Sono richieste conoscenze elementari di matematica e di fisica fornite durante gli anni della scuola media superiore

L'insegnamento di Chimica ha l’obiettivo di fornire solide basi teoriche e applicative sui principi fondamentali della disciplina, evidenziandone l’interconnessione con le scienze biomediche. Data la centralità della chimica come scienza di base, il programma è strutturato per preparare studenti interessati a carriere nell’ambito medico, sanitario e della ricerca biomedica.

La prima sezione del corso approfondisce le basi della meccanica quantistica necessarie a interpretare la struttura elettronica degli elementi e la loro collocazione nella Tavola Periodica, ponendo le premesse per comprendere le tendenze periodiche e la reattività chimica. Si esaminano inoltre i principali modelli di legame chimico, dalle molecole inorganiche semplici ai sistemi organici complessi e ai polimeri.

Contestualmente, vengono introdotti i fondamenti di termodinamica e cinetica chimica per analizzare l’equilibrio chimico in soluzioni acquose, con particolare attenzione ai sistemi acido-base ed elettrochimici, essenziali per interpretare i processi biologici.

La seconda parte del corso è incentrata sulla chimica organica, con focus sui gruppi funzionali principali, sulle loro proprietà steriche ed elettroniche e sui meccanismi di reazione fondamentali. Particolare rilievo è attribuito alla stereochimica delle molecole organiche e alle reazioni di interesse biologico.

Il programma si completa con un’introduzione alla chimica dei biopolimeri (peptidi, proteine, carboidrati, DNA e RNA), al fine di fornire le conoscenze di base per comprendere la struttura, le funzioni e il ruolo di tali macromolecole nei processi biochimici.

Al termine del corso di Chimica gli studenti avranno una preparazione completa per comprendere la struttura della materia, le sue trasformazioni e i principi che regolano i fenomeni chimici e molecolari di interesse biologico e biomedico.

Attraverso lo studio delle basi della chimica generale, dell’equilibrio chimico, della termodinamica, della cinetica, delle reazioni di ossidoriduzione e dei principali gruppi funzionali organici, lo studente acquisirà gli strumenti per interpretare i processi molecolari che avvengono negli organismi viventi, con particolare attenzione agli equilibri acido-base, ai sistemi tampone fisiologici, alle leggi dei gas, alla solubilità, ai fenomeni osmotici e alle proprietà delle soluzioni.

Un modulo specifico di chimica organica consentirà di riconoscere le principali classi di composti organici, descriverne le proprietà chimico-fisiche e la reattività, anche in relazione alla struttura e funzione delle macromolecole biologiche come proteine, carboidrati, acidi nucleici e lipidi.

Lezioni frontali ed esercizi in aula.

L’esame consiste in una prova scritta che prevede in proporzione variabile:

- problemi numerici sulle reazioni chimiche

- esercizi sulla nomenclatura e reattività dei composti chimici

Gli esercizi proposti saranno simili a quelli trattati durante le esercitazioni.

La prova orale sarà basata sulla:

- discussione della prova scitta;

- domande di carattere teorico al fine di valutare sia la capacità di risolvere problemi sia la capacità dello studente ad esporre argomenti specifici dell’insegnamento.

Gli appelli sono visibili sul sito di riferimento

Il docente riceve previo appuntamento da concordare per email.

