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Obiettivi formativi

Il corso di Chimica è propedeutico a quello di Chimica Biologica in quanto rappresenta l'elemento di collegamento tra le conoscenze fondamentali di chimica e i fenomeni più strettamente biochimici. Il corso integrato mira alla comprensione della vita in termini chimici e molecolari. Il corso descrive: (1) i fondamenti della chimica necessari alla conoscenza della materia vivente e delle sue trasformazioni; (2) la chimica strutturale dei componenti della materia vivente e la relazione tra funzione biologica e struttura chimica; (3) la stechiometria e il meccanismo di un gran numero di reazioni; (4) i principi fondamentali della termodinamica; (5) il metabolismo, cioè l’insieme delle reazioni che hanno luogo nella materia vivente; (6) la coordinazione metabolica, la regolazione metabolica e la traduzione del segnale

Il Corso di Chimica e Chimica Biologica si propone di portare lo studente a: a) conoscere le caratteristiche di elementi e composti ed i principi che permettono di comprendere il loro comportamento nei sistemi biologici b) comprendere la reattività delle diverse classi di composti organici al fine di saperne interpretare il comportamento nei sistemi biologici; c) saper eseguire calcoli elementari per quanto attiene gli aspetti quantitativi della chimica applicata alla Scienze Mediche; d) acquisire una solida base chimica per poter interpretare a livello molecolare i fenomeni descritti dalla biochimica; e) conoscere la struttura e la funzione delle proteine, dei carboidrati e dei lipidi; f) comprendere le proprietà degli enzimi, la loro cinetica di reazione ed i meccanismi catalitici; g) acquisire informazioni sulle modalità con cui gli esseri viventi sintetizzano e degradano carboidrati, lipidi, amino acidi e nucleotidi con particolare considerazione alla produzione e al consumo di energia; h) conoscere la struttura e la funzione di vitamine ed ormoni; i) comprendere come fanno gli organismi viventi a coordinare le migliaia di reazioni che catalizzano; l) conoscere argomenti particolari della biochimica molecolare e cellulare, quali il trasporto nelle membrane biologiche, la traduzione del segnale ed il meccanismo molecolare della contrazione; m) acquisire utili informazioni su malattie che derivano da difetti biochimici

Programma

CHIMICA GENERALE
-La materia: elementi, composti, miscele, nomenclatura. Misure e moli
-Reazioni chimiche ed equazioni: precipitazione, neutralizzazione (o salificazione). Ossido acidi e ossido basici. Elementi anfoteri. Reazioni degli acidi e delle basi (Arrhenius). Principio delle reazioni redox: definizione di ossidante e riducente.
-Stechiometria. Concetto di mole e di numero di Avogadro. Concetto di concentrazione: molarità e percentuale in peso e in volume.
-Gas: legge di Boyle, legge di Charles, principio di Avogadro, legge dei gas ideali, legge delle pressioni parziali di Dalton, concetto di gas reale, densità, moto molecolare, diffusione ed effusione, moto molecolare e velocità: modello cinetico dei gas, distribuzione di Maxwell, effetto Joule-Thomson.
-Termochimica: concetto di calore ed energia, misura del calore, reazioni eso- ed endotermiche, entalpia, entalpia standard, entalpia standard di formazione, cambiamenti di stato: correlazione con entalpia. Vaporizzazione, fusione, sublimazione e le curve di riscaldamento. Entalpia di reazione.
-Struttura dell’atomo: modelli di Thomson, Rutherford e Bohr. Cenni sulla luce: natura ondulatoria e corpuscolare (quanti e fotoni), velocità della luce. Righe spettrali, spettro elettromagnetico: lunghezza d’onda, frequenza ed energia. Elettroni: natura ondulatoria e livelli energetici. Concetto di assorbimento e legge di Lambert-Beer. Modelli atomici: significato dell’equazione di Schrödinger e concetto di orbitale. Correlazione fra i numeri quantici e gli orbitali: costruzione gerarchica degli strati, sottostrati e orbitali. Spin elettronico. Struttura elettronica dell’atomo di idrogeno.
-Atomi multielettronici: concetto di orbitali a uguale numero quantico principale e diversa energia: effetto di schermo e penetrazione. Energia degli orbitali, aufbau o costruzione a strati, configurazione elettronica degli atomi, configurazione elettronica degli ioni, valenza, correlazioni fra struttura elettronica e tavola periodica (importanza storica…Mendeleev)
-Il carattere periodico delle proprietà atomiche: raggio atomico, raggio ionico, energia di ionizzazione, carattere metallico, coppia inerte, correlazioni diagonali, affinità elettronica. Generalità sugli elementi dei blocchi s, p, d ed f.
-I legami chimici: legami ionici, simboli di Lewis, legami covalenti e regola dell’ottetto. Le strutture di Lewis, risonanza e carica formale. Radicali e biradicali, valenza espansa. Acidi e basi di Lewis. Legami ionici e legami covalenti: elettronegatività e correzione del modello ionico e covalente. Legami covalenti omo- ed eteropolari.
-Dagli atomi alle molecole: orbitale atomici e molecolari. Modello VSEPR e coppie solitarie, legami multipli, distorsione causata dalle coppie solitarie, molecole prive di coppie solitarie sull’atomo centrale. Legami polari e molecole polari. Forza di legame, lunghezza di legame, angolo. Orbitali e legami: legame sigma,  e legame pi greco, . Concetto di orbitale ibrido, particolare attenzione alla ibridazione del carbonio: legami semplici, doppi, tripli carbonio-carbonio.
-Forze deboli intermolecolari: forze di London (o Van del Waals), interazioni dipolo-dipolo, legami a idrogeno. Alcune proprietà dei liquidi: viscosità e tensione superficiale. Alcuni concetti sui solidi: cristalli e strutture ioniche. Cambiamenti di fase: pressione (o tensione) di vapore, ebollizione, solidificazione e fusione, diagrammi di stato, curve di raffreddamento e proprietà critiche.
-Soluzioni: solubilità (soluto e solvente), fattori influenzanti la solubilità, legge di Henry. Solubilità, entalpia e disordine. Proprietà colligative: misure di concentrazione, abbassamento della pressione di vapore, innalzamento del punto di ebollizione ed abbassamento del punto di congelamento. Osmosi.
-Equilibrio chimico: concetto di reversibilità, costante di equilibrio, equilibri eterogenei ed in fase gassosa. Applicazione della costante di equilibrio alla reazione chimica. Equilibrio e cambiamenti di condizioni.
-Reazione degli acidi e delle basi: acidi e basi secondo Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis (concetto di nucleofilo ed elettrofilo). Protoni, acidi e basi coniugati, pH e acqua. Acidi e basi deboli, equilibrio, costante di dissociazione acida, pKa, pH delle soluzioni di acidi e basi deboli, equazione di Hendersson-Hasselbach. Ioni come acidi o basi, pH delle soluzioni saline, titolazioni, soluzioni tampone, equilibri di solubilità. Relazione struttura-acidità. Curva di titolazione di un acido debole. pH di una soluzione tampone.
-Termodinamica: primo principio e calore, lavoro, energia interna ed entalpia. Secondo principio e le trasformazioni spontanee, entropia e disordine, entropia standard. Energia libera: sistema ed ambiente, energia libera standard di reazione, energia libera ed equilibrio.
-Elettrochimica: semireazioni e bilanciamento delle reazioni redox: trasferimento di elettroni. Celle galvaniche, potenziale e potenziali standard. Costante di Faraday. Potenziali standard e costanti di equilibrio, equazione di Nernst. Elettrolisi.
-Cinetica chimica: concentrazione e velocità di reazione, equazione cinetica, cinetiche di primo ordine e tempo di dimezzamento, cenni sulle cinetiche di secondo ordine. Effetto della temperatura e degli urti. Concetto di catalisi. Cenni sui meccanismi di reazione.

