Chimica generale e inorganica per Scienze Biologiche

Cenni di storia della chimica: dall’alchimia alla chimica moderna. Miscele e composti. Teoria atomica di Dalton e leggi delle combinazioni chimiche. Sistematizzazione delle proprietà atomiche: la tavola periodica di Mendeleev.
Nucleosintesi degli atomi leggeri e cenni alla nucleosintesi degli atomi pesanti. Atomi, elementi chimici e isotopi: numero atomico e peso atomico. La moderna tavola periodica.
Molecole, composti e formule molecolari. Massa molecolare, peso molecolare e peso formula. Numero di Avogadro e concetto di mole.
Nomenclatura dei composti. Metalli, non metalli e metalloidi. Ossidi, acidi, basi e sali. Composti ionici e composti molecolari.

Struttura dell’atomo. Le particelle subatomiche. La radiazione elettromagnetica e lo spettro atomico. L’atomo di Bohr. Descrizione quantomeccanica dell’atomo e funzioni d’onda.
Configurazione dell’atomo. Numeri quantici e orbitali. Principio di Pauli e regola di Hund. Configurazione elettronica degli elementi e tavola periodica. Proprietà periodiche: dimensione degli atomi e degli ioni, energia di ionizzazione e affinità elettronica.
Legame chimico e struttura molecolare. Distribuzione degli elettroni. Legame ionico, covalente e metallico. Simboli e strutture di Lewis. Regola dell’ottetto. Risonanza. Elettronegatività. Momento dipolare e polarità delle molecole. Forma delle molecole secondo la teoria VSEPR. Teoria del legame di valenza. Orbitali ibridi. Legami semplici e legami multipli. Alcune strutture di molecole inorganiche e organiche, con riferimento ad amminoacidi e basi azotate. Teoria degli orbitali molecolari. Forze intermolecolari deboli. Legame a idrogeno.

Unità di misura. Analisi dimensionale.
Varianza, deviazione standard ed errore standard. Errori nelle misure e cifre significative.
Formule e unità chimiche. Moli, peso atomico e peso molecolare. Composizione percentuale e analisi elementare. Peso equivalente e valenza.
Reazioni chimiche: stechiometria e bilanciamento delle equazioni. Resa delle reazioni e agente limitante. Reazioni in soluzione acquosa. Reazioni in fase gassosa. Equazioni ioniche nette. Espressioni di concentrazione. Diluizione.
Numeri di ossidazione. Reazioni di ossidoriduzione, redox, e bilanciamento delle relative equazioni. Pesi equivalenti e normalità.

Proprietà dei gas. Leggi dei gas ideali. Equazione di stato dei gas ideali. Miscele di gas e pressioni parziali. Teoria cinetica dei gas. Effusione e diffusione. Gas non ideali ed equazione di van der Waals.
Proprietà dei liquidi. Diffusione dei gas in soluzione. Transizioni di stato ed equilibri di fase. Tensione di vapore. Tensione superficiale. Viscosità. Descrizione qualitativa dei diagrammi di stato dell’acqua e dell’anidride carbonica. Proprietà dell’acqua.
Tipi di soluzione, processo di dissoluzione e principali tipologie di solventi di uso comune. Unità di concentrazione e principi di solubilità. Legge di Raoult. Proprietà colligative. Osmosi. Colloidi e dispersioni colloidali.
Solidi. Solidi ionici, covalenti, molecolari e metallici. Reticoli cristallini. Cenni di diffrattometria a raggi X.

Energia e relative unità di misura. Prima legge della termodinamica. Energia interna. Concetti generali di termochimica ed energia nelle reazioni chimiche. Entalpia e calori di reazione: legge di Hess. Calore specifico e capacità termica. Calorimetria.
Termodinamica chimica. Seconda legge della termodinamica. Energia libera di Gibbs e criteri di spontaneità. Potenziale chimico. Descrizione termodinamica delle transizioni di fase.
Equilibrio chimico. Legge di azione di massa. Costante di equilibrio. Quoziente di reazione. Principio di Le Chatelier.
Cinetica chimica. Velocità di una reazione chimica. Meccanismo di reazione. Energia di attivazione. Catalisi.

Chimica degli acidi e delle basi. Prodotto ionico dell’acqua, pH, pOH e pKw. Elettroliti forti e deboli. Acidi e basi secondo Arrhenius e Brønsted-Lowry. Coppie coniugate acido-base. Forza degli acidi e delle basi. Soluzioni acquose di acidi e basi forti e deboli. Grado di ionizzazione. Acidi poliprotici. Effetto dello ione comune. Acidi e basi secondo Lewis. Legami covalenti dativi e ioni complessi. Reazioni tra acidi e basi. Idrolisi dei sali. Soluzioni tampone. Titolazioni acido-base. Stechiometria nelle titolazioni. Indicatori acido-base. Calcolo del pH in soluzioni contenenti acidi, basi e sali. Diagrammi di neutralizzazione.
Sali poco solubili e prodotto di solubilità. Reazioni di precipitazione. Solubilità e Kps. Solubilità ed effetto dello ione comune. Influenza del pH sulla solubilità. Precipitazioni selettive. Solubilità e ioni complessi. Equilibri simultanei. Titolazioni redox.

Amminoacidi naturali, pKa e punto isoelettrico. Metalli di transizione e chimica di coordinazione nei sistemi proteici: rame e zinco. Trasporto dell’ossigeno. Reazioni di ossidoriduzione di interesse biologico.

Celle elettrochimiche e celle elettrolitiche. Potenziali standard di riduzione. Forza elettromotrice di una pila. Energia libera e f.e.m. Celle voltaiche in condizione non standard: equazione di Nernst. F.e.m. e costante di equilibrio. Pile a concentrazione. Determinazioni potenziometriche del Kps e del pH. Elettrodi indicatori e di riferimento. Piaccametro. Elettrolisi e sue leggi. Elettrolisi di sali fusi e di soluzioni acquose. Elettrolisi dell’acqua. Batterie comuni e accumulatori. Corrosione dei metalli.