Università degli Studi di Roma "Tor Vergata"

Introduzione alla Teoria Atomica. Il principio di indeterminazione di Heisenberg, l'equazione d'onda di Schrödinger e la struttura dell'atomo di idrogeno. I numeri quantici. Orbitali atomici e loro livelli energetici. Il principio dell'Aufbau. Gli atomi polielettronici e loro configurazione elettronica. Relazione tra configurazioni elettroniche degli elementi e loro proprietà. Raggi atomici, raggi ionici. La Tavola Periodica. Il concetto di mole, massa atomica e molecolare. Energia di ionizzazione ed affinità elettronica. Il concetto di elettronegatività. Il legame chimico: ionico, covalente. Teoria del legame di valenza. Ibridazione e risonanza. Strutture di molecole semplici; molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Descrizione della struttura di semplici molecole poliatomiche di importanza fondamentale (strutture dei più comuni acidi e basi). Concetto di numero di ossidazione e di carica formale. Lunghezza, angolo e forza di legame. Introduzione alla teoria dgeli orbitali molecolari. Legame metallico (cenni); esempi di struttura di alcune fasi condensate (solidi ionici, covalenti, molecolari). Le forze intermolecolari: ione-dipolo, dipolo-dipolo, interazioni tra dipoli indotti (interazioni di Van der Waals e forze di dispersione di London). Il legame idrogeno: natura ed effetto sulla struttura di alcune fasi condensate. Teoria acido-base di Lewis (cenni). I gas, equazione di stato dei gas ideali ed applicazioni. Cenni di teoria cinetica dei gas. I Principi della Termodinamica ed applicazioni. L’equilibrio chimico. Relazione tra energia libera e costanti di equilibrio (Kp, Kc, Kx, Kn). Studi degli equilibri chimici in fase gassosa omogenea e in fase eterogenea. Equilibri omogenei in soluzione acquosa. Teorie acido-base ed applicazioni. Definizione di pH. Autoprotolisi dell’acqua. Forza di acidi e basi. Relazione tra struttura e forza acida o basica. Studio del comportamento acido-base di alcuni sali. Soluzioni tampone. Sali poco solubili ed equilibri di solubilità. Entalpie di soluzione e di idratazione degli ioni, loro relazione con la solubilità di composti ionici. Reazioni di ossido-riduzione. Potenziali elettrodici e forza elettromotrice di una cella elettrochimica. Potenziali standard. La legge di Nernst e suo significato termodinamico. Alcuni esempi di pile ed applicazioni. L'elettrolisi; leggi di Faraday. Cenni di Cinetica chimica; equazione di Arrhenius. Il ruolo dei catalizzatori nelle reazioni chimiche.
I gas reali, equazione di van der Waals. L’equilibrio fisico: concetto di tensione di vapore e legge di Clapeyron. Diagrammi di stato (H2O, CO2). La legge di Raoult. Soluzioni ideali e non ideali. Proprietà colligative. Cenni di Chimica inorganica: Proprieta' generali chimico-fisiche e di reattività degli elementi dei gruppi principali e di gas nobili. Problemi di stechiometria e calcoli chimici come supporto alla comprensione ed approfondimento dei concetti esposti.

P. Atkins, L. Jones, Principi di Chimica, Ed. Zanichelli.
P. Silvestroni, “Fondamenti di Chimica”, Ed. Veschi, Roma.
M. Schiavello, L. Palmisano, “Fondamenti di Chimica”, EdiSES.
F. Cacace, M. Schiavello, “Stechiometria”, Ed. Bulzoni.
I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, “Stechiometria”, Casa Ed. Ambrosiana

