺) ceduti da un acido

Poichè le caratteristiche della materia si basano sulla natura e la stabilità della propria struttura atomica ecco allora che sostanze ”aggressive” che tendono ad alterarla agendo su dei costituenti fondamentali quali i Protoni (ioni H⁺) sottraendoli o cedendoli possono risultare molto pericolose.

In generale gli Acidi e le Basi alterano le caratteristiche elettriche e quindi chimiche della materia, avendo una notevole influenza su tutti i processi biologici degli esseri viventi.

Esempi di Acidi sono l’acido Cloridrico (HCl), il Solforico (H₂SO₄), il Nitrico (HNO₃)
Esempi di Basi (anche detti Idrossidi) sono la Soda Caustica (NaOH) e la Potassa Caustica (KOH)

In generale, come si nota negli esempi qui sopra:

• Un Acido avrà una formula chimica contraddistinta da un certo numero di atomi di Idrogeno (H), con possibilità conseguente di formare e cedere uno o più ioni Idrogeno (H⁺)

• Una Base sarà contraddistinta dalla presenza di gruppi OH, con possibilità di formare ioni Ossidrile OH^-, che tendono a sottrarre ioni Idrogeno ad altri elementi per unirsi a loro e ricomporre una molecola di acqua H₂O (H⁺ + OH^- = H₂O)

Sali e legame ionico

I Sali sono dei composti che possono essere pensati come formati dall’unione di un acido e di una base.

Ad esempio il Cloruro di Sodio (NaCl) è ricavabile dalla reazione tra l’acido cloridrico (HCl) e l’idrossido di Sodio (NaOH), con formazione di acqua (NaCl = HCl + NaOH + H₂O)

I Sali sono composti costituiti da vari atomi (eventualmente uniti in gruppi) che stanno insieme per attrazione elettrochimica.

Quello che accade (vedi l’Elettronegatività) è che unendosi tra loro a formare il sale (p.es. KCl opp. MgSO₄) uno degli atomi/gruppi strappa uno o più elettroni all’altro acquisendoli esso stesso (cioè portandoli ad "orbitare" in prevalenza attorno a sè).

Si genera così una separazione di cariche tra i due che li porterà infine a costituire un composto i cui gruppi costituenti restano uniti l’un l’altro per pura attrazione elettrostatica (come due calamite).
L’atomo/gruppo caricato positivamente perchè ha perso degli elettroni verrà cioè attratto dall’ atomo/gruppo caricato negativamente poichè li ha acquisiti.

Gli atomi (o loro gruppi) costituenti il sale sono quindi portati allo stato di ione, cioè (come abbiamo visto) di atomo/gruppo dotato di una carica elettrica positiva o negativa più o meno consistente.

Un sale in questo senso può intendersi come una unione di ioni.
Quando questi ioni si uniscono a formare un sale lo faranno bilanciando la carica.
Così uno o più Anioni si uniranno sempre con uno o più Cationi (o viceversa) in maniera tale che la molecola di sale neo-formata conserverà la neutralità di carica.

P.es il catione Sodio Na⁺, avendo una carica positiva, potrà unirsi all’anione Cloro Cl^-, che dispone di una carica negativa, in rapporto uno ad uno a formare il sale Cloruro di Sodio (NaCl). La singola carica positiva del catione Sodio verrà bilanciata dalla singola carica negativa dell’anione Cloruro ed il sale formato avrà carica neutra.
Se il catione Solfato SO₄^{- -} volesse unirsi all’anione Sodio a formare il sale Solfato di Sodio Na₂SO₄ dovrebbe trovare due anioni Sodio Na⁺ disponibili.
Solo così le due cariche negative dell’SO₄^{- -} potrebbero essere compensate dalle due cariche positive dei due ioni Na⁺ e la molecola (sale) risultante avrebbe neutralità di carica.
Questo è quello che viene chiamato legame ionico e contraddistingue i Sali con cui abbiamo confidenza e che usiamo nelle nostre vasche.

Il legame ionico che tiene insieme i Sali è comunque un legame piuttosto debole.
Un legame che, come vedremo tra poco, può venire scisso dalla molecola d’acqua.

