Chimica medica
A.A. 2023/2024
Obiettivi formativi
L'insegnamento si propone di fornire agli studenti le nozioni di base per:
1. Conoscere i principi che sono alla base dei comportamento di elementi e composti coinvolti nei principali processi biologici.
2. Saper eseguire semplici calcoli che illustrano gli aspetti quantitativi alla base dei principali processi biologici.
3. Riconoscere i principi chimici che regolano il comportamento di sostanze di interesse biomedico.
4. Conoscere i meccanismi delle reazioni che avvengono negli organismi viventi;
1. Conoscere i principi che sono alla base dei comportamento di elementi e composti coinvolti nei principali processi biologici.
2. Saper eseguire semplici calcoli che illustrano gli aspetti quantitativi alla base dei principali processi biologici.
3. Riconoscere i principi chimici che regolano il comportamento di sostanze di interesse biomedico.
4. Conoscere i meccanismi delle reazioni che avvengono negli organismi viventi;
Risultati apprendimento attesi
Al termine dell'insegnamento lo studente saprà:
- descrivere e utilizzare in semplici calcoli le principali grandezze e le loro unità di misura usate in chimica (massa atomica e molecolare, mole e massa molare).
- riconoscere i vari tipi di reazioni chimiche e bilanciare i loro coefficienti stechiometrici in modo razionale.
- elencare le varie modalità con cui si può esprimere la concentrazione di una soluzione e descrivere la solubilità e i fattori che la influenzano.
- interpretare il concetto di equilibrio di una reazione e indicare come determinati parametri possono modificarlo.
- discutere il concetto di acidi e basi secondo la teoria di Broensted-Lowry.
- descrivere il concetto di pH di una soluzione acquosa e calcolarlo nel caso di acidi e basi sia forti che deboli.
- Descrivere le modalità per la determinazione sperimentale del pH di una soluzione.
- descrivere la composizione e le proprietà di una soluzione tampone.
- conoscere e discutere alcuni concetti base di elettrochimica, termodinamica e cinetica chimica.
- riconoscere i vari gruppi funzionali che caratterizzano i composti organici, con particolare riferimento a quelli che sono presenti nelle strutture dei composti di interesse biologico, quali gli amino acidi, le proteine, i carboidrati, i lipidi, i nucleotidi e gli acidi nucleici.
- descrivere e utilizzare in semplici calcoli le principali grandezze e le loro unità di misura usate in chimica (massa atomica e molecolare, mole e massa molare).
- riconoscere i vari tipi di reazioni chimiche e bilanciare i loro coefficienti stechiometrici in modo razionale.
- elencare le varie modalità con cui si può esprimere la concentrazione di una soluzione e descrivere la solubilità e i fattori che la influenzano.
- interpretare il concetto di equilibrio di una reazione e indicare come determinati parametri possono modificarlo.
- discutere il concetto di acidi e basi secondo la teoria di Broensted-Lowry.
- descrivere il concetto di pH di una soluzione acquosa e calcolarlo nel caso di acidi e basi sia forti che deboli.
- Descrivere le modalità per la determinazione sperimentale del pH di una soluzione.
- descrivere la composizione e le proprietà di una soluzione tampone.
- conoscere e discutere alcuni concetti base di elettrochimica, termodinamica e cinetica chimica.
- riconoscere i vari gruppi funzionali che caratterizzano i composti organici, con particolare riferimento a quelli che sono presenti nelle strutture dei composti di interesse biologico, quali gli amino acidi, le proteine, i carboidrati, i lipidi, i nucleotidi e gli acidi nucleici.
Periodo: Primo semestre
Modalità di valutazione: Esame
Giudizio di valutazione: voto verbalizzato in trentesimi
Corso singolo
Questo insegnamento può essere seguito come corso singolo.
Programma e organizzazione didattica
Edizione unica
Responsabile
Programma
Il programma di insegnamento prevede la trattazione dei seguenti argomenti:
CHIMICA GENERALE
Materia: sostanze pure (elementi e composti), miscele (omogenee ed eterogenee). Atomo, elettroni, protoni e neutroni. Numero atomico, numero di massa, isotopi. Molecole e formule molecolari. Masse atomica e molecolare. Mole e massa molare.
Quantizzazione dell'energia. Principio di indeterminazione. Dualismo onde-particelle. Modelli atomici. Numeri quantici e orbitali atomici. Configurazioni elettroniche.
Tavola periodica degli elementi. Gruppi, periodi, blocchi. Proprietà periodiche degli elementi (energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività). Metalli, non metalli, gas nobili.