Introduzione alla Teoria Atomica. Il principio di indeterminazione di Heisenberg, l'equazione d'onda di Schrödinger e la struttura dell'atomo di idrogeno. I numeri quantici. Orbitali atomici e loro livelli energetici. Il principio dell'Aufbau. Gli atomi polielettronici e loro configurazione elettronica. Relazione tra configurazioni elettroniche degli elementi e loro proprietà. Raggi atomici, raggi ionici. La Tavola Periodica. Il concetto di mole, massa atomica e molecolare. Energia di ionizzazione ed affinità elettronica. Il concetto di elettronegatività. Il legame chimico: ionico, covalente. Teoria del legame di valenza. Ibridazione e risonanza. Strutture di molecole semplici; molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari. Descrizione della struttura di semplici molecole poliatomiche di importanza fondamentale (strutture dei più comuni acidi e basi). Concetto di numero di ossidazione e di carica formale. Lunghezza, angolo e forza di legame. Introduzione alla teoria dgeli orbitali molecolari. Legame metallico (cenni); esempi di struttura di alcune fasi condensate (solidi ionici, covalenti, molecolari). Le forze intermolecolari: ione-dipolo, dipolo-dipolo, interazioni tra dipoli indotti (interazioni di Van der Waals e forze di dispersione di London). Il legame idrogeno: natura ed effetto sulla struttura di alcune fasi condensate. Teoria acido-base di Lewis (cenni). I gas, equazione di stato dei gas ideali ed applicazioni. Cenni di teoria cinetica dei gas. I Principi della Termodinamica ed applicazioni. L’equilibrio chimico. Relazione tra energia libera e costanti di equilibrio (Kp, Kc, Kx, Kn). Studi degli equilibri chimici in fase gassosa omogenea e in fase eterogenea. Equilibri omogenei in soluzione acquosa. Teorie acido-base ed applicazioni. Definizione di pH. Autoprotolisi dell’acqua. Forza di acidi e basi. Relazione tra struttura e forza acida o basica. Studio del comportamento acido-base di alcuni sali. Soluzioni tampone. Sali poco solubili ed equilibri di solubilità. Entalpie di soluzione e di idratazione degli ioni, loro relazione con la solubilità di composti ionici. Reazioni di ossido-riduzione. Potenziali elettrodici e forza elettromotrice di una cella elettrochimica. Potenziali standard. La legge di Nernst e suo significato termodinamico. Alcuni esempi di pile ed applicazioni. L'elettrolisi; leggi di Faraday. Cenni di Cinetica chimica; equazione di Arrhenius. Il ruolo dei catalizzatori nelle reazioni chimiche.
I gas reali, equazione di van der Waals. L’equilibrio fisico: concetto di tensione di vapore e legge di Clapeyron. Diagrammi di stato (H2O, CO2). La legge di Raoult. Soluzioni ideali e non ideali. Proprietà colligative. Cenni di Chimica inorganica: Proprieta' generali chimico-fisiche e di reattività degli elementi dei gruppi principali e di gas nobili. Problemi di stechiometria e calcoli chimici come supporto alla comprensione ed approfondimento dei concetti esposti.

P. Atkins, L. Jones, Principi di Chimica, Ed. Zanichelli.
P. Silvestroni, “Fondamenti di Chimica”, Ed. Veschi, Roma.
M. Schiavello, L. Palmisano, “Fondamenti di Chimica”, EdiSES.
F. Cacace, M. Schiavello, “Stechiometria”, Ed. Bulzoni.
I. Bertini, C. Luchinat, F. Mani, “Stechiometria”, Casa Ed. Ambrosiana

