Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Particelle elementari, Protone, Neutrone, Elettrone, Numero atomico, Numero di massa, Simboli e notazione chimica. La mole. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Massa atomica. Numero di Avogadro. Molecole e peso molecolare. Tipi di composti chimici e loro nomenclatura. Reazioni chimiche, Reazioni acido-base, reazioni di ossido-riduzione, conservazione della massa e della carica, bilanciamento di una reazione chimica, Calcoli stechiometrici, Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Applicazioni numeriche. Struttura atomica. Effetto fotoelettrico. Ipotesi di Plank. Spettri atomici. Modello di Bohr. Ipotesi di De Broglie, Modello ondulatorio dell’atomo di idrogeno. Numeri quantici e orbitali atomici, Spin elettronico, Principio di esclusione di Pauli, Configurazione elettronica degli atomi polielettronici. Tavola periodica. Metalli e non-metalli. Legame chimico: concetto di valenza. I diversi tipi di legame e loro proprietà: ordine, energia, distanza di legame, momento dipolare. Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari. Legami σ e π. Orbitali ibridi, risonanza. Geometria molecolare, Modello della repulsione delle coppie elettroniche (VSEPR), Elettronegatività, Molecole polari. Legami intermolecolari. 30 ore Stati di aggregazione e cambiamenti di stato. Stato aeriforme, liquido e solido. Diagrammi di stato. Le soluzioni e le loro proprietà colligative. Equilibri tra fasi e regole delle fasi. Principio di Le Chatelier. Cenni di termodinamica. Concetto di equilibrio. Principi della termodinamica. Alcune funzioni termodinamiche. Termochimica. Reazioni ed equilibri chimici. Criteri termodinamici per la spontaneità e l’equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Costante di equilibrio e leggi di Van’t Hoff. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Applicazioni numeriche. 30 ore Dissociazione elettrolitica. Elettroliti e loro proprietà in soluzione. Acidi e basi. Definizione e teorie sugli equilibri acido-base. Relazioni tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Equilibri acido-base nelle soluzioni acquose. Titolazioni. Indicatori. Solubilità. Equilibri di solubilità e fattori che li influenzano. Elettrochimica. Reazioni di ossidoriduzione. Pile e semielementi. Potenziali normali, forza elettromotrice, equazione di Nernst. Elettrolisi e leggi di Faraday. Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni sulla teoria delle collisioni. Catalisi. Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi dei gruppi principali e loro composti. Applicazioni numeriche. 30 ore La docente rende disponibile sul sito del corso il materiale didattico esposto durante le lezioni così da consentire agli studenti di avere una precisa idea sulla materia svolta e sul grado di approfondimento. Per informazioni aggiuntive vedere il sito dell'insegnamento sulla piattaforma e-learning: https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=685 ; https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=3844

M. Schiavello, L. Palmisano “Fondamenti di Chimica” EdiSES F. Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Editrice M. Speranza “Chimica Generale e Inorganica” EdiErmes J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend “Chimica” EdiSES Whitten, Davis, Peck, Stanley “Chimica” Piccin Zanello, Gobetto, Zanoni “Conoscere la Chimica” Casa Editrice Ambrosiana F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore P. Michelin Lausarot, G.A. Vaglio “Fondamenti di stechiometria” Piccin