L'acqua come solvente universale

Essendo una molecola carica elettricamente ed in possesso di due poli elettrici opposti, l’acqua si comporta come un ottimo solvente nei confronti di altre molecole, i Sali, costituite dall’unione di ioni aventi carica elettrica opposta.

L’acqua cioè è in grado di sciogliere i Sali, separandoli nelle loro due componenti cariche anch’esse elettricamente (gli ioni) e di veicolare questi ioni verso animali e piante, permettendo loro di svolgere una importante attività nutrizionale.

Quello che succede quando un composto ionico, o comunque polare, viene introdotto in acqua è che questo composto viene subito circondato dalle molecole di acqua le quali, per via delle loro piccole dimensioni, riescono ad insinuarsi tra uno ione e l'altro o tra una molecola e l'altra di soluto 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.
Quello che avviene è che l’acqua, in virtù delle sue caratteristiche di dipolo elettrico, quando entra in contatto con i Sali, ne altera la distribuzione spaziale di carica riuscendo a scindere il legame ionico.
Il sale si scioglie quindi ed i suoi costituenti (sottoforma di ioni) si separano e vengono "avvolti" (circondati) da molecole di acqua.

In queste condizioni si dice anche che questi ioni si trovano presenti in forma idrata o Solvatata



Ovviamente c’è un limite a tutto questo in dipendenza dalle caratteristiche di ogni sale.
Le differenti caratteristiche chimico-fisiche ed elettriche dei costituenti di ogni sale fanno cioè sì che ogni sale abbia una sua costante di solubilità che indica la quantità massima di quel sale che è possibile sciogliere in una certa quantità di acqua (generalmente 1 litro).

Tutti gli organismi acquatici, animali e vegetali, hanno delle particolari necessità relative al bilanciamento ionico dell’acqua in cui vivono, ovvero hanno delle specifiche necessità riguardanti la tipologia degli ioni disciolti e la loro quantità.

Queste necessità dipendono dalla singola specie e dalle condizioni dell’habitat naturale di provenienza in cui la singola specie si è evoluta.

L’acqua “corretta” è quindi quella che, per composizione chimica (sali disciolti) e parametri chimico-fisici (pH, temperatura, Conduttività in primis) tiene conto delle esigenze vitali degli ospiti che vi vivono dentro.

In pratica l'acqua è in grado di solubilizzare moltissime sostanze, detti soluti.

Alcuni di essi sono dissociabili in ioni, come ad esempio il sale da cucina (NaCl = Cloruro di Sodio); altri non lo sono, come ad esempio lo zucchero (C₁₂H₂₂O₁₁ = Saccarosio).

Questo permette agli esseri viventi di usare l’acqua con funzione di trasporto e di scambio di varie sostanze all’interno del proprio organismo (linfa, sangue etc.).

Senza l’acqua quindi tutto si fermerebbe.

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 energeticamente favorito il formare legami a idrogeno al suo interno, piuttosto che formare legami di Van der Waals con le molecole non polari con cui dovesse venire in contatto.

Numero di Equivalenti

Un Equivalente di una specie chimica è pari ad una Mole della stessa (una quantità in grammi pari al Peso Molecolare) diviso per la sua Valenza (numero di cariche elettriche non bilanciate negli ioni).

Così, per esempio, parlando di ione Calcio (Ca⁺⁺, con P.M.= 40 e valenza = 2) si ha che: Un Equivalente = 20 grammi (40/2).

Un Milliequivalente/litro di Calcio è quindi pari a 20 mg/l. (20 milligrammi/litro)

Analogamente un milliequivalente/litro di ioni idrogeno (H⁺) sarà pari a 1 mg/l (P.M. H⁺ = 1; valenza = 1).

L’uso dei milliequivalenti anzichè dei milligrammi è estremamente utile per semplificare i calcoli nelle reazioni chimiche tra ioni, visto che queste avvengono in funzione del numero di cariche elettriche non bilanciate.

Così un equivalente di una specie chimica reagirà sempre con un equivalente di un’altra specie chimica.