Numeri reali.
 Definizioni di massimo, minimo, estremo superiore e inferiore di un insieme numerico.
Successioni numeriche. Limiti di successioni. Limiti notevoli: numeri π e e. Confronti fra infiniti. Teoremi: unicita’ del limite, permanenza del segno, confronto. Teorema sulle successioni monotone*.
Serie numeriche. Definizione. Serie geometrica e serie armonica. Condizione necessaria di convergenza e criteri di convergenza per serie a termini positivi: criterio della radice e del rapporto. Serie a termini di segno alterno. Criterio di convergenza di Leibnitz*.
Numeri complessi. 
Definizione e proprieta’. Definizione trigonometrica ed esponenziale.
Elementi di geometria e algebra lineare. Vettori nel piano e nello spazio. Sistemi di vettori linearmente indipendenti. Prodotto scalare e vettoriale. Prodotto misto.
Equazioni della retta e del piano. Piani paralleli e ortogonali tra loro.
 Matrici. Operazioni con le matrici. Determinanti e loro proprieta’.Sistemi lineari n×n omogenei e non. Metodo di Cramer.
Funzioni reali di variabile reale. Funzioni elementari e loro inverse. Funzioni composte. 
Limiti di funzioni: definizioni e calcolo. Limiti di forme indeterminate. Limiti notevoli. Rette asintoto.
Funzioni continue. Teoremi: permanenza del segno, esistenza degli zeri, esistenza dei valori intermedi, Weierstrass*.
Calcolo differenziale per funzioni reali di variabile reale. Definizione di derivata e suo significato geometrico. Operazioni con le derivate*. Calcolo delle derivate delle funzioni elementari. Derivate di funzioni composte* e di funzioni inverse. Teoremi sulle funzioni derivabili: Fermat, Lagrange e criteri riguardanti funzioni crescenti (o decrescenti). Teorema di De l’Hospital*. Funzioni concave e convesse.
 Studio di funzione e suo grafico. 
Polinomio di Taylor. Proprieta’ del resto secondo Peano e secondo Lagrange*. Sviluppo di Taylor e Maclaurin delle funzioni elementari. Stima del resto.
Calcolo integrale per funzioni reali di variabile reale. Definizione di integrale definito e sue proprieta’. Teorema della media integrale. Definizioni di primitiva e di funzione integrale. I e II teorema fondamentale del calcolo integrale. Metodi di integrazione: per parti e per sostituzione della variabile. Integrazione di funzioni razionali. Integrali generalizzati.

M. Bramanti, C.D. Pagani, S. Salsa: Matematica. Calcolo infinitesimale e algebra lineare.Ed. Zanichelli.

P. Marcellini, C. Sbordone: Calcolo. Ed. Liguori.

Gestione emergenza incendio. Legislazione europea sulla sicurezza sul lavoro. Il D. Leg.81/08 e le figure di riferimento. Il D.I. 363/98. I principi della prevenzione e della protezione dai rischi. L’informazione e la formazione. Segnaletica di sicurezza. Dispositivi di protezione individuali e collettivi. Gas e bombole: stoccaggio e precauzioni. Movimentazione delle bombole e codici. Liquidi criogenici: stoccaggio ed uso; precauzioni. Istruzioni generali per lavorare in condizioni di sicurezza nei laboratori chimici. Sostanze esplosive ed infiammabili. Esercitazione sulle schede di sicurezza.

Fisica e misura. Cinematica del punto materiale. Dinamica del punto materiale. Reazioni vincolari e attrito statico e dinamico. Forze elastiche e moto oscillatorio. Lavoro ed energia. Forze conservative. Energia potenziale. Momento angolare. Dinamica del corpo rigido. Momento di inerzia. Cenni di statica. Gravitazione. Meccanica dei fluidi. Principi della Termodinamica.

1. Serway, Jewett - Fisica,per Scienze e Iingegneria, Volume 1, Edises
2. Focardi, Massa, Uguzzoni, Villa - Fisica Generale , volume 1, II edizione, Casa Ed. Ambrosiana

Introduzione alle molecole organiche e ai gruppi funzionali. Nomenclatura. Rappresentazioni delle molecole. Forze intermolecolari. Correlazioni struttura-proprietà fisiche. Spettroscopia UV-vis e IR. Solventi, solubilità. Risonanza ed aromaticità. Proprietà acido-base di molecole organiche (Brønsted e Lewis). Metodi di isolamento, analisi e purificazione. Spettrometria di massa. Conformazioni e Configurazioni (Stereoisomeri geometrici ed ottici). Introduzione alla cinetica ed al meccanismo di reazione. Reazioni delle principali classi organiche: Alcani e cicloalcani, Alogenuri alchilici, Alcoli, Eteri, Ammine, Alcheni, Alchini, Dieni Composti aromatici. Composti carbonilici e loro derivati azotati, Acidi carbossilici e loro derivati (esteri, ammidi, anidridi, alogenuri acilici, nitrili). Cenni sulle principali tecniche di indagine spettroscopica. Introduzione alla spettrometria NMR (1H e 13C).