Introduzione alla Chimica Bioinorganica. Presenza, disponibilità e funzioni di elementi inorganici negli organismi viventi. Elementi essenziali nell’uomo. Diagramma dose-risposta. Principi di chimica di coordinazione. Aspetti termodinamici. Teoria degli acidi e basi hard e soft. Effetto di chelazione. Serie di Irvin-Williams. pKa di leganti coordinati a metalli. Teoria del campo di leganti. Aspetti cinetici. Velocità di scambio di leganti. Reazioni di trasferimento di elettrone. Leganti biologici per ioni metallici. Geometrie di coordinazione e struttura elettronica di complessi bio-inorganiche. Stato entatico nella catalisi enzimatica. Leganti tetrapirrolici e macrociclici. Ionofori. Selezione, assorbimento e organizzazione di unità contenenti metalli in biologia. Siderofori naturali e sintetici. Strategie di arricchimento. Controllo ed utilizzo di concentrazioni di ioni metallici nelle cellule. Effetti benefici e tossici di ioni metallici. Regolazione di un metallo benefico, il ferro. Transferrina. Un esempio di metallo tossico, il mercurio. Generazione ed uso di gradienti di concentrazioni di ioni metallici. Potenziale di membrana. Pompe e canali ionici. Recettore dell’acetilcolina. Canale del sodio. Attivazione di substrati tramite meccanismi nonredox. Carbossipeptidasi A e Termolisina. Meccanismo d’azione della fosfatasi alcalina. Esempio di liasi : anidrasi carbonica. Esempio di ossidoreduttasi : alcool deidrogenasi. Trasporto dell’ossigeno : emoglobina e mioglobina. Reazioni di trasferimento di atomo di ossigeno. Monoossigenasi. Cytochrome P-450. Tirosinasi. Metanossigenasi. Sistemi modello. Metallo enzimi protettivi: Cu-Zn superossido dismutasi. Catalisi. Perossidasi. Meccanismi di immagazzinamento del ferro. Ferritina ed emosiderina. cis-Platino; complessi bimetallici Platino-Rodio; complessi di Platino (IV). Le Cobalamine : complessi organometallici che incapsulano il Cobalto. Tecniche spettrometriche di massa avanzate per lo studio di specie bioinorganiche. Ioni metallici nei radiofarmaci: selezione e produzione di radionuclidi per applicazioni in diagnostica e terapia. Agenti terapeutici contenenti oro.

1) W. Kaim, B. Schwederski, A. Klein. "Bioinorganic Chemistry: Inorganic Elements in the Chemistry of Life Second edition, Wiley 2) I. Bertini, H. G. Gray, E. I. Stiefel, J. S. Valentine. "Biological Inorganic Chemistry. Structure and Reactivity" University Science Books

Nozioni introduttive. Oggetto della ricerca chimica. Fenomeni chimici. Leggi fondamentali della chimica. Particelle elementari, Protone, Neutrone, Elettrone, Numero atomico, Numero di massa, Simboli e notazione chimica. La mole. Teoria atomica. Atomi e loro proprietà. Massa atomica. Numero di Avogadro. Molecole e peso molecolare. Tipi di composti chimici e loro nomenclatura. Reazioni chimiche, Reazioni acido-base, reazioni di ossido-riduzione, conservazione della massa e della carica, bilanciamento di una reazione chimica, Calcoli stechiometrici, Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione. Applicazioni numeriche. Struttura atomica. Effetto fotoelettrico. Ipotesi di Plank. Spettri atomici. Modello di Bohr. Ipotesi di De Broglie, Modello ondulatorio dell’atomo di idrogeno. Numeri quantici e orbitali atomici, Spin elettronico, Principio di esclusione di Pauli, Configurazione elettronica degli atomi polielettronici. Tavola periodica. Metalli e non-metalli. Legame chimico: concetto di valenza. I diversi tipi di legame e loro proprietà: ordine, energia, distanza di legame, momento dipolare. Teoria del legame di valenza e degli orbitali molecolari. Legami σ e π. Orbitali ibridi, risonanza. Geometria molecolare, Modello della repulsione delle coppie elettroniche (VSEPR), Elettronegatività, Molecole polari. Legami intermolecolari. 30 ore Stati di aggregazione e cambiamenti di stato. Stato aeriforme, liquido e solido. Diagrammi di stato. Le soluzioni e le loro proprietà colligative. Equilibri tra fasi e regole delle fasi. Principio di Le Chatelier. Cenni di termodinamica. Concetto di equilibrio. Principi della termodinamica. Alcune funzioni termodinamiche. Termochimica. Reazioni ed equilibri chimici. Criteri termodinamici per la spontaneità e l’equilibrio nelle trasformazioni chimiche. Costante di equilibrio e leggi di Van’t Hoff. Fattori che influenzano la posizione dell’equilibrio. Applicazioni numeriche. 30 ore Dissociazione elettrolitica. Elettroliti e loro proprietà in soluzione. Acidi e basi. Definizione e teorie sugli equilibri acido-base. Relazioni tra struttura molecolare e proprietà acido-base. Equilibri acido-base nelle soluzioni acquose. Titolazioni. Indicatori. Solubilità. Equilibri di solubilità e fattori che li influenzano. Elettrochimica. Reazioni di ossidoriduzione. Pile e semielementi. Potenziali normali, forza elettromotrice, equazione di Nernst. Elettrolisi e leggi di Faraday. Elementi di cinetica. Velocità, ordine, molecolarità di una reazione, costante cinetica e sua dipendenza dalla temperatura. Equazione di Arrhenius, energia di attivazione. Cenni sulla teoria delle collisioni. Catalisi. Cenni di Chimica inorganica. Nomenclatura sistematica. Elementi dei gruppi principali e loro composti. Applicazioni numeriche. 30 ore La docente rende disponibile sul sito del corso il materiale didattico esposto durante le lezioni così da consentire agli studenti di avere una precisa idea sulla materia svolta e sul grado di approfondimento. Per informazioni aggiuntive vedere il sito dell'insegnamento sulla piattaforma e-learning: https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=685 ; https://elearning.uniroma1.it/course/view.php?id=3844