La costituzione della materia. Fondamenti della teoria atomica. Struttura del nucleo atomico,neutroni e protoni. Numero atomico e numero di massa. Massa atomica. Gli isotopi. Cenni alle proprietà magnetiche del nucleo come base per lo strumento diagnostico della Risonanza Magnetica Nucleare. Elementi e composti: mole e molecola. I numeri quantici, gli orbitali, il principio di esclusione di
Pauli ed il principio di indeterminazione di Heisenberg. Regola di Hund. La configurazione elettronica degli elementi. I radioisotopi e la radioattività. Il decadimento radioattivo (radiazioni α, β, positroni, gamma, X):unità di misura anche rispetto all’effetto di tossicità biologica, correlazioni di interesse per applicazioni biomediche. Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: configurazione elettronica esterna,volume atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività. Elementi chimici di rilevanza biologica. La regola dell’ottetto. Concetto di molecola e di ione poliatomico. Massa molecolare. Il legame chimico. Orbitale di legame. Legame covalente: omopolare, eteropolare, dativo. Legame ad elettroni delocalizzati. Il legame ionico. Ibridazione degli orbitali: sp, sp2, sp3. Teoria VSEPR. Orbitali molecolari sigma e pi-greco. Angolo di legame. Nomenclatura e struttura dei principali composti inorganici di interesse biomedico. Esempi di struttura di composti chimici binari e ternari, scrittura e riconoscimento delle formule di struttura (ossidi, acidi, basi, sali). Nomenclatura IUPAC e tradizionale. Interazioni deboli (legame idrogeno e forze di van der Waals) e interazioni idrofobiche.