Libro di testo consigliato: per la Chimica Organica uno da scegliere tra i seguenti (elencati in ordine alfabetico). W. H. Brown, Chimica Organica, EdiSES, P. Y. Bruice, Chimica Organica, EdiSES; M. Loudon, Chimica Organica EdISES; J. McMurry, Chimica Organica, Piccin; P. Vollhardt, Chimica Organica, Zanichelli.
Per il laboratorio: Marco d’Ischia, La Chimica Organica in Laboratorio, Ed. Piccin.

Soluzioni, solventi e soluti. Concentrazioni: Percento in peso p/p, Percento in Volume p/v; percento volume/volume ppm e ppb. Molarità e formalità, molalità, normalità. Concetto di equivalente, peso molecolare e peso equivalente. Esercizi in classe. Equilibrio chimico
Acidi forti ed acidi deboli. Basi forti e basi deboli. Calcolo del pH di acidi forti e deboli senza approssimazioni e con il metodo delle approssimazioni successive. Bilancio delle masse ed elettroneutralità. Attività e concentrazione. Forza ionica di una soluzione.
Tamponi e calcolo del pH di una soluzione tampone con formula senza approssimazioni e con la formula approssimata. Capacità tampone. Esercizi.
Acidi diprotici e triprotici, calcolo del pH. Anfoliti calcolo del pH. Solubilità e prodotto di solubilità. Elettroliti forti e deboli. Calcolo della solubilità dal prodotto di solubilità ed influenza del pH sulla solubilità. Complessi, costante di stabilità e condizionale. Esercizi
Sistemi di ossidoriduzione . Calcolo della forza elettromotrice da potenziali standard. Elettrolisi. Esercizi.

Gary Christian, Piccin, Skoog and West
Analytical chemistry

Funzioni di più variabili reali. Funzioni implicite. Integrali curvilinei e forme differenziali. Equazioni differenziali. Integrali multipli

Bertsch, Dal Passo "Analisi Matematica", Mc-Graw-Hill

• L'atomo di Bohr e i principi di quantizzazione.
• L'atomo di Sommerfeld e i numeri quantici secondari.
• Definizione dell'equazione agli autovalori.
• Rappresentazioni quantomeccaniche.
• Proprietà degli operatori: linearità e calcolo del commutatore.
• Costruzione degli operatori.
• Postulati di quantomeccanica.
• La particella nella scatola.
• L'equazione di Schroedinger per gli atomi idrogenoidi: soluzione in coordinate polari.
• Atomi polielettronici e costanti si schermo.
• Numero quantico J. Accoppiamento j-j.
• Simboli di termine atomici.
• Teorema variazionale.
• Teoria del legame di valenza.
• Orbitali Molecolari (OM) con il metodo LCAO (Linear Combination of Atomic Orbitals): calcolo dei coefficienti di combinazione lineare per molecole omo- ed eteronucleari.
• Metodi OM e VB per molecole biatomiche omonucleari ed eteronucleari.
• Calcolo dei coefficienti di combinazione di orbitali ibridi
• Simboli di termine Molecolari
• Molecole poliatomiche: BeH2, CO2, BF3, NH3, CH4, NO2, H2O.
• Teoria dei gruppi: elementi di simmetria, gruppi puntuali, rappresentazioni irriducibili e riducibili.
• Complessi di coordinazione: descrizione dei numeri ci coordinazione più comuni, nomenclatura, chiralità e assegnazione della configurazione assoluta di complessi ottaedrici chelati.
• Teoria del campo cristallino, degli OM e VB applicata a complessi ottaedrici, tetraedrici e quadrato-piani,
• Complessi ottaedrici ad alto e basso spin.
• Legami σ e π nei complessi ottaedrici, serie spettrochimica.
• Parametri di Racah.
• Simboli di termine Spettroscopici.
• Regole di selezione nelle transizioni d-d.
• Transizione LMCT, MLCT.
• Solidi Ionici e Metallici, fattore di impaccamento
• Constante di Madelung in solidi ionici,
• Difetti stechiometrici e non stechiometrici
• Legami metallici, teoria dell’elettrone quasi libero,
• Teoria delle bande.
• Tight binding

