L’acqua è la componente più diffusa della biosfera e il mezzo di reazione privilegiato nei sistemi viventi. Circa il 60% della massa corporea di un adulto è costituito da acqua; il mantenimento di tale quota è cruciale per l’omeostasi. Le ragioni chimico-fisiche di questa centralità risiedono nella struttura e nelle interazioni della molecola d’acqua. Come discusso nel Capitolo 3, H2O presenta una geometria piegata con angolo di legame pari a 104,5°, due coppie elettroniche di legame e due coppie solitarie sull’ossigeno. L’elevata differenza di elettronegatività tra O e H conferisce ai legami O–H una marcata polarizzazione, generando un dipolo permanente e rendendo l’intera molecola fortemente polare.

La polarità, insieme all’alta costante dielettrica dell’acqua (circa 78 a 25 °C), attenua l’attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta, favorendone la solvatazione. Le molecole d’acqua formano gusci di idratazione attorno a ioni e specie polari mediante interazioni dipolo–ione e legami a idrogeno. L’equilibrio tra energia reticolare del solido e entalpia di idratazione degli ioni determina la solubilità dei sali: quando la stabilizzazione per idratazione supera l’energia necessaria a scindere il reticolo cristallino, il composto risulta solubile.

Le proprietà collettive della rete di legami a idrogeno tra molecole d’acqua spiegano l’insolitamente alto punto di ebollizione (100 °C) se paragonato a specie di massa simile prive di legami a H, come N2 (−196 °C). La rottura estesa di questi legami richiede energia termica elevata. Tale caratteristica aumenta l’utilità dell’acqua come solvente: reazioni in fase acquosa possono essere condotte a temperature relativamente alte senza perdita significativa di solvente per evaporazione, diversamente da molti solventi organici a basso punto di ebollizione.

Dal punto di vista biochimico, l’acqua assolve ruoli multipli: medium per reazioni enzimatiche e acido–base, veicolo per il trasporto di ioni, nutrienti e cataboliti, e talora reagente o prodotto di reazione. La sua natura anfotera consente all’acqua di comportarsi da acido o da base secondo Brønsted, ed è soggetta ad autoprotolisi, con la formazione di H3O+ e OH− in quantità minime ma determinanti per il pH e per gli equilibri in soluzione.

Oltre alla polarità e al legame a idrogeno, ulteriori fattori contribuiscono all’eccezionale efficacia dell’acqua come solvente:

• elevata costante dielettrica, che riduce l’attrazione coulombiana tra cariche opposte e favorisce la dissociazione elettrolitica;
• ampio intervallo di temperatura in cui è liquida, con alta capacità termica, utile per stabilizzare la temperatura nei sistemi chimici e biologici;
• bassa tossicità, disponibilità e facilità di purificazione, che la rendono idonea all’uso laboratoriale e clinico.

Si definisce elettrolita una sostanza che in acqua genera ioni in quantità sufficiente da conferire conducibilità elettrica alla soluzione. Gli elettroliti “forti” (per esempio molti sali, acidi e basi forti) sono praticamente dissociati, mentre gli elettroliti “deboli” (per esempio acidi e basi deboli) presentano una dissociazione parziale e un equilibrio di ionizzazione.

La concentrazione delle specie disciolte viene frequentemente espressa in molarità (M, mol/L). In fisiologia e chimica clinica è comune l’impiego degli equivalenti, che mettono in evidenza la carica elettrica complessiva. L’equivalente (eq) corrisponde alla quantità di sostanza che fornisce un numero di Avogadro di unità di carica, per cui gli eq per mole di uno ione corrispondono al valore assoluto della sua carica, |z|. La relazione tra molarità e concentrazione in eq/L è:

\[ \frac{\text{eq}}{L} = |z| \times M \]

Conseguentemente, 1 mol di Na+ equivale a 1 eq, 1 mol di Mg2+ equivale a 2 eq, 1 mol di PO4^{3−} a 3 eq, e così via. Alcuni esempi:

• Na+: eq/mol = 1;
• Cl−: eq/mol = 1;
• Mg2+: eq/mol = 2;
• CO3^{2−}: eq/mol = 2.