Lo stato solido: solidi ionici, molecolari, covalenti e metallici. Lo stato aeriforme. Temperatura assoluta. Leggi di Boyle, Charles e Gay Lussac. Equazione di stato dei gas perfetti. I gas reali e l’equazione di Van der Waals. La legge di Avogadro. Il concetto di mole e il numero di Avogadro. Cenni sulla teoria cinetica dei gas. La legge di Maxwell-Boltzmann. Gas e vapori. L’equilibrio gas-liquido: la ressione di vapore. Lo stato liquido: ebollizione, calore di evaporazione. Diagrammi di fase: confronto tra acqua ed anidride carbonica. Tensione superficiale. Rilevanza dei cambiamenti di stato in medicina: l’evaporazione del sudore e la termoregolazione. Esempio di applicazione della legge dei gas alla respirazione. I sistemi termodinamici. I principi della termodinamica. Definizioni delle funzioni di stato. Entalpia. Trasformazioni esotermiche ed endotermiche (cambiamenti di stato). Entropia. Energia libera di Gibbs. Trasformazioni reversibili e irreversibili (esoergoniche, endoergoniche). Energia libera ed
equilibrio chimico. Tipi di miscele: omogenee ed eterogenee (dispersioni, sospensioni, colloidi, aerosol). Tipi di soluzioni: soluzioni gassose, soluzioni liquide, soluzioni solide. Solubilità: l’acqua come solvente. L’acqua e i soluti ionici, proprietà degli elettroliti. Gli elettroliti nei fluidi biologici. L’acqua e i soluti molecolari. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry. Unità di misura della concentrazione delle soluzioni: percentuali peso/peso, peso/volume, volume/volume. Molarità, frazione molare. Il concetto di equivalente in ambito biomedico. La concentrazione nelle miscele di gas: la legge di Dalton. L’aria e la sua composizione, aria inspirata e aria espirata. Esempi di soluzioni rilevanti per aspetti biomedici. Definizione di proprietà colligativa. Interazioni tra solvente e soluto. La legge di Raoult.
Abbassamento della pressione di vapore. Innalzamento della temperatura di ebollizione. Abbassamento della temperatura di congelamento. Soluzioni elettrolitiche e fattore correttivo di van't Hoff. Tipi di membrane e passaggio di soluti: diffusione, osmosi e osmolarità. Confronto tra le proprietà osmotiche delle soluzioni. L’osmolarità dei liquidi intracellulari ed extracellulari. Soluzioni isotoniche, pertoniche e ipotoniche.Definizioni delle reazioni chimiche. Conservazione di massa, energia e carica ele!rica. Reversibilità. Tipi di reazioni chimiche. Reazioni di neutralizzazione. Reazioni di precipitazione. Reazioni di ossido-riduzione. Bilanciamento delle reazioni. Definizione di cinetica di reazione. Reazioni a più stadi. Fattori che influenzano la velocità di una reazione. Ordine di una reazione e molecolarità. La legge di Arrhenius e la teoria degli urti efficaci.L’energia di attivazione. La teoria dello stato di transizione. I catalizzatori: catalizzatori omogenei ed eterogenei. Cenni sui catalizzatori biologici: gli enzimi. Equilibrio chimico. Reazioni reversibili ed irreversibili. Costante di equilibrio e legge d'azione di massa. Equilibrio chimico omogeneo ed eterogeneo. Differenza tra equilibrio chimico e stato stazionario. Principio dell'equilibrio mobile. Il quoziente di reazione. Effetto della temperatura sulla costante di equilibrio. Equilibri multipli. Equilibri eterogenei solido-liquido. Prodotto di solubilità, effetto dello ione in comune. Rilevanza degli equilibri chimici nei processi biologici.
La teoria di Arrhenius. La teoria di Bronsted e Lowry. Cenni sulla teoria di Lewis. La reazione di autoprotolisi dell'acqua. La Kw. Il concetto di pH e pOH. Costanti di dissociazione, Ka e Kb. Acidi
forti e acidi deboli, pKa e pKb. Indicatori di pH. Il pH di una soluzione di acido/base forte o di acido/base debole. Acidi poliprotici e basi poliprotiche. Forza relativa di un acido e di una base. Reazioni acido-base. Relazione tra la struttura chimica e la forza degli acidi. I sali, comportamento acido o basico dei sali in acqua, costante di idrolisi. Solubilità e pH, esempi di interesse biomedico:
ossalato di calcio e fosfato di calcio. Gli argomenti saranno trattati con esempi numerici per coadiuvare la comprensione dei fenomeni descritti.
Soluzioni tampone, esempi di tamponi di acidi deboli e basi deboli. L’equazione di Henderson e Hasselbalch. Efficienza di un sistema tampone. L’equilibrio acido-base nei fluidi biologici: il
tampone acido carbonico/bicarbonato, il tampone diidrogeno fosfato/ idrogenofosfato, le proteine come sistemi tampone. Il pH del sangue e i tamponi del sangue. L’importanza e la
funzione dei tamponi in ambito biomedico. Il numero di ossidazione e le reazioni di ossido-riduzione. I sistemi elettrochimici. Definizione di anodo e catodo. Tipi di conduttori.
I semielementi. I potenziali redox standard. L’equazione di Nernst. Reazioni spontanee e lavoro chimico: relazione tra variazione di energia libera di Gibbs e differenza di potenziale. La relazione
tra potenziali di riduzione e costante di equilibrio. Pile a concentrazione.  Importanza delle reazioni di ossido-riduzione in ambito biomedico.
