6 CFU (42 ore) di lezioni frontali sui concetti base e sulle molteplici e applicazioni in ambito farmaceutico.

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1 DIPARTIMENTO DI SCIENZE DEL FARMACO Corso di laurea magistrale in Chimica e tecnologia farmaceutiche Anno accademico 2018/ anno CHIMICA FISICA CHIM/02-7 CFU - 2 semestre Docente titolare dell'insegnamento GIUSEPPE LANZA glanza@unict.it Edificio / Indirizzo: Dipartimento di Scienze Chimiche Telefono: Orario ricevimento: 9:00-13:00 OBIETTIVI FORMATIVI Il corso si propone di fornire le conoscenze delle leggi base della chimica e della fisica necessarie per comprendere l origine e l evoluzione di fenomeni chimici, biochimici e biologici e delle loro applicazioni in campo farmaceutico. Vengono descritti i principi della termodinamica e come questi permettono o pongono dei limiti nelle varie trasformazioni energetiche. Particolare, attenzione è riservata ai fenomeni che coinvolgono trasformazioni di energia chimica in energia elettrica o in energia radiante e viceversa, processi fondamentali che regolano i meccanismi vitali. Un altra conoscenza da conseguire riguarda la cinetica di processi elementari chimici, biologici e farmaceutici e delle loro implicazioni pratiche. Il corso offre anche delle esercitazioni numeriche che permettono di consolidare i concetti base per fare collegamenti fra teoria ed evidenze chimiche sperimentali. MODALITÀ DI SVOLGIMENTO DELL'INSEGNAMENTO 6 CFU (42 ore) di lezioni frontali sui concetti base e sulle molteplici e applicazioni in ambito farmaceutico. 1 CFU (12 ore) di esercitazioni numeriche in cui si sviluppano le strategie per la soluzione di semplici problemi. PREREQUISITI RICHIESTI L'esame di chimica generale è propedeutico all'esame di chimica fisica. E' fortemente consigliato avere anche una buona preparazione di matematica e fisica. E' preferibile aver superato gli esami di matematica e di fisica del primo anno. FREQUENZA LEZIONI Necessaria la frequenza delle lezioni.

2 CONTENUTI DEL CORSO TERMODINAMICA I principio della termodinamica. Lavoro e Calore. Funzioni di stato: energia interna, entalpia, capacità termica a pressione e volume costante. Cicli termodinamici, processi reversibilie e irreversibili. Termochimica. Entalpia standard, entalpie di reazione, entalpie di formazione, energia di legame, processi endotermici esotermici. La legge di Hess. Tecniche sperimentali: calorimetri, TGA, DTA, DSC e ITC. Metabolismo energetico, potere calorico degli alimenti e quoziente respiratorio. II principio della termodinamica. Entropia e processi spontanei. Variazioni di entropia con la temperatura e pressione e nelle transizioni di fase. III principio della termodinamica. Entropia assoluta. Energia libera di Gibbs. Dipendenza dell energia di Gibbs dalla pressione e dalla temperatura. Equilibrio chimico. Costante di equilibrio termodinamico. Equilibri, omogenei, eterogenei e combinati. Effetto della temperatura sull equilibrio. Energetica e rendimento dei cicli biochimici. ELETTROCHIMICA Conducibilità di soluzioni di elettroliti, conduttometria e titolazioni conduttometriche. Potenziali elettrodici, semicelle, pile, equazione di Nernst. Potenziali standard di riduzione e sue applicazioni in campo chimico e biochimico. Elettrolisi. CINETICA CHIMICA Velocità delle reazioni chimiche, ordine di reazione. Forma integrata delle equazioni cinetiche di ordine zero, di primo e di secondo. Reazioni competitive e reazioni consecutive. Farmacocinetica: somministrazione endovena, orale e flebolisi. Meccanismi di reazione e ordine di reazione. Catalisi e processi autocatalitici, propagazione di una epidemia. Reazioni catalizzate da enzimi: equazione di Michaelis-Menten. Inibizione enzimatica: competitiva, non competitiva, incompetitiva. Inibizione da substrato e da prodotto. Effetto della temperatura sulla velocità di reazione: equazione di Arrhenius. TECNICHE DI INDAGINE DELLA STRUTTURA DELLE MOLECOLE Breve introduzione alla meccanica quantistica. Descrizione dei vari moti atomici e relative tecniche spettroscopiche. Spettroscopie vibrazionali: infrarosso, Raman e resonant-raman. Spettroscopia elettronica, orbitali molecolari, cromofori. Processi fotofisici e fotochimici. La fotosintesi clorofilliana. Laser, emissione stimolata. TESTI DI RIFERIMENTO TESTI CONSIGLIATI E/O DI CONSULTAZIONE P.W. Atkins, J. De Paula "Chimica Fisica Biologica" Volume 1, Ed. Zanichelli R. Chang "Chimica Fisica" Volume 1 Ed. Zanichelli G.K. Vemulapalli Chimica Fisica Ed. EDISES P.W. Atkins, J. De Paula "Chimica Fisica " Ed. Zanichelli Sono disponibili gli appunti delle lezioni. PROGRAMMAZIONE DEL CORSO Argomenti Riferimenti testi 1 Primo principio della termodinamica e sue applicazioni. 2 Secondo principio della termodinamica e sue applicazioni.