Alchilazione di Enolati e di altri Nucleofili al Carbonio
Reazioni dei Nucleofili al Carbonio con i Composti Carbonilici
Interconversione, Protezione e Deprotezione di Gruppi Funzionali mediante sostituzione
Addizioni Elettrofile a Doppi Legami Carbonio-Carbonio
Riduzione di Legami Multipli Carbonio-Carbonio, Gruppi Carbonilici e altri Gruppi Funzionali
Reazioni di Cicloaddizione
Reagenti Organometallici del Li e Mg
Reazioni che Coinvolgono Carbeni, Nitreni ed Intermedi Correlati
Ossidazioni
Esempi di Sintesi Multistadio
Lipidi
Carboidrati
Composti Eterociclici
Amminoacidi, Peptidi, Proteine e Acidi Nucleici

Parte Prima: Introduzione alla Sintesi Organica
Testo consigliato: F. A. Carey, R. J. Sundberg Advanced Organic Chemistry Part B: Reactions and Synthesis 5th edition, Springer, 2007
Parte Seconda: Biomolecole
Testi consigliati: W. H. Brown, C. S. Foote, B. L. Iverson Chimica Organica 3a edizione, EdiSES, 2005; K. P. C. Vollhardt, N. E. Schore Chimica Organica 3a edizione, Zanichelli, 2005

Elettricità e magnetismo

23. Campi elettrici

24. La legge di Gauss

25. Il potenziale elettrico

26. Capacità e dielettrici

27. Corrente e resistenza

28. Circuiti in corrente continua 2
9. Campi magnetici
30. Sorgenti di campo magnetico
31. La legge di Faraday

32. Induttanza

33. Circuiti in corrente alternata
34. Onde elettromagnetiche
Luce ed ottica

35. La natura della luce e le leggi dell’ottica geometrica

36. La formazione dell’immagine (specchi, diottri, lenti sottili)
37. Interferenza delle onde luminose
Fisica moderna

39. La relatività (dilatazione del tempo e contrazione della lunghezza, trasformazioni di Lorentz e della
velocità)

(I numeri si riferiscono ai capitoli del Serway)