CHIMICA ORGANICA

-Carbonio: legame chimico ed isomeria. Ripasso dei concetti di legame covalente omo- ed eteropolare, legami semplici e multipli C-C, valenza, isomeria, risonanza, formula di struttura, legami  e , orbitale sp3.
-Idrocaburi: alcani e cicloalcani, isomeria conformazionale e geometrica, isomeria cis-trans. Regole IUPAC di nomenclatura. Alcheni ed alchini. Orbitali sp2 ed sp. Regola di Markovnikov. Cenni sulle proprietà chimico-fisiche. Idrocarburi ed acidità. Idrocarburi ed ossidazione.
-Benzene e composti aromatici.
-Stereoisomeria: chiralità, configurazione d, l ed R, S. Proiezioni di Fischer. Attività ottica. Enantiomeri e miscela racemica.
-Gruppi funzionali e definizione delle famiglie di composti organici: alcoli e tioli, eteri ed epossidi, Il gruppo carbonilico, concetto di nucleofilo ed elettrofilo (Lewis): aldeidi e chetoni, tautomeria cheto-enolica. Acidi carbossilici, distinzione fra l’ossidrile alcolico e quello acido. Amine e composti azotati.
-Acidità degli atomi di idrogeno a seconda della posizione, condensazione aldolica.
-Legami: estere e tioestere, anidridico, amidico (o peptidico). Legami ed energia.
-Reazioni organiche: addizione nucleofila ed elettrofila, idratazione, alogenazione e idrogenazione, sostituzione nucleofila di tipo SN1 e SN2. Eliminazione di tipo E1 ed E2.
-Macromolecole biologiche: acidi grassi: saturi ed insaturi, a numero pari o dispari. Glicerolo e cenni sui trigliceridi. Carboidrati: monosaccaridi, disaccaridi e polisaccaridi. Definizione e classificazione, chiralità, strutture semiacetaliche, anomeria e mutarotazione, strutture piranosiche e furanosiche. Riduzione ed ossidazione dei monosaccaridi.

PROPEDEUTICA BIOCHIMICA
- Proteine
- Enzimi
- Vitamine
- Lipidi
- Glucidi

Modalità d'esame

Scritto e Orale per la parte di Chimica e Propedeutica Biochimica e Chimica biologica

Materiale Didattico

•   Programma dettagliato   (msword, it, 74 KB, 14/07/15)