Legame ionico, composti ionici, energia reticolare. Legame covalente. Legami semplici e multipli. Rappresentazione di Lewis. Risonanza. Energia di legame e distanza di legame. Legame covalente polarizzato, dipolo molecolare. Orbitali molecolari σ e π. Orbitali ibridi. Legame metallico. Numero di ossidazione.
Legami chimici deboli: legami fra molecole (forze di Van der Waals), legame a ponte di idrogeno, legami fra ioni e molecole. Energia di solvatazione.
Gas reali e ideali, legge generale dei gas ideali.
Liquidi. Tensione superficiale. Tensione di vapore. Solidi amorfi e cristallini. Classificazione dei solidi cristallini (ionici, covalenti, molecolari, metallici). Diagramma di stato dell'acqua. Punto triplo.
Soluzioni. Concentrazione delle soluzioni (molarità, molalità, frazione molare, percentuale). Solubilità. Influenza della temperatura sulla solubilità. Influenza della pressione sulla solubilità dei gas (legge di Henry).
Proprietà colligative delle soluzioni. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Pressione osmotica.
Reazioni chimiche e loro bilanciamento. Equilibrio chimico e costante di equilibrio. Fattori che influenzano la posizione dell'equilibrio. Principio di Le-Chatelier.
Elettrochimica: bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. I potenziali elettrochimici. Elettrodo standard a idrogeno. Equazione di Nernst. Pile.
Acidi e basi. Definizioni di Arrhenius e di Brönsted. Coppie coniugate acido-base. Forza di acidi e basi. Equilibrio di autoionizzazione e prodotto ionico dell'acqua. Definizione di pH. Costanti acide e basiche (Ka e Kb). Relazioni fra Ka e Kb per coppie coniugate acido-base. Soluzioni tampone: definizione, proprietà, meccanismo con il quale agiscono.
Calcolo del pH di soluzioni acquose di acidi e basi (forti e deboli), di ioni a carattere acido o basico che compongono un sale. Calcolo del pH di soluzioni tampone. Determinazione sperimentale del pH mediante indicatori acido-base o mediante piaccametri.
Teoria acido-base di Lewis. Composti di coordinazione, nomenclatura e costante di instabilità.
Termodinamica chimica. Sistemi termodinamici. Condizioni standard. Funzioni di stato. Calore e lavoro. Primo principio della termodinamica. Entalpia. Entalpia standard di formazione. Variazione di entalpia nelle reazioni. Reazioni esotermiche ed endotermiche.
Fattori che favoriscono la spontaneità di una reazione. Entropia. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia molare standard. Variazione di entropia nelle reazioni. Energia libera e energia libera molare standard di formazione. Calcolo del G in condizioni non standard. Relazione fra G° e la costante di equilibrio. Reazioni accoppiate.
Cinetica chimica. Velocità di reazione, equazione cinetica e ordine di reazione. Energia di attivazione ed equazione di Arrhenius. Teoria degli urti e teoria del complesso attivato. Catalizzatori.
CHIMICA ORGANICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA
Introduzione alla chimica organica. Gruppi funzionali e classificazione dei composti organici. Reazioni ioniche e reazioni radicaliche. Nomenclatura IUPAC dei composti organici.
Nomenclatura, proprietà chimiche e reazioni caratteristiche delle seguenti classi di composti: idrocarburi saturi e insaturi (alcani, alcheni, alchini, ciclici, aromatici), alcoli, fenoli, eteri, analoghi solforati (tioalcoli, tiofenoli, tioeteri, disolfuri).
Aldeidi e chetoni, nomenclatura, proprietà, reattività.
Acidi carbossilici e acidi grassi, nomenclatura, proprietà, reattività, saponi e loro proprietà anfifiliche. Derivati degli acidi carbossilici (alogenuri, anidridi, esteri, ammidi), proprietà, reazioni di idrolisi acida e idrolisi basica (saponificazione).
Ammine, nomenclatura, proprietà, sali di tetraalchilammonio. Semplici composti bifunzionalizzati, classificazione, nomenclatura.
Isomeria. Classificazione dei vari tipi di isomeria: costituzionale (di catena, di posizione, di funzione) e stereoisomeria (conformazionale, configurazionale, isomeria geometrica).
Chiralità delle molecole (nomenclatura D ed L o R ed S per identificare centri stereogenici). Attività ottica degli stereoisomeri. Racemi e forme meso.