Ad esempio una mole di Ca⁺⁺ (40g) potrà reagire con due moli di Cl^- (70,9g) o con una mole di SO₄^{- -} (96,06g) per dare, rispettivamente CaCl₂ e CaSO₄.
Passando agli equivalenti però si avrà che un equivalente di Ca⁺⁺ (20g) reagirà con un equivalente di Cl^- (35,45g) o con un equivalente di SO₄^{- -} (48,03g) per dare i due composti di cui sopra.

Concentrazione

Il concetto di Concentrazione è generalmente ben compreso, essendo piuttosto chiaro che con questo termine ci si riferisce alla quantità di una certa sostanza facente parte di una miscela che la contiene.

La concentrazione di un componente in una miscela è infatti una grandezza che esprime il rapporto tra la quantità del componente in oggetto e la quantità totale di tutti i componenti che costituiscono la miscela.

Nel nostro ambito ci riferiamo generalmente alle quantità di determinati elementi chimici facenti parti di un particolare tipo di miscela in cui l’ acqua gioca un ruolo chiave e preponderante.

Per considerare questi casi si devono allora introdurre i concetti di:

Soluzione, Soluto, Solvente, Solubilità

Una Soluzione non è altro che un tipo particolare di miscela in cui un elemento allo stato liquido (nel nostro caso l’acqua) costituisce l’ elemento preponderante ed ad esso sono miscelati degli altri elementi che in esso si dissolvono.

L’elemento chimico preponderante viene detto Solvente e gli elementi che in esso si dissolvono vengono detti Soluti.
Dissolvono vuol dire che i Soluti, all’interno del Solvente, si presentano dispersi in forma molecolare o ionica (Vedi Molecole e Ioni).

Le Molecole o gli ioni del Soluto si presentato attorniati dalle Molecole del Solvente e si dice che si presentano in forma Solvatata (ovvero che sono stati Solvatati)

Il complesso Solvente – Soluto si presenta quindi in fase omogenea (solo liquida), in cui non è possibile ad occhio (neanche con l’ ausilio di un microscopio ottico) distinguere più il Soluto dal Solvente.

La quantità massima di soluto che può sciogliersi in un dato solvente si chiama Solubilità ed è funzione della struttura chimica dei due composti e della temperatura.

Una soluzione che contiene una quantità di soluto inferiore a quella massima che il solvente è in grado di sciogliere a quella temperatura è detta insatura.
In queste condizioni aggiungendo ulteriore soluto, questo si scioglierà nella soluzione fino ad arrivare alla Solubilità della sostanza.
A quel punto la soluzione si dirà Satura ed aggiungendo ulteriore soluto questo non si scioglie più, ma si separa dalla soluzione precipitando (se è un solido).

Nel caso specifico di una Soluzione, la concentrazione di un determinato soluto nella soluzione esprime il rapporto tra la quantità del soluto rispetto alla quantità di soluzione.

Per esprimere questa concentrazione e le quantità di Soluti e Solvente si possono usare varie unità di misura.
Si può quindi parlare in generale di:

Concentrazione in Peso/Peso (P/P)
Data dal rapporto tra il peso del componente X rispetto al peso della Soluzione
Per esempio 1 milligrammo (1mg) di Cloruro di Sodio disciolto in 1 kilogrammo (1Kg) di Soluzione totale

Concentrazione in Peso/Volume (P/V)
Data dal rapporto tra il peso del componente X rispetto al volume della Soluzione
Per esempio 1 milligrammo (1mg) di Cloruro di Sodio disciolto in 1 litro (1l) di Soluzione totale

Concentrazione in Volume/Volume (V/V)
Data dal rapporto tra il volume del componente X rispetto al volume della Soluzione
Per esempio 1 centimetro cubo (1cc) di Cloruro di Sodio disciolto in 1 litro (1l = 1000cc) di Soluzione totale

Esistono poi altri modi di espressione della Concentrazione, che sebbene non comuni in acquarioifilia sono comunque molto importanti ai fini di comprendere alcuni concetti chiave che stanno alla base di importanti parametri (come vedremo trattando l’Alcalinità).

