Studiare
In questa sezione è possibile reperire le informazioni riguardanti l'organizzazione pratica del corso, lo svolgimento delle attività didattiche, le opportunità formative e i contatti utili durante tutto il percorso di studi, fino al conseguimento del titolo finale.
Piano Didattico
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Laurea magistrale a ciclo unico in Odontoiatria e protesi dentaria - Immatricolazione dal 2025/2026Il piano didattico è l'elenco degli insegnamenti e delle altre attività formative che devono essere sostenute nel corso della propria carriera universitaria.
Selezionare il piano didattico in base all'anno accademico di iscrizione.
1° Anno
Insegnamenti | Crediti | TAF | SSD |
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2° Anno Attivato nell'A.A. 2016/2017
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3° Anno Attivato nell'A.A. 2017/2018
Insegnamenti | Crediti | TAF | SSD |
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4° Anno Attivato nell'A.A. 2018/2019
Insegnamenti | Crediti | TAF | SSD |
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5° Anno Attivato nell'A.A. 2019/2020
Insegnamenti | Crediti | TAF | SSD |
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6° Anno Attivato nell'A.A. 2020/2021
Insegnamenti | Crediti | TAF | SSD |
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Legenda | Tipo Attività Formativa (TAF)
TAF (Tipologia Attività Formativa) Tutti gli insegnamenti e le attività sono classificate in diversi tipi di attività formativa, indicati da una lettera.
Chimica (2015/2016)
Codice insegnamento
4S01828
Docente
Coordinatore
Crediti
7
Lingua di erogazione
Italiano
Settore Scientifico Disciplinare (SSD)
BIO/10 - BIOCHIMICA
Periodo
Lezioni 2° semestre dal 22 feb 2016 al 3 giu 2016.
Obiettivi formativi
Obiettivo generale del corso di Chimica sarà fornire allo studente elementi conoscitivi essenziali alla comprensione delle moderne teorie sulla costituzione atomica e molecolare della materia.
Lo studente dovrà saper interpretare alcuni fenomeni macroscopici su scala molecolare e soffermarsi sulle variazioni energetiche ad essi connesse.
Una particolare attenzione sarà rivolta alla chimica del carbonio, finalizzata all’acquisizione di solide basi teoriche per la successiva comprensione, in chiave molecolare, di processi biochimici complessi.
Programma
Struttura dell'atomo, massa e carica delle particelle subatomiche, significato del numero atomico e del numero di massa, mole, numero di Avogadro. Radiazione elettromagnetica, quanti e fotoni. Spettri ottici. Modello atomico di Bohr. Moto dell'elettrone: orbitali atomici, livelli energetici definiti da numeri quantici, forme degli orbitali più semplici (s, p), principio di esclusione del Pauli. Struttura elettronica degli elementi: riempimento progressivo degli orbitali, regola di Hund. Formule elettroniche dei primi 18 elementi in forma neutra e in forma ionica. Lettura e comprensione della tavola periodica degli elementi. Proprietà periodiche: carica nucleare efficace, energia di ionizzazione, affinità elettronica, formazione di ioni positivi o negativi; dimensioni degli atomi neutri e rispettivi ioni, carattere metallico.
Forze attrattive e repulsive tra atomi nella formazione di legami chimici, energia di legame, regola dell'ottetto. Legame ionico, struttura a reticolo di sali cristallini, energia reticolare, densità di carica dello ione, proprietà dei composti ionici; legame covalente puro, sovrapposizione degli orbitali atomici, legame covalente dativo. Lunghezza dei legami. Polarità del legame covalente, momento dipolare, elettronegatività degli elementi, concetto di valenza. Teoria degli orbitali molecolari, regione legante ed antilegante, energia degli orbitali molecolari. Orbitali ibridi: ibridazione sp, sp2, sp3 e relativa geometria spaziale delle molecole. Lunghezza ed energia di legami multipli. Orbitali di legame: orbitali molecolari di tipo σ, e di tipo П. Delocalizzazione degli elettroni del legame П, risonanza. Composti di coordinazione, legami nei metalli.
Legami ponte a idrogeno, forza del legame idrogeno confrontata con quella del corrispondente legame covalente. Struttura dell'acqua nello stato solido, liquido, gassoso. Forze di attrazione tra molecole: dipoli permanenti e dipoli istantanei.