Serway Jewett,
“FISICA 2 per Scienze ed Ingegneria”,
EdiSES

Il corso si articola con lezioni frontali di termodinamica e cinetica chimica (7 CFU) e con esperienze di laboratorio (3 CFU).
Termodinamica: Definizioni di Sistema e Ambiente. Variabili e Funzioni di Stato. Cammino irreversibile e reversibile. Sistemi ad un componente. Teoria cinetica dei gas, relazioni tra grandezze cinematiche e variabili di stato. Gas reali. Equazioni del Viriale ed Equazione di Van der Waals. Energia interna. Calore e Lavoro. 1° Principio della Termodinamica. Entalpia. Calori specifici. Trasformazione isoterma reversibile e adiabatica reversibile. Postulato di Kelvin. Rendimento di macchine termiche. Macchina di Carnot. Entropia e Temperatura termodinamica. 2° Principio della Termodinamica. Significato statistico dell’entropia. 3° Principio della Termodinamica. Energia libera di Helmholtz ed Energia Libera di Gibbs. Transizioni di stato. Equazione di Clausius – Clapeyron. Sistemi a più componenti. Soluzioni e Leghe. Grandezze parziali molari. Proprietà delle grandezze parziali molari. Metodo delle intercette. Potenziale chimico. Soluzione ideale. Soluzione regolare. Lacuna di miscibilità. Solubilità. Pressione osmotica. Varianza. Equilibrio chimico. Costante di equilibrio. Equazione di Vant’ Hoff.
Cinetica chimica:
Definizione operativa di velocità di reazione. Legge cinetica empirica. Ordine di reazione e molecolarità. Velocità iniziale. Cinetiche del primo e secondo ordine. Cinetica di reazioni reversibili del primo ordine. Cinetica di reazioni consecutive del primo ordine. Approssimazione dello stato stazionario. Catalisi enzimatica. Energia di attivazione e legge di Arrhenius.

Laboratorio:
Trattamento dei dati sperimentali. Elementi di teoria dell’errore.
Teoria e parte sperimentale sulle seguenti esperienze di laboratorio:
studio cinetico dell’idrolisi basica del p-nitrofenilacetato;
determinazione dell’entalpia di evaporazione di un liquido puro;
determinazione dell’entalpia di fusione dello stagno mediante calorimetria a scansione differenziale;
studio della lacuna di miscibilità tra tributilfosfato e glicole etilenico;
studio termodinamico della reazione di inclusione del colorante fenolftaleina nella ß-ciclodestrina in soluzione acquosa

Physical Chemistry I and Laboratory

Il corso si articola con lezioni frontali di termodinamica e cinetica chimica (7 CFU) e con esperienze di laboratorio (3 CFU).
Termodinamica: Definizioni di Sistema e Ambiente. Variabili e Funzioni di Stato. Cammino irreversibile e reversibile. Sistemi ad un componente. Teoria cinetica dei gas, relazioni tra grandezze cinematiche e variabili di stato. Gas reali. Equazioni del Viriale ed Equazione di Van der Waals. Energia interna. Calore e Lavoro. 1° Principio della Termodinamica. Entalpia. Calori specifici. Trasformazione isoterma reversibile e adiabatica reversibile. Postulato di Kelvin. Rendimento di macchine termiche. Macchina di Carnot. Entropia e Temperatura termodinamica. 2° Principio della Termodinamica. Significato statistico dell’entropia. 3° Principio della Termodinamica. Energia libera di Helmholtz ed Energia Libera di Gibbs. Transizioni di stato. Equazione di Clausius – Clapeyron. Sistemi a più componenti. Soluzioni e Leghe. Grandezze parziali molari. Proprietà delle grandezze parziali molari. Metodo delle intercette. Potenziale chimico. Soluzione ideale. Soluzione regolare. Lacuna di miscibilità. Solubilità. Pressione osmotica. Varianza. Equilibrio chimico. Costante di equilibrio. Equazione di Vant’ Hoff.
Cinetica chimica:
Definizione operativa di velocità di reazione. Legge cinetica empirica. Ordine di reazione e molecolarità. Velocità iniziale. Cinetiche del primo e secondo ordine. Cinetica di reazioni reversibili del primo ordine. Cinetica di reazioni consecutive del primo ordine. Approssimazione dello stato stazionario. Catalisi enzimatica. Energia di attivazione e legge di Arrhenius.