Questi fanno riferimento ai concetti di Mole e di Numero di Equivalenti visti prima e sono:

Molarità
Concentrazione in Mole/Volume (M/V); Indica quante moli di soluto sono sciolte in 1 dm³ (1 L) di soluzione

Molalità
Concentrazione in Mole/Peso (M/P); Indica quante moli di soluto sono sciolte in 1 dm³ (1 L) di soluzione

Normalità
Concentrazione in Equivalenti/Volume (E/V); Indica quanti equivalenti di soluto sono sciolte in 1 dm³ (1 L) di soluzione

In acquariofilia generalmente si trovano le concentrazioni espresse tramite le notazioni di milligrammi/litro (mg/l) e, più raramente, di parti per milione (ppm).

Vediamo allora come queste si collocano rispetto alle definizioni di cui sopra.

Milligrammi/litro (mg/l)

Esprimere la concentrazione in (mg/l) in base a quanto visto significa, semplicemente, esprimere la concentrazione in Peso/Volume.

Parti per milione (ppm)

Parti per milione (ppm) è una notazione che esprime rapporti tra quantità misurate omogenee. Non si riferisce solo a grandezze chimiche ma ha validità generale.
Per esempio una mela rossa in mezzo a 999.999 mele gialle (un milione di mele totali) ci fornisce una concentrazione di mele rosse di una parte per milione.

Tornando al nostro ambito possiamo esprimere in parti per milioni la concentrazione in Peso/Peso e quella in Volume/Volume, ma non quella in Peso/Volume.
Le prime due (e non l’ ultima) sono infatti rapporti fra grandezze omogenee.
Così’ la nostra 1 parte per milione (1ppm) equivale ad 1 milligrammo su 1 Kilogrammo (1mg/Kg) oppure ad 0.001 centimetri cubici su 1 litro (0.001cc/l).

Una parte per milione (1ppm) invece non equivale ad 1 milligrammo su litro (1mg/l), poichè non é possibile confrontare direttamente (cioé a meno di un fattore di conversione) una unità di misura della massa (i grammi) con una unità di misura del volume (i litri).

Eppure molto spesso in acquariofilia queste due unità di misura vengono usate in maniera circa intercambiabile.

Relazione tra milligrammi al litro (mg/l) e parti per milione (ppm)

In acquariofilia noi abbiamo a che fare con l’acqua, che in condizioni ideali (che si dicono condizioni standard) ha sostanziale equivalenza tra la sua unità di volume e quella di massa (1 litro di acqua pesa cioé 1 Kg).

Le condizioni ideali essendo la totale assenza di soluti (acqua pura) e la temperatura di 4 gradi centigradi.

In queste condizioni, per l’esattezza, l’acqua pesa 999,972 grammi al litro.

In queste condizioni allora parlare di parti per milione (ppm) e di milligrammi su litro (mg/l), pur non essendo comunque formalmente corretta, risulta comunque in pratica equivalente (restituisce gli stessi risultati).

Va evidenziato però come nelle nostre vasche l’acqua non si trova in condizioni ideali e che quindi questa equivalenza non sussiste.
Ecco quindi che esprimere concentrazioni in milligrammi litro oppure in parti per milione non risulta essere equivalente se non per approssimazione.

In generale quindi, riferendosi a concentrazioni di sostanze solide (quali sali) disciolte in acqua, l’unità di misura formalmente corretta è quella che esprime la concentrazione in Peso/Volume e quindi in mg/l.

Dovremmo quindi sforzarci di utilizzare sempre i milligrammi su litro e non le parti per milione.

Chiarito il concetto di Concentrazione e le sue unità di misura, Veniamo ora ad una importante grandezza legata alla Concentrazione;

La Attività (Attività Ionica Libera)

La grandezza “Attività” (o attività ionica libera) rappresenta il modo rigorosamente esatto per indicare la quantità “attiva” di una specie chimica in soluzione.

L'attività cioè definisce, in termini pratici, la quantità (Concentrazione) di una specie che può effettivamente prendere parte ad una reazione in fase liquida (nel nostro caso acquosa).

