Syllabus Semestre Medicina Chimica: tutti gli argomenti

19 Agosto 2026 · Mario Lomele

Il Syllabus Semestre Medicina Chimica descrive l’insegnamento di Chimica e Propedeutica Biochimica: 6 CFU distribuiti su 7 unità didattiche. Qui trovi tutti gli argomenti nell’ordine esatto in cui compaiono nel documento ufficiale del MUR, con il peso in CFU di ogni unità e un commento su come impostare lo studio.

Syllabus Semestre Medicina Chimica: obiettivo del corso

Fornire le basi per comprendere le leggi che governano la materia e le sue trasformazioni, con particolare attenzione ai fenomeni biologici a livello atomico e molecolare, in relazione alle applicazioni biomediche.

Al termine del corso lo studente deve saper:

descrivere la struttura della materia e le sue trasformazioni, interpretando i fenomeni chimici e molecolari di interesse biologico, con riferimento agli equilibri acido-base, ai sistemi tampone, alle leggi dei gas, ai fenomeni osmotici, alle proprietà colligative e alle reazioni di ossidoriduzione;
riconoscere le principali classi di composti organici e i relativi gruppi funzionali, descrivendone proprietà chimico-fisiche e reattività in relazione a struttura e funzione delle macromolecole biologiche;
descrivere struttura e funzione delle principali biomolecole (carboidrati, lipidi, proteine, acidi nucleici);
comprendere come le caratteristiche strutturali delle biomolecole ne determinino proprietà e funzioni.

Sul piano operativo il syllabus è esplicito: bisogna saper identificare i tipi di legame chimico, bilanciare reazioni ed eseguire calcoli su moli, concentrazioni, diluizioni, pH, osmolarità e proprietà delle soluzioni, oltre a interpretare fenomeni come la respirazione e gli equilibri acido-base dei fluidi biologici.

La distribuzione dei CFU

#	Unità didattica	CFU	% del corso
1	Struttura dell’atomo, legami chimici, stati di aggregazione, termodinamica dei sistemi aperti	1,0	16,7%
2	Miscele, soluzioni e proprietà colligative	1,0	16,7%
3	Reazioni chimiche negli organismi viventi: cinetica ed equilibrio	0,5	8,3%
4	Acidi, basi, sali, pH, tamponi; ossido-riduzione ed elettrochimica	1,0	16,7%
5	Proprietà del carbonio, idrocarburi, alogenuri alchilici, aromatici e derivati	0,5	8,3%
6	I gruppi funzionali e isomerie	1,0	16,7%
7	Amminoacidi e proteine, carboidrati, lipidi, nucleotidi e acidi nucleici	1,0	16,7%

Il commento sui CFU. Chimica è il syllabus con la distribuzione più uniforme dei tre: cinque unità su sette valgono esattamente 1 CFU e solo due valgono 0,5. Non esiste un capitolo dominante come l’unità 5 di Biologia o la meccanica di Fisica.

Questo ha una conseguenza pratica netta: non ci sono argomenti sacrificabili. Saltare un’unità da 1 CFU significa rinunciare al 17% della materia, e non c’è nessun altro blocco su cui “recuperare” il peso perso.

Il bilanciamento fra le due anime della materia è quasi perfetto: chimica generale (unità 1-4) vale 3,5 CFU, organica e biochimica (unità 5-7) vale 2,5 CFU. Da notare che le due unità più “leggere” — cinetica/equilibrio (0,5) e idrocarburi (0,5) — sono anche quelle che fanno da ponte: servono a reggere rispettivamente l’unità 4 e le unità 6-7, che valgono il doppio.

Unità didattica 1 — Struttura dell’atomo, legami chimici, stati di aggregazione della materia e termodinamica dei sistemi aperti (1,0 CFU)