Laboratorio:
Trattamento dei dati sperimentali. Elementi di teoria dell’errore.
Teoria e parte sperimentale sulle seguenti esperienze di laboratorio:
studio cinetico dell’idrolisi basica del p-nitrofenilacetato;
determinazione dell’entalpia di evaporazione di un liquido puro;
determinazione dell’entalpia di fusione dello stagno mediante calorimetria a scansione differenziale;
studio della lacuna di miscibilità tra tributilfosfato e glicole etilenico;
studio termodinamico della reazione di inclusione del colorante fenolftaleina nella ß-ciclodestrina in soluzione acquosa

Si consiglia: Atkins Chimica Fisica; Chiessi Paradossi: Problemi di Chimica Fisica; Moore: Chimica Fisica

Principi e postulati della meccanica quantistica. Applicazioni: particella nella scatola a pareti rigide; oscillatore armonico; rotatore rigido; spin. Principio di Pauli. Atomo idrogenoide. Teorema variazionale. Atomo di elio. Termodinamica statistica. Insiemi canonico e microcanonico. Funzione di ripartizione e grandezze termodinamiche. Statistica di Boltzmann. Capacità termica e immagazzinamento dell’energia. Equilibri chimici in fase gassosa. Teoria dello stato di transizione.

B. Pispisa: Appunti di termodinamica Statistica
-A. Palleschi: Appunti di Chimica Fisica II
-P.W. Atkins, R.S. Friedman: Meccanica Quantistica Molecolare, Zanichelli Ed.

Spettroscopia di Risonanza Magnetica Nucleare
Introduzione. Lo spin nucleare e il momento magnetico. Effetto dei campi magnetici esterni. Il moto precessionale. Descrizione quantistica dei livelli energetici e popolazionale. Energia e sensibilità del segnale NMR. Energia e frequenza delle transizioni. Magnetizzazione macroscopica. La eccitazione con impulsi di radiofrequenza. Origine del segnale NMR. Il sistema di riferimento ruotante.
Il chemical shift. Frequenza di Larmor. Legge di Lenz. Effetti di schermo e deschermo. Definizione di campo effettivo e costante di schermo. La scala delta e composti di riferimento. Chemical shift e densità elettronica. Effetti di anisotropia: alchini, alcheni, e cicloalcani. Effetto di corrente di anello. Regioni dello spettro: tipi di idrogeni e carboni.
Interazioni tra spin: costante dipolare e costante scalare. Origine della costante scalare. Analisi energetico della costante scalare per un sistema a due spin. Tipi di costanti scalari in base al numero di legami. Dipendenza della costante scalare dall’angolo diedro. IL rilassamento: meccanismi e legame con il moto molecolare in soluzione. Rilassamento spin-spin: origine ed effetto sullo spettro. Rilassamento e dimensione molecolare. Rilassamento spin-lattice: origine ed effetto sullo spettro.
L’andamento vettoriale della magnetizzazione nel sistema ruotante: chemical shift e costante di accoppiamento. La frequenza di riferimento per lo spettro. Frequenze positive e negative nel sistema ruotante. Rilevamento del segnale in quadratura. La trasformata di Fuorier. Analisi dell’impulso di eccitazione per trasformata di fourier. Il segnale digitale: velocità di campionamento. L’esperimento “pulse and collect”. Determinazione dell’angolo di 90° per l’impulso. Data processing: aumento della sensibilità o della risoluzione.
Analisi di spettri 1H. Numero di segnali. Simmetria in sistemi flessibili. La posizione del segnale di risonanza nello spettro. Intensità del segnale: l’integrale. Accoppiamento spin-spin e molteplicità. Predizione di spettri 1H. Determinazione di costanti di accoppiamento. Esempi di applicazione. Effetti di secondo ordine: l’accoppiamento forte.
Spettroscopia di 13C. L’abbondanza naturale del 13C. Accoppiamenti 13C-1H. Chemical shift. Tipi di carboni: spettri disaccoppiati, l’esperimento DEPT. Effetto NOE 1H-13C e l’aumento dell’intensità del segnale. Problemi di analisi strutturale utilizzando dati di 13C NMR. Il test di protoni attaccati.
Spettrometria di Massa
Introduzione. Il concetto della spettrometria di massa. Lo spettrometro di massa. Tecniche di introduzione del campione. Tecniche di ionizzazione: ionizzazione elettronica, chimica, bombardamento per atomi veloci, elettropsray, MALDI.
Analizzatori di massa. Concetti di risoluzione, trasmissione, limite superiore di massa. Settori magnetici ed elettrici. Quadrupoli. Tempo di volo. Ione-ciclotrone. Analizzatori ibridi. Trappola ionica quadrupolare. Sistemi ibridi. Analisi comparativa dei diversi analizzatori.
Interpretazione di spettri di massa ottenuti con ionizzazione elettronica: l’approccio empirico. Analisi di spettri di alcol e nitrocomposti aromatici. La frammentazione alfa. Teoria della localizzazione della carica. Analisi della stabilità dei prodotti per determinare la frammentazione. Frammentazioni primarie e secondarie. La regola dell’azoto per la determinazione del peso molecolare. Perdite di frammenti con massa pari e dispari. Riarrangiamenti per la perdite di molecole neutre.
Uso di tabelle per individuare frammenti e perdite. Analisi di spettri: strategie e regole. Pattern isotopico. Calcolo dell’intensità relativa dei picchi dovuti agli isotopi. Misura della massa esatta. Applicazioni. Risoluzioni di problemi strutturali con dati di spettroscopia di massa.
Analisi di spettri di NMR e Massa
Risoluzione di problemi utilizzando dati di 1H-NMR, 13C-NMR e massa.