Generalmente l’Attività non coincide esattamente con la Concentrazione, cioè con la quantità totale della specie chimica presente in soluzione come ione, ma è inferiore ad essa.

Questo, ad esempio, perchè essendo gli ioni particelle elettricamente cariche, sono soggette a subire la reciproca influenza sottoforma di interazioni elettrostatiche.
Oppure anche perchè passano parte del loro tempo coinvolte in interazioni con alcune molecole presenti (per esempio dei chelanti), essendo di fatto in tale tempo impossibilitate a formare degli altri legami (e quindi di fatto in tale tempo “inattive”).
Accade quindi che, statisticamente, una certa quantità di particelle venga da queste cose ostacolata e non riesca così a prendere parte al processo chimico (es. una reazione) o chimico-fisico (es. conduzione di corrente) considerato.

Quanto più la soluzione sarà concentrata ovviamente tanto piùqueste interazioni saranno maggiori e la differenza tra Attività (minore) e Concentrazione (maggiore) sarà più accentuata.

Quando invece una soluzione è sufficientemente diluita (concentrazione circa <10-3 M) si può considerare che gli ioni si trovino in pratica tutti allo stato completamente solvatato (cioè attorniati da molecole di acqua) e ad una distanza reciproca tale che le mutue interazioni risultano trascurabili.

In queste condizioni ideali si può pensare che l’Attività coincida con la Concentrazione.

Ovviamente per potere stimare l’Attività dei singoli ioni bisogna sviluppare dei sistemi di equazioni piuttosto complessi oppure farlo fare a degli appositi programmi di simulazione che considerano oltre alle quantità totale degli ioni disciolti in acqua anche tutte le loro reciproche interazioni.

Per quello che riguarda la concentrazione invece possiamo conoscerla facilmente in quanto coincide con quello che è effettivamente disciolto in acqua e che ricaviamo dalle analisi o stimando quello che introduciamo noi stessi.

Nelle nostre trattazioni effettueremo delle approssimazioni e supporremo di trovarci sempre nella condizione ottimale di interazioni trascurabili.
In questa condizione quindi potremo usare, al posto del più preciso “Attività”, il termine più familiare di “Concentrazione”.

Questa verrà espressa indicando il nome dello ione tra parentesi quadre (es. [Ca⁺⁺] ).

Parleremo inoltre talvolta di Concentrazione espressa in Milliequivalenti/litro (meq/l).

L'acqua ed il miracolo della vita sulla terra

L’acqua, dopo l’idrogeno (H₂) è la seconda molecola più comune nell’Universo.
Costituisce circa il 70-75% della superficie terrestre sotto forma liquida (acqua propriamente detta), solida (ghiaccio) e sotto la forma di vapore nell’atmosfera.

Il volume d’acqua sulla terra viene stimato in circa 1.360.000.000 km3.
La presenza dell’acqua e la vita sono indissolubilmente legate per tutta una serie di ragioni che cercheremo di considerare brevemente qui di seguito.

La tensione superficiale
Abbiamo visto come la molecola di acqua sia una molecola polare, con due "estremità" (poli) contraddistinti da carica elettrica opposta (dipolo elettrico).
A causa di questa sua natura di dipolo riesce a comportarsi da solvente nei confronti di altre molecole o atomi carichi elettricamente, "sciogliendoli" e formando delle soluzioni omogenee.

Ma le forze elettriche del dipolo della molecola di acqua si esercitano anche nei confronti delle altre molecole di acqua circostanti, creando una forza di legame tra le stesse molecole di acqua.

Laddove esiste quindi una interfaccia (superficie di contatto) tra l'acqua ed un altro materiale (ad esempio l'aria) con differenti caratteristiche chimico-fisiche-elettriche, ci sarà quindi una brusca variazione di questa interazione/forza elettrica.

La tensione superficiale (generalmente indicata con la lettera greca γ) dell'acqua esprime la densità superficiale di energia di legame sull'interfaccia tra l'acqua e l'altra sostanza (usualmente l'aria) a contatto.

Possiamo in sostanza pensare alla tensione superficiale dell'acqua come a quella forza elettrochimica che mantiene unite le molecole d'acqua.
Questa proprietà è molto importante anche per la vita delle piante (oltre che per quella di tutti gli esseri viventi).