3 3 Terzo principio della termodinamica e sue applicazioni. 4 Energia libera di Gibbs ed equilibrio chimico 5 Conducibilità di soluzioni di elettroliti e sue applicazioni. 6 Potenziometria, equazione di Nernst e loro applicazioni. 7 Velocità delle reazioni chimiche e ordine di reazione. 8 Farmacocinetica 9 Catalisi ed inibizione enzimatiche e autocatalisi 10 Equazione di Arrhenius e sue applicazioni. 11 Proprietà della luce. 12 Moti vibrazionali e spettroscopie IR e Raman 13 Spettroscopia elettronica UV-Vis 14 Processi fotofisici e fotochimici. 15 Laser funzionamento e applicazioni. MATERIALE DIDATTICO Il materiale didattico viene fornito durante lo svolgimento del corso. VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO MODALITÀ DI VERIFICA DELL'APPRENDIMENTO L'esame consiste di una prova scritta e di una prova orale. La prova scritta richiede la risoluzione di quattro esercizi numerici sui seguenti argomenti: cinetica chimica; primo principio della termodinamica; secondo principio della termodinamica; elettrochimica. DATE DEGLI APPELLI Vedasi calendario ufficiale. ESEMPI DI DOMANDE E/O ESERCIZI FREQUENTI

4 Determinare la costante di velocità della reazione del 1 ordine, di idrolisi del saccarosio in soluzione acquosa, catalizzata da acidi, C 12 H 22 O 11 + H 2 O --> C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6 Saccarosio Glucosio Fruttosio sapendo che la concentrazione iniziale è 0.06 M e che dopo 3 minuti è pari a M. Inoltre, calcolare la velocità di reazione iniziale e dopo 3 minuti. Il calore prodotto dal metabolismo di una persona è di 100 kcal/ora. Se il corpo fosse un sistema isolato di quanto aumenterebbe la temperatura dopo due ore? A quanti grammi di glucosio corrisponde il calore rilasciato? Se si assume che l unica forma di raffreddamento del corpo sia la vaporizzazione dell acqua prodotta dalla sudorazione, quanti grammi di acqua dovrebbero evaporare per mantenere costante la temperatura corporea. Si assuma che la massa della persona è di 75 kg e la sua capacità termica sia pari a 1 kcal/kg. Il DH evaporazione dell acqua è 540 kcal/kg. Calcolare la variazione di energia libera standard e la costante K per la reazione: N 2(g) + O 2(g) + Cl 2(g) = 2NOCl (g) dai dati seguenti, riferiti a 298 K : DH formazione S kcal/mol cal/(mol K) N 2(g) O 2(g) Cl 2(g) NOCl (g) In che direzione procederà la reazione chimica quando tutte le specie chimiche hanno pressione parziale unitaria. Si calcoli la variazione di energia libera standard e la costante di equilibrio, a 25 C, della reazione : 2 Cr Cu (s) = 2 Cr (s) + 3 Cu 2+ sapendo che E Cu2+/Cu = 0.34 V ed E Cr3+/Cr = V. In che direzione procederà la reazione chimica quando tutte le specie chimiche hanno attività pari ad uno. Schematizzare un apparato sperimentale per realizzare una pila con le specie chimiche ad attività unitaria indicando la polarità in flusso degli elettroni nel circuito esterno e il flusso delle cariche del ponte salino.

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