Per concentrazioni ridotte si impiega spesso il milliequivalente per litro (meq/L): 1 eq = 10^3 meq. Esempi di calcolo didatticamente equivalenti:

• Una soluzione 0,020 M di MgSO4 contiene Mg2+ a 0,040 eq/L e SO4^{2−} a 0,040 eq/L, poiché |z| = 2 per entrambi gli ioni;
• Una concentrazione plasmatica di Ca2+ pari a 2,5 meq/L corrisponde a 1,25 mmol/L, dato che 1 mmol di Ca2+ fornisce 2 meq;
• Per una soluzione 0,150 M di CaCl2: [Ca2+] = 0,150 M = 0,300 eq/L; [Cl−] = 0,300 M = 0,300 eq/L.

Nei liquidi corporei, il bilancio e la distribuzione degli elettroliti sono regolati finemente da membrane cellulari, pompe e canali ionici, insieme al controllo ormonale e renale. I cationi dominanti sono sodio (Na+) e potassio (K+). Nel compartimento extracellulare, Na+ è lo ione più abbondante (tipicamente 135–145 meq/L), mentre K+ è presente a 3,5–5,0 meq/L. All’interno delle cellule, la situazione si inverte: K+ raggiunge valori elevati (circa 120–150 meq/L), mentre Na+ è mantenuto basso (circa 5–15 meq/L). Questi gradienti non possono essere spiegati dalla sola diffusione: la Na+/K+-ATPasi, una proteina di membrana ad azione attiva, espelle Na+ e importa K+ contro gradiente consumando ATP. La differenza di concentrazione e di carica ai due lati della membrana contribuisce al potenziale di membrana e alla trasmissione dell’impulso nervoso e alla contrazione muscolare.

Alterazioni significative delle concentrazioni plasmatiche di questi ioni hanno conseguenze cliniche rilevanti:

• Iponatriemia: si associa a cefalea, nausea, confusione e, nei casi severi, convulsioni e coma; può insorgere per eccesso di acqua libera o perdite di sodio con sostituzione inadeguata;
• Ipernatriemia: tipicamente dovuta a perdita di acqua (disidratazione, diabete insipido) o apporto di Na+ non bilanciato; si manifesta con sete intensa, secchezza delle mucose, talora stato confusionale fino al coma;
• Iperkalemia: può derivare da insufficienza renale, farmaci che riducono l’escrezione del K+ o massiva lisi cellulare; aumenta il rischio di aritmie e arresto cardiaco;
• Ipokalemia: favorita da perdite gastrointestinali, uso di diuretici o sudorazione prolungata; si presenta con debolezza muscolare, crampi e aritmie, e nei casi gravi può condurre a collasso cardiaco.

Il reintegro di acqua ed elettroliti mediante soluzioni orali o endovenose isotoniche, contenenti ad esempio NaCl e KCl, ristabilisce la volemia e le concentrazioni ioniche dopo perdite cospicue. Bevande formulate per lo sforzo fisico forniscono acqua, carboidrati e sali in proporzioni utili a prevenire squilibri durante esercizi prolungati.

Gli anioni principali del plasma sono cloruro (Cl−) e bicarbonato (HCO3−). Cl− contribuisce all’equilibrio acido–base, alla pressione osmotica e partecipa al cosiddetto “scambio del cloruro” negli eritrociti, che facilita il trasporto di CO2 e l’efficienza dell’emoglobina nel rilascio di O2. HCO3− costituisce il principale tampone del comparto extracellulare e la forma in cui la maggior parte della CO2 metabolica è veicolata nel sangue, grazie anche all’azione dell’anidrasi carbonica eritrocitaria.

Le proteine plasmatiche, presenti come colloidi a causa delle loro dimensioni, esercitano pressione oncotica e svolgono funzioni di trasporto e difesa. Tra queste figurano: fattori della coagulazione; immunoglobuline, essenziali per l’immunità umorale; albumina, che lega e veicola molecole idrofobe scarsamente solubili in acqua, quali acidi grassi, bilirubina e ormoni steroidei.

Il sangue è inoltre il vettore per nutrienti e cataboliti. Molecole polari come il glucosio sono solubili in acqua e raggiungono i tessuti bersaglio attraverso il circolo; nutrienti apolari sono trasferiti tramite proteine specifiche o lipoproteine. I prodotti azotati del metabolismo, come l’urea, passano nel plasma e vengono eliminati dai reni in maniera continua. In caso di insufficienza renale, tecniche di depurazione extracorporea (dialisi) sostituiscono temporaneamente la funzione di filtrazione e mantenimento dell’equilibrio idroelettrolitico.