Per esempio quando l’acqua viene trasportata su per lo stelo delle piante tramite i canali a questo deputati (xylema) la forte attrazione intermolecolare mantiene la compattezza della colonna d’acqua.
Forti proprietà coesive tengono insieme la colonna d’acqua e forti proprietà adesive mantengono l’adesione tra acqua e xylema, prevenendo rotture nel fluido all’interno dello xylema dovute alla forza che le trascina su (determinata dalla traspirazione).

Altri liquidi con minore tensione superficiale e capacità coesive avrebbero una maggiore tendenza a formare "rotture" formando sacche d’aria che inficierebbero il trasporto d’acqua nello xylema.

Ma la vita tutta sul nostro pianeta deve ringraziare le particolarissime caratteristiche chimico-fisiche di questa semplice ma straordinaria molecola.

La variazione di densità in funzione della temperatura
L’acqua per esempio è uno dei pochissimi fluidi che diminuisce di densità nel passaggio di stato tra liquido e solido.
Cioè l’acqua allo stato solido (ghiaccio) risulta, a parità di volume, più leggera dell’acqua allo stato liquido,cosicchè in condizioni standard il ghiaccio galleggia sull’acqua.

Questa è una caratteristica importantissima dell’acqua.
In particolare con l’acqua si assiste ad un fenomeno interessantissimo di inversione di tendenza.
Partendo dalla temperatura ambiente (25°C) l’acqua liqiuda diventa più densa (e quindi pesante) al diminuire della temperatura, esattamente come la maggior parte delle altre sostanze.
A 4 gradi centigradi quindi l’acqua raggiunge la sua massima densità.
A quel punto però si ha una inversione di tendenza e, scendendo ancora in temperatura (in condizioni standard), l’acqua comincia ad espandersi divenendo via via meno densa.

Questo è dovuto alla struttura cristallina del ghiaccio ordinario (chiamato ghiaccio esagonale) causata dalle "strane" caratteristiche del legame idrogeno.

Questo singolare comportamento riveste un’importanza capitale per gli ecosistemi acquatici e, conseguentemente, per tutta la vita sulla Terra.

Infatti proviamo a considerare ciò che accade in un bacino idrico d’acqua dolce quale un lago al prograssivo diminuire della temperatura (per esempio al sopraggiungere dell’ inverno).
Man mano che la temperatura scende l’acqua aumenta di densità ed affonda.
Si creano così delle correnti convettive verticali poichè l’acqua che in superficie diventa più fredda e densa e scende lascia il posto ad altra più calda che risale (e conseguentemente si raffredda) rialimentando il ciclo.
Queste correnti raffreddano lentamente l’intero bacino idrico sino a portarlo verso una temperatura uniforme di 4°C.

Ad un certo punto però la temperatura dell’aria in superficie scende ulteriormente ed a quel punto le cose cambiano considerevolmente.
Un ulteriore raffreddamento infatti causa adesso una diminuzione di densità dell’acqua in superficie che tenderà sempre più a galleggiare e, conseguentemente, a raffreddarsi sempre più.
Le correnti convettive sono quindi alla fine bloccate e con esse il raffreddamento profondo del bacino idrico
Se la temperatura scenderà ulteriormente allora gli strati superficiali del bacino diventeranno alla fine ghiaccio, che coprirà la superficie proteggendo la massa d’acqua sottostante e con essa la vita che questa ospita.

Se questa vi sembra una cosa trascurabile considerate cosa succederebbe altrimenti. Immaginate cioè cosa accadrebbe se l’acqua avesse un comportamento simile a circa tutti gli altri composti e la sua fase solida (ghiaccio) fosse più densa di quella liquida.

Il ghiaccio, man mano che si forma, affonderebbe.
Questo priverebbe gli strati inferiori d’acqua della protezione offerta dagli strati superiori di ghiaccio e lascerebbe gli strati superiori sempre esposti ad ulteriore glaciazione.

Interi mari e laghi ghiaccerebbero completamente con conseguenze disastrose per tutta la terra.