Lipidi. Lipidi semplici (acilgliceroli e cere) e lipidi complessi (glicerofosfolipidi e sfingolipidi). Reazioni di idrolisi acida e basica dei lipidi.
Carboidrati. Monosaccaridi, forme cicliche, epimeri e anomeri. Glicosidi, disaccaridi riducenti e non riducenti (maltosio, lattosio, cellobiosio, saccarosio), omopolisaccaridi (amido, glicogeno, cellulosa, chitina).
Aminoacidi. Definizione e classificazione, punto isoionico, punto isoelettrico. Forme prevalenti a pH fisiologico.
Peptidi e proteine, classificazione, legame peptidico e sue caratteristiche. Struttura primaria, secondaria, terziaria e quaternaria. Denaturazione.
Nucleosidi e nucleotidi. Struttura di acidi nucleici (DNA e RNA).
CHIMICA GENERALE
Materia: sostanze pure (elementi e composti), miscele (omogenee ed eterogenee). Atomo, elettroni, protoni e neutroni. Numero atomico, numero di massa, isotopi. Molecole e formule molecolari. Masse atomica e molecolare. Mole e massa molare.
Quantizzazione dell'energia. Principio di indeterminazione. Dualismo onde-particelle. Modelli atomici. Numeri quantici e orbitali atomici. Configurazioni elettroniche.
Tavola periodica degli elementi. Gruppi, periodi, blocchi. Proprietà periodiche degli elementi (energia di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività). Metalli, non metalli, gas nobili.
Legame ionico, composti ionici, energia reticolare. Legame covalente. Legami semplici e multipli. Rappresentazione di Lewis. Risonanza. Energia di legame e distanza di legame. Legame covalente polarizzato, dipolo molecolare. Orbitali molecolari σ e π. Orbitali ibridi. Legame metallico. Numero di ossidazione.
Legami chimici deboli: legami fra molecole (forze di Van der Waals), legame a ponte di idrogeno, legami fra ioni e molecole. Energia di solvatazione.
Gas reali e ideali, legge generale dei gas ideali.
Liquidi. Tensione superficiale. Tensione di vapore. Solidi amorfi e cristallini. Classificazione dei solidi cristallini (ionici, covalenti, molecolari, metallici). Diagramma di stato dell'acqua. Punto triplo.
Soluzioni. Concentrazione delle soluzioni (molarità, molalità, frazione molare, percentuale). Solubilità. Influenza della temperatura sulla solubilità. Influenza della pressione sulla solubilità dei gas (legge di Henry).
Proprietà colligative delle soluzioni. Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico. Pressione osmotica.
Reazioni chimiche e loro bilanciamento. Equilibrio chimico e costante di equilibrio. Fattori che influenzano la posizione dell'equilibrio. Principio di Le-Chatelier.
Elettrochimica: bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. I potenziali elettrochimici. Elettrodo standard a idrogeno. Equazione di Nernst. Pile.
Acidi e basi. Definizioni di Arrhenius e di Brönsted. Coppie coniugate acido-base. Forza di acidi e basi. Equilibrio di autoionizzazione e prodotto ionico dell'acqua. Definizione di pH. Costanti acide e basiche (Ka e Kb). Relazioni fra Ka e Kb per coppie coniugate acido-base. Soluzioni tampone: definizione, proprietà, meccanismo con il quale agiscono.
Calcolo del pH di soluzioni acquose di acidi e basi (forti e deboli), di ioni a carattere acido o basico che compongono un sale. Calcolo del pH di soluzioni tampone. Determinazione sperimentale del pH mediante indicatori acido-base o mediante piaccametri.
Teoria acido-base di Lewis. Composti di coordinazione, nomenclatura e costante di instabilità.
Termodinamica chimica. Sistemi termodinamici. Condizioni standard. Funzioni di stato. Calore e lavoro. Primo principio della termodinamica. Entalpia. Entalpia standard di formazione. Variazione di entalpia nelle reazioni. Reazioni esotermiche ed endotermiche.
Fattori che favoriscono la spontaneità di una reazione. Entropia. Secondo e terzo principio della termodinamica. Entropia molare standard. Variazione di entropia nelle reazioni. Energia libera e energia libera molare standard di formazione. Calcolo del G in condizioni non standard. Relazione fra G° e la costante di equilibrio. Reazioni accoppiate.
Cinetica chimica. Velocità di reazione, equazione cinetica e ordine di reazione. Energia di attivazione ed equazione di Arrhenius. Teoria degli urti e teoria del complesso attivato. Catalizzatori.