Proprietà e ibridazione del carbonio. I gruppi funzionali. Rappresentazione dei composti carboniosi. Regole generali di nomenclatura IUPAC. Ossidazioni e riduzioni in chimica organica. Tipi di reazioni organiche. Effetto induttivo: elettron donatore, elettron attrattore. Effetto di delocalizzazione o mesomero.
Rottura di un legame: omolitico ed eterolitico. Carbocationi e carboanioni. Stabilità dei carbocationi. Nucleofili ed elettrofili. Acidità e basicità dei composti organici. Idrocarburi saturi ed insaturi. Alcani e cicloalcani: nomenclatura IUPAC, proprietà chimico-fisiche e reazioni caratteristiche. Tensione di legame nei cicloalcani. Reazioni degli alcani: ossidazione, sostituzione radicalica. Alcheni: nomenclatura IUPAC, proprietà chimico-fisiche e principali reazioni (addizione elettrofila, stabilità dei carbocationi). Delocalizzazione elettronica e dieni coniugati.  Idrocarburi ciclici ed eterociclici. Gli alogeno derivati degli idrocarburi. Le reazioni degli alogenuri alchilici: sostituzione nucleofila con meccanismo SN2 e SN1, reazioni di eliminazione con meccanismo E1 ed E2.
il benzene, composti aromatici e regola di Huckel. Nomenclatura degli idrocarburi aromatici. Derivati del benzene. Reazioni del benzene:
sostituzione elettrofila aromatica. Effetto attivante e disattivante dei sostituenti. Tossicità dei composti aromatici. Proprietà chimico-fisiche e nomenclatura. Reazioni degli alcoli: disidratazione, ossidazione sostituzione nucleofila. Alcol di rilevanza biomedica: l’etanolo. Alcoli aromatici, fenolo e derivati; acidità del fenolo. Eteri. Tioli e tioeteri. Epossidi. Proprietà chimico-fisiche e nomenclatura delle aldeidi e dei chetoni. Reazioni delle aldeidi e dei chetoni: ossidazione, riduzione, reazioni di addizione nucleofila. Emiacetali ed emichetali, acetali e chetali. Proprietà dell’idrogeno in alfa al carbonile. Tautomeria cheto-enolica e sua importanza biologica. Reazione di condensazione aldolica. Chinoni ed idrochinoni. Un esempio di rilevanza biomedica:
l’ubichinone. Proprietà chimico-fisiche e nomenclatura. Reazioni degli acidi carbossilici: salificazione, sostituzione nucleofila acilica. Derivati degli acidi carbossilici: alogenuri acilici, anidridi, esteri e tioesteri, ammidi, acilfosfati. Esterificazione di Fisher. Idrolisi basica e acida degli esteri. Condensazione di Claisen. Reazioni degli acidi carbossilici contenenti altri gruppi funzionali: formazione dei lattoni e decarbossilazione deinchetoacidi. I derivati organici dell’acido fosforico. L’importanza degli acilfosfati in Biochimica. Proprietà chimico-fisiche e nomenclatura delle ammine. Basicità e reazioni delle ammine: nucleofilicità delle ammine, alchilazione. Nitrosammine. Ammonio quaternario: la colina. Immine o basi di Shiff. Esempi di importanza biomedica: l’urea. Reazioni di idrolisi delle ammidi.
Definizione e tipi di isomeria: isomeri costituzionali e stereoisomeri (isomeri conformazionali e configurazionali). Potere ottico rotatorio specifico. Convenzione di Fischer e convenzione destrogira/levogira. Diasteromeri, epimeri, anomeri e mesocomposti. Miscele racemiche. Cenni sulle regole di priorità. Convenzione E/Z e convenzione R/S Significato degli enantiomeri, diastereoisomeri e forme meso nelle scienze biomediche. Struttura e nomenclatura degli amminoacidi, nomi abbreviati. Classificazione degli amminoacidi in base al gruppo R. Amminoacidi essenziali o non essenziali.
Identificazione e caratteristiche delle catene laterali degli amminoacidi proteici. Stereochimica degli amminoacidi e rappresentazione secondo la convenzione di Fischer.
Proprietà acido-base degli amminoacidi e punto isoelettrico. ll legame peptidico e sua formazione. Caratteristiche del legame peptidico. Livelli strutturali delle proteine: struttura primaria, secondaria, terziaria e quaternaria. Interazioni deboli e ponti disolfuro. Struttura, nomenclatura e stereochimica dei carboidrati. Monosaccaridi: isomeri, epimeri, anomeri e tautomeri. Amminozuccheri. Ciclizzazione dei monosaccaridi. Mutarotazione. Reazioni dei monosaccaridi: ossidazione, riduzione, reazione di Maillard e prodotti di Amadori, condensazione. Il legame glicosidico. Disaccaridi. Oligosaccaridi e loro derivati. Polisaccaridi: omopolisaccaridi (amido, cellulosa, glicogeno) ed eteropolisaccaridi (glicosamminoglicani). Struttura e nomenclatura degli acidi grassi. Acidi grassi saturi ed insaturi. Acidi grassi essenziali. Insaturazione e proprietà fisiche e chimiche. I trigliceridi e la loro funzioni: oli e grassi. Lipidi complessi: glicerofosfolipidi, sfingolipidi, glicolipidi. Colesterolo e derivati steroidei di interesse biomedico. Basi azotate: definizione e caratteristiche strutturali dei nucleosidi e dei nucleotidi Nucleotidi e polinucleotidi. Struttura chimica ed importanza biologica dell’ATP e di altri nucleotidi liberi. Legame fosfodiesterico.

- Fondamenti di chimica e chimica organica per l'ingegneria; Mc. Graw-Hill, a cura di Giuseppe Ciccarella e Viviana Vergaro.

- dispense fornite dal docente