Materiale fornito dal docente

Metodi elettrochimici di analisi. Potenziometria, Polarografia, Amperometria, Tecniche pulsate e di stripping. Sensori chimici e biosensori.
Metodi spettrofotometrici di analisi. Misure di assorbimento ed emissione. Legge di Lambert- Beer, Deviazioni dalla legge di L-B. Assorbimento Atomico. Spettroscopia di emissione atomica. Fluorimetria.
Metodi cromatografici di analisi. Estrazione con solventi. Cromatografia classica su colonna. Cromatografia di scambio ionico. Cromatografia di permeazione su gel. Cromatografia su carta e strato sottile. Gascromatografia. HPLC.
Esercitazioni pratiche di laboratorio

Cozzi, Protti, Ruaro “Elementi di analisi chimica strumentale” Ed. Zanichelli; Skoog, West, Holler, Crouch,“Fondamenti di chimica analitica”, Ed. EdiSES.

Aminoacidi e peptidi. Il legame peptidico. Le proteine: struttura primaria, secondaria, terziaria e quaternaria. Relazione struttura-funzione: emoglobina e mioglobina. Cooperatività di legame. Gli enzimi: struttura e funzione. Coenzimi e vitamine. Termodinamica della catalisi enzimatica. Cinetica enzimatica dello stato stazionario. Cenni sulla cinetica dello stato prestazionario. Individuazione di intermedi di reazione. Definizione del meccanismo catalitico di alcuni enzimi modello. Regolazione enzimatica. Enzimi allosterici. Bioenergetica. Reazioni redox di interesse biologico. Fosforilazione ossidativa. Catabolismo e anabolismo glucidico e lipidico. Biosintesi e vie degradative di alcuni aminoacidi (cisteina, metionina, fenilalanina, tirosina). Destino metabolico dell’ammoniaca. Fotosintesi.

Principi e postulati della meccanica quantistica. Applicazioni:
particella nella scatola a pareti rigide; oscillatore armonico;
rotatore rigido; spin. Principio di Pauli. Atomo idrogenoide.
Teorema variazionale. Atomo di elio. Termodinamica statistica.
Insiemi canonico e microcanonico. Funzione di ripartizione e
grandezze termodinamiche. Statistica di Boltzmann. Capacità
termica e immagazzinamento dell’energia. Equilibri chimici in fase
gassosa. Teoria dello stato di transizione.

-B. Pispisa: Appunti di termodinamica Statistica
-A. Palleschi: Appunti di Chimica Fisica II
-P.W. Atkins, R.S. Friedman: Meccanica Quantistica Molecolare,
Zanichelli Ed.