M. Schiavello, L. Palmisano “Fondamenti di Chimica” EdiSES F. Cacace, U. Croatto “Istituzioni di Chimica” La Sapienza Editrice M. Speranza “Chimica Generale e Inorganica” EdiErmes J. C. Kotz, P. M. Treichel, J. R. Townsend “Chimica” EdiSES Whitten, Davis, Peck, Stanley “Chimica” Piccin Zanello, Gobetto, Zanoni “Conoscere la Chimica” Casa Editrice Ambrosiana F. Cacace, M. Schiavello “Stechiometria” Bulzoni Editore P. Michelin Lausarot, G.A. Vaglio “Fondamenti di stechiometria” Piccin

10 ORE Rapporti ponderali nelle combinazioni chimiche. Peso atomico, abbondanza isotopica, peso molecolare. Concetto di mole. Formule chimiche. Equazioni chimiche e loro significato quantitativo. Bilanciamento delle equazioni chimiche. Numero di ossidazione. Reazioni di ossido-riduzione e loro bilanciamento. Rapporti quantitativi fra sostanze che partecipano ad una reazione. Le soluzioni. Concentrazione e sue unità: molarità, molalità, frazione molare, percento in peso, percento in volume. Diluizione e mescolamento di soluzioni. Densità. 10 ORE Lo stato gassoso: unità relative a volume, pressione e temperatura. Legge di Gay-Lussac. Principio di Avogadro. Equazione di stato dei gas ideali. Densità. Miscele di gas. Pressioni parziali. Legge di Dalton. Proprietà colligative. Proprietà colligative delle soluzioni di non elettroliti: tensione di vapore, legge di Raoult, innalzamento ebullioscopio ed abbassamento crioscopico, pressione osmotica. Dissociazione elettrolitica. Elettroliti deboli e forti. Grado di dissociazione. Effetto della dissociazione elettrolitica sulle proprietà colligative. Binomio di van’t Hoff. Dissociazione termica. Grado di dissociazione. Analisi indiretta. 10 ORE Legge di azione di massa. Diverse forme della costante di equilibrio e loro relazioni. Equilibri in fase omogenea ed eterogenea. Applicazione del principio di Le Chatelier. Legge di azione di massa relativa agli elettroliti. Legge di Ostwald. Equilibri acido-base. Prodotto ionico dell’acqua. pH. Soluzioni di acidi e basi forti e di acidi e basi monoprotici deboli. Dissociazione di acidi poliprotici. Soluzioni tampone. Equilibri acido-base nelle soluzioni saline: sali di acidi poliprotici e anfoliti. Equilibri di solubilità. Solubilità. Prodotto di solubilità. Effetto dello ione comune. Condizione di formazione dei precipitati.Pile. Semielementi e loro rappresentazione. Potenziale normale. Equazione di Nernst. Vari tipi di elettrodi e loro applicazioni.

"STECHIOMETRIA" di F. Cacace, M. Schiavello, Bulzoni Editore "CHIMICA GENERALE ed INORGANICA" di M. Speranza, EDI Ermes