Differenze di energia tra reagenti e prodotti: componenti dell'energia interna, calore-lavoro, calore di reazione, differenze di entalpia, reazioni esotermiche e endotermiche, ∆H come sommatoria delle energie dei legami scissi e dei legami formati, calore di soluzione, legge di Hess. Criteri di spontaneità di una reazione: reazioni favorite e non, entropia e 2° principio della termodinamica; variazione di entropia dell'ambiente, differenza di energia libera, e reazioni esoergoniche ed endoergoniche. Entalpia, entropia ed energia livera standard. Relazione matematica tra le differenze di entalpia, entropia ed energia libera; importanza della temperatura nel determinare la spontaneità di una reazione. Reazioni reversibili, equilibrio chimico e costante di equilibrio. Perturbazioni dell'equilibrio, principio di Le Chathelier; Relazione tra costante di equilibrio ed energia libera. Accoppiamento di reazioni esoergoniche (es: idrolisi di ATP) con reazioni endoergoniche. Cenni di cinetica chimica: teoria del complesso attivato, catalizzatori, stadio lento di reazione, ordini di reazione.
Costante dielettrica dell'acqua; solvatazione dei sali in soluzione acquosa; elettroliti ionici, non ionici e non elettroliti: definizione di acido e base; auto-ionizzazione dell'acqua: prodotto ionico dell'acqua. Acidi e basi forti, acidi e loro basi coniugate, acidi deboli, forza dell'acido e della base coniugata, costante di dissociazione acida (Ka) e basica (Kb). Acidi poliprotici. Scala del pH. Cenni sulle titolazioni acido-base. Equivalenti e normalità. Soluzioni tampone. Equazione di Henderson-Hasselbalch. Capacità tamponante, tampone bicarbonato-acido carbonico.
Abbassamento della tensione di vapore. Pressione osmotica, legge di Wan't Hoff, pressione osmotica ed elettroliti, osmolarità. Tono di una soluzione.
Numero di ossidazione, regole per il calcolo del numero di ossidazione. Ossidazione e riduzione come reazioni accoppiate; concetto di elemento ossidato e ridotto, riducente ed ossidante. Celle galvaniche (pila Zn-Cu), potenziali di cella, potenziali standard e costante di equilibrio, potenziali ed energia libera: equazione di Nernst. Potenziali di riduzione standard E°' di alcune semireazioni importanti in biochimica.
Legami tra atomi di carbonio, formule di struttura, isomeri. Idrocarburi: struttura tridimensionale ed orbitali ibridi e reattività chimica in alcani, alcheni, alchini. Cenni sulle principali regole IUPAC di nomenclatura. Grado di insaturazione. Effetto di iperconiugazione. Reagenti elettrofili e nucleofili. Reazione di addizione negli alcheni, addizione elettrofila, regioselettività, ordine di stabilità dei carbocationi, addizione nucleofila a composti carbonilici alfa-beta insaturi, dieni coniugati e isolati. Idrocarburi aromatici, strutture ed energia di risonanza, regola di Huckel, aromaricità, sostituzione elettrofila aromatica. Composti eterociclici aromatici: solubilità, caratteristiche acido-basiche. Gruppi funzionale contenenti eteroatomi: ammine (primarie, secondarie e terziarie), struttura, solubilità e reattività, immine. Alcoli: caratteristiche chimiche e fisiche, alcoli primari, secondari e terziari, eteri. Rottura omolitica ed eterolitica di legami, stabilizzazione di radicali, coniugazione di radicali, carbocationi e carbanioni. Composti carbonilici: aldeidi e chetoni, strutture di risonanza, reattività del gruppo funzionale carbonilico, attacco nucleofilo al carbonio carbonilico, attacco elettrofilo all'ossigeno, formazione di emiacetali. Acidi carbossilici, solubilita', reattivita' del gruppo carbossilico. Derivati degli acidi carbossilici: formazione di esteri, ammidi, immidi, anidridi, risonanza e reattività relativa dei derivati degli acidi carbossilici. Tioli, gruppo funzionale, solubilità rispetto agli alcoli, reazioni di ossidazione. Composti ad alta e bassa energia: tioesteri ed esteri, confronto tra le energie libere di idrolisi; anidridi miste, anidridi fosforiche, ∆G di idrolisi del legame fosfoanidridico nell'ATP. Tautomeria cheto¬enolica, fosfoenolpiruvato. Fattori che influenzano l'acidità dei composti organici: elettronegatività, energia del legame, effetti sterici, effetti induttivi, effetti di ibridazione, effetti di risonanza, aromaticità. Acidità del carbonio in alfa ad un gruppo carbonilico. Stati di ossidazione del carbonio e dell'azoto nei composti organici, reazioni di ossido-riduzione organica. Chiralità, enantiomeri, diastereoisomeri. Carboidrati: monosaccaridi, aldosi e chetosi, proiezioni di Fisher, serie D, struttura ciclica, proprietà fisiche e reattività, legame glicosidico, disaccaridi, polisaccaridi. Generalità sugli acidi grassi.
Modalità d'esame
SCRITTO E ORALE