Medicina e chirurgia "E" - Polo Pontino

Unità didattica 1. La struttura dell’atomo, la tavola periodica degli elementi e i legami chimici (impegno didattico valutato in CFU =0.5) Descrivere e interpretare: - 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. Unità dida ca 2. Stati di aggregazione della materia e principi di termodinamica (impegno didattico valutato in CFU =0.5) Descrivere e interpretare: - 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 pressione 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. Unità dida ca 3. Miscele e soluzioni e le proprietà colligative delle soluzioni (impegno didattico valutato in CFU=1) Descrivere e interpretare: - 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, ipertoniche e ipotoniche. Unità didattica 4. Generalità sulle reazioni chimiche, cine ca ed equilibrio chimico (impegno didattico valutato in CFU=0.5) Descrivere e interpretare: - Definizioni delle reazioni chimiche. - Conservazione di massa, energia e carica elettrica. 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. Unità didattica 5. Acidi, basi, sali, pH, soluzioni tampone; reazioni di ossido-riduzione ed elettrochimica (impegno didattico valutato in CFU= 1) Descrivere e interpretare: - 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. Unità didttica 6. Proprietà del carbonio e reattività dei composti organici, idrocarburi, alogenuri alchilici, idrocarburi aromatici e derivati (impegno didttico valutato in CFU= 0.5) Descrivere e interpretare: - 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. Unità didattica 7. I gruppi funzionali e isomerie: alcoli, fenoli, eteri, tioli e tioeteri; aldeidi e chetoni; acidi carbossilici e derivati, ammine e ammidi (impegno didattico valutato in CFU= 1) Descrivere e interpretare: - 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 dei chetoacidi. - 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. Unità didattica 8. Amminoacidi e proteine, carboidrati , lipidi, nucleo di e polinucleo di (impegno didattico valutato in CFU= 1) Descrivere e interpretare: - 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.

Sono richieste conoscenze di matematica, fisica, chimica e biologia che rispondono alla preparazione promossa dalle istituzioni scolastiche che che organizzano attività educative e didattiche coerenti con le Indicazioni nazionali per i licei e con le linee guida per gli istituti tecnici e per gli istituti professionali.

FA Bettelheim et al; Chimica e Propedeutica biochimica, Edises. T Bellini; Chimica Medica e Propedeutica Biochimica, Zanichelli. L Binaglia & B Giardina; Chimica e Propedeutica Biochimica, McGrawHill. KJ Denniston et al; Chimica Generale, Chimica Organica, Propedeutica Biochimica, McGrawHill. - S. Marini et al; Chimica e Propedeutica Biochimica, Piccin.

Ai sensi del Regolamento didattico del CdS, lo studente è tenuto a frequentare obbligatoriamente le attività didattiche e professionalizzanti del Corso. La frequenza viene verificata dall'Ateneo tramite sistema informatico. L'attestazione di frequenza alle attività didattiche obbligatorie è necessaria allo studente per sostenere il relativo esame.

Le modalità di valutazione del corso sono regolate dal D.M. n. 418 del 30/05/2025. Art. 5 comma 1 del D.M. 418 del 30/05/2025: «Gli esami di profitto dei tre insegnamenti di cui all’articolo 4 si svolgono nella medesima data e contemporaneamente in tutte le università in cui è erogato il semestre filtro, anche in deroga al divieto di sostenere esami nella medesima data previsto dai Regolamenti didattici di Ateneo» Art. 5 comma 3 del D.M. 418 del 30/05/2025: «Ciascuna prova d’esame consiste nella somministrazione di trentuno (31) domande, di cui quindici (15) a risposta multipla e sedici (16) a risposta con modalità a completamento, secondo quanto previsto dall’Allegato 2, che costituisce parte integrante del presente decreto……… Per lo svolgimento di ogni prova relativa a ciascun insegnamento è assegnato un tempo pari a 45 minuti»

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Il docente eroga la didattica frontale con modalità tradizionale, con ausili audiovisivi e con calendarizzazione delle lezioni come riportato sul Sistema Aule/Orari del GOMP e pubblicato sul sito web del CdS e di Facoltà.