CHIMICA ORGANICA E PROPEDEUTICA BIOCHIMICA
Introduzione alla chimica organica. Gruppi funzionali e classificazione dei composti organici. Reazioni ioniche e reazioni radicaliche. Nomenclatura IUPAC dei composti organici.
Nomenclatura, proprietà chimiche e reazioni caratteristiche delle seguenti classi di composti: idrocarburi saturi e insaturi (alcani, alcheni, alchini, ciclici, aromatici), alcoli, fenoli, eteri, analoghi solforati (tioalcoli, tiofenoli, tioeteri, disolfuri).
Aldeidi e chetoni, nomenclatura, proprietà, reattività.
Acidi carbossilici e acidi grassi, nomenclatura, proprietà, reattività, saponi e loro proprietà anfifiliche. Derivati degli acidi carbossilici (alogenuri, anidridi, esteri, ammidi), proprietà, reazioni di idrolisi acida e idrolisi basica (saponificazione).
Ammine, nomenclatura, proprietà, sali di tetraalchilammonio. Semplici composti bifunzionalizzati, classificazione, nomenclatura.
Isomeria. Classificazione dei vari tipi di isomeria: costituzionale (di catena, di posizione, di funzione) e stereoisomeria (conformazionale, configurazionale, isomeria geometrica).
Chiralità delle molecole (nomenclatura D ed L o R ed S per identificare centri stereogenici). Attività ottica degli stereoisomeri. Racemi e forme meso.
Lipidi. Lipidi semplici (acilgliceroli e cere) e lipidi complessi (glicerofosfolipidi e sfingolipidi). Reazioni di idrolisi acida e basica dei lipidi.
Carboidrati. Monosaccaridi, forme cicliche, epimeri e anomeri. Glicosidi, disaccaridi riducenti e non riducenti (maltosio, lattosio, cellobiosio, saccarosio), omopolisaccaridi (amido, glicogeno, cellulosa, chitina).
Aminoacidi. Definizione e classificazione, punto isoionico, punto isoelettrico. Forme prevalenti a pH fisiologico.
Peptidi e proteine, classificazione, legame peptidico e sue caratteristiche. Struttura primaria, secondaria, terziaria e quaternaria. Denaturazione.
Nucleosidi e nucleotidi. Struttura di acidi nucleici (DNA e RNA).
Prerequisiti
Non sono richieste particolari conoscenze preliminari, in quanto l'insegnamento è strutturato in modo da essere fruibile a studenti che non hanno precedentemente mai appreso argomenti di chimica
Metodi didattici
L'insegnamento verrà erogato tramite lezioni frontali con l'uso di diapositive che verranno rese disponibili sul sito Ariel di unimi
Materiale di riferimento
Testo di riferimento: "Chimica di base per le scienze della vita", 2° Edizione. Autori Mario Anastasia e Luigi Anastasia, editore Antonio Delfino.
(Reference book: "Chimica di base per le scienze della vita", 2° edition. Authors Mario Anastasia e Luigi Anastasia. Publisher Antonio Delfino).
(Reference book: "Chimica di base per le scienze della vita", 2° edition. Authors Mario Anastasia e Luigi Anastasia. Publisher Antonio Delfino).
Modalità di verifica dell’apprendimento e criteri di valutazione
La modalità di verifica consiste in una prova scritta della durata di 90 minuti e costituita da 10 domande a risposta aperta, cinque riguardanti argomenti di chimica generale e cinque argomenti di chimica organica e propedeutica biochimica.
Nella valutazione, ad ogni singola risposta è dato un punteggio da 0 a 3 e la somma dei punti assegnati alle risposte rappresenta il voto in trentesimi.
La parte orale è essenzialmente la discussione con lo studente della valutazione data alla risposta ad ogni singola domanda della prova scritta.
Sul sito Ariel di unimi, con le diapositive utilizzate nell'insegnamento, sarà disponibile un esempio di prova scritta.
Nella valutazione, ad ogni singola risposta è dato un punteggio da 0 a 3 e la somma dei punti assegnati alle risposte rappresenta il voto in trentesimi.
La parte orale è essenzialmente la discussione con lo studente della valutazione data alla risposta ad ogni singola domanda della prova scritta.
Sul sito Ariel di unimi, con le diapositive utilizzate nell'insegnamento, sarà disponibile un esempio di prova scritta.
Siti didattici
Docente/i
Ricevimento:
previo appuntamento telefonico o e-mail
via Saldini 50