Unità didattica 1. La struttura dell’atomo, la tavola periodica degli elementi e i legami chimici (impegno didattico valutato in CFU =0.5) Descrivere e interpretare: - 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. Unità dida ca 2. Stati di aggregazione della materia e principi di termodinamica (impegno didattico valutato in CFU =0.5) Descrivere e interpretare: - 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 pressione 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. Unità dida ca 3. Miscele e soluzioni e le proprietà colligative delle soluzioni (impegno didattico valutato in CFU=1) Descrivere e interpretare: - 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, ipertoniche e ipotoniche. Unità didattica 4. Generalità sulle reazioni chimiche, cine ca ed equilibrio chimico (impegno didattico valutato in CFU=0.5) Descrivere e interpretare: - Definizioni delle reazioni chimiche. - Conservazione di massa, energia e carica elettrica. 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. Unità didattica 5. Acidi, basi, sali, pH, soluzioni tampone; reazioni di ossido-riduzione ed elettrochimica (impegno didattico valutato in CFU= 1) Descrivere e interpretare: - 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. Unità didttica 6. Proprietà del carbonio e reattività dei composti organici, idrocarburi, alogenuri alchilici, idrocarburi aromatici e derivati (impegno didttico valutato in CFU= 0.5) Descrivere e interpretare: - 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. Unità didattica 7. I gruppi funzionali e isomerie: alcoli, fenoli, eteri, tioli e tioeteri; aldeidi e chetoni; acidi carbossilici e derivati, ammine e ammidi (impegno didattico valutato in CFU= 1) Descrivere e interpretare: - 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 dei chetoacidi. - 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. Unità didattica 8. Amminoacidi e proteine, carboidrati , lipidi, nucleo di e polinucleo di (impegno didattico valutato in CFU= 1) Descrivere e interpretare: - 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.

Sono richieste conoscenze di matematica, fisica, chimica e biologia che rispondono alla preparazione promossa dalle istituzioni scolastiche che che organizzano attività educative e didattiche coerenti con le Indicazioni nazionali per i licei e con le linee guida per gli istituti tecnici e per gli istituti professionali.

FA Bettelheim et al; Chimica e Propedeutica biochimica, Edises. T Bellini; Chimica Medica e Propedeutica Biochimica, Zanichelli. L Binaglia & B Giardina; Chimica e Propedeutica Biochimica, McGrawHill. KJ Denniston et al; Chimica Generale, Chimica Organica, Propedeutica Biochimica, McGrawHill. - S. Marini et al; Chimica e Propedeutica Biochimica, Piccin.

Ai sensi del Regolamento didattico del CdS, lo studente è tenuto a frequentare obbligatoriamente le attività didattiche e professionalizzanti del Corso. La frequenza viene verificata dall'Ateneo tramite sistema informatico. L'attestazione di frequenza alle attività didattiche obbligatorie è necessaria allo studente per sostenere il relativo esame.

Le modalità di valutazione del corso sono regolate dal D.M. n. 418 del 30/05/2025. Art. 5 comma 1 del D.M. 418 del 30/05/2025: «Gli esami di profitto dei tre insegnamenti di cui all’articolo 4 si svolgono nella medesima data e contemporaneamente in tutte le università in cui è erogato il semestre filtro, anche in deroga al divieto di sostenere esami nella medesima data previsto dai Regolamenti didattici di Ateneo» Art. 5 comma 3 del D.M. 418 del 30/05/2025: «Ciascuna prova d’esame consiste nella somministrazione di trentuno (31) domande, di cui quindici (15) a risposta multipla e sedici (16) a risposta con modalità a completamento, secondo quanto previsto dall’Allegato 2, che costituisce parte integrante del presente decreto……… Per lo svolgimento di ogni prova relativa a ciascun insegnamento è assegnato un tempo pari a 45 minuti»

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Il docente eroga la didattica frontale con modalità tradizionale, con ausili audiovisivi e con calendarizzazione delle lezioni come riportato sul Sistema Aule/Orari del GOMP e pubblicato sul sito web del CdS e di Facoltà.

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Non sono stati adottati ufficialmente dei testi, poichè si ignora la modalità del quiz di ammissione. Sono stati indicati i testi precedentemente consigliati per il Corso di Chimica e Propedeutia Biochimica CLMMC A FA Bettelheim et al; Chimica e Propedeutica biochimica, Edises. T Bellini; Chimica Medica e Propedeutica Biochimica, Zanichelli. L Binaglia & B Giardina; Chimica e Propedeutica Biochimica, McGrawHill. KJ Denniston et al; Chimica Generale, Chimica Organica, Propedeutica Biochimica, McGrawHill. S. Marini et al; Chimica e Propedeutica Biochimica, Piccin.

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