La costituzione della materia. Fondamenti della teoria atomica. Struttura dell’atomo: protoni, neutroni ed elettroni. Numero atomico e numero di massa. Gli isotopi. Cenni alle proprietà magnetiche del nucleo come base per la Risonanza Magnetica Nucleare.
I numeri quantici, gli orbitali, il principio di esclusione di Pauli. Regola di Hund. La configurazione elettronica, con riferimento agli elementi principalmente presenti negli organismi viventi.
Il sistema periodico degli elementi. Proprietà periodiche: configurazione elettronica esterna, volume atomico, potenziale di ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività. La regola dell’ottetto.
Molecole, ioni e ioni poliatomici. Massa molecolare. Definizione di mole e numero di Avogadro. Unità di massa atomica e massa molecolare.
Il legame chimico. Orbitale di legame. Legame covalente: omopolare, eteropolare, legame di coordinazione. Cenni sul legame metallico. Il legame ionico. Ibridazione degli orbitali: sp, sp², sp³. Orbitali molecolari sigma e pi greco. Distanza ed energia di legame. Angolo di legame e geometria molecolare. Esempi di molecole polari e apolari biologicamente rilevanti.
Interazioni deboli (legame idrogeno e forze di van der Waals) e interazioni idrofobiche.
Numero di ossidazione. Esempi di formule di struttura e nomenclatura di composti binari e ternari biologicamente rilevanti con atomi di carbonio, ossigeno, azoto, zolfo e fosforo (ossidi, idrossidi, perossidi, acidi, basi e sali).
Cenni sullo stato solido: solidi ionici, molecolari, covalenti e metallici.
Lo stato aeriforme. Temperatura assoluta. Leggi di Boyle, Charles e Gay-Lussac. Applicazione della legge dei gas alla respirazione. Equazione di stato dei gas perfetti. Cenni sulla teoria cinetica dei gas. La legge di Maxwell-Boltzmann.
Lo stato liquido. Ebollizione, calore di evaporazione. Tensione superficiale. L’equilibrio gas-liquido: la pressione di vapore. Confronto fra i diagrammi di fase di acqua e anidride carbonica. Rilevanza dei cambiamenti di fase di interesse biomedico: l’evaporazione del sudore e la termoregolazione.
Principi di termodinamica e bioenergetica. Definizione delle funzioni di stato. Entalpia. Trasformazioni esotermiche ed endotermiche (cambiamenti di stato). Entropia. Energia libera di Gibbs. Trasformazioni esoergoniche ed endoergoniche. Variazione di energia libera come criterio di spontaneità ed equilibrio nei sistemi aperti.

Unità didattica 2 — Miscele, soluzioni e proprietà colligative delle soluzioni (1,0 CFU)

Miscele omogenee ed eterogenee di interesse biologico: soluzioni, sospensioni, colloidi e aerosol.
Soluzioni gassose, liquide e solide.
L’acqua come solvente polare. Solubilità: soluti ionici e non ionici. Proprietà degli elettroliti. Gli elettroliti nei fluidi biologici. Solubilità dei gas nei liquidi: la legge di Henry.
Unità di misura della concentrazione. Percentuali peso/peso, peso/volume, volume/volume. Molarità, molalità, frazione molare. Cenni sulle soluzioni non ideali: il comportamento dei soluti nello spazio intracellulare e il coefficiente di attività. 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.
Le proprietà colligative. Definizione. Interazioni tra solvente e soluto. La legge di Raoult. Abbassamento della pressione di vapore. Innalzamento della temperatura di ebollizione. Abbassamento della temperatura di congelamento. Pressione osmotica e passaggio di soluti attraverso le membrane.
Soluzioni elettrolitiche e fattore correttivo di van’t Hoff. Diffusione, osmosi, osmolarità e osmolalità. Confronto tra le proprietà osmotiche delle soluzioni.
Pressione osmotica dei liquidi intracellulari ed extracellulari. Soluzioni isotoniche, ipertoniche e ipotoniche. Soluzione fisiologica e glucosata. Esempi di implicazioni fisiopatologiche del disequilibrio osmotico (emolisi ed edema).

Unità didattica 3 — Le reazioni chimiche negli organismi viventi: caratteristiche generali, cinetica ed equilibrio chimico (0,5 CFU)

Definizione delle reazioni chimiche. Conservazione di massa, energia e carica elettrica; bilanciamento delle reazioni chimiche.
Cinetica di reazione. Reazioni a più stadi. Fattori che influenzano la velocità di una reazione. Ordine di reazione e molecolarità. La legge di Arrhenius e la teoria degli urti efficaci. L’energia di attivazione. La teoria dello stato di transizione.
Catalizzatori. Definizione e cenni sui catalizzatori biologici, gli enzimi.
L’equilibrio chimico. Reazioni reversibili e irreversibili. Costante di equilibrio e legge d’azione di massa. Variazione di energia libera ed equilibrio di reazione.
Equilibrio chimico e stato stazionario: differenze. Principio dell’equilibrio mobile. Il quoziente di reazione. Effetto della temperatura sulla costante di equilibrio. Equilibri multipli. Esempi di equilibrio eterogeneo solido-liquido (precipitazione di urati). Prodotto di solubilità, effetto dello ione in comune. Esempi di rilevanza biomedica (calcoli renali).

Unità didattica 4 — Acidi, basi, sali, pH, soluzioni tampone; reazioni di ossido-riduzione ed elettrochimica (1,0 CFU)

Le teorie acido-base. La teoria di Arrhenius. La teoria di Brønsted 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 e basi forti, acidi e basi 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. Reazioni acido-base. I sali e il loro comportamento acido o basico in acqua. Solubilità e pH, esempi di interesse biomedico: ossalato di calcio, fosfato di calcio e urato di sodio.
Soluzioni tampone. Esempi di tamponi di acidi deboli e basi deboli. L’equazione di Henderson-Hasselbalch. Efficienza di un sistema tampone.
L’equilibrio acido-base nei fluidi biologici. Il pH del sangue e i tamponi del sangue. Il tampone acido carbonico (CO₂)/bicarbonato, il tampone diidrogenofosfato/idrogenofosfato, le proteine come sistemi tampone. L’importanza e la funzione dei tamponi in ambito biomedico (acidosi e alcalosi).
Le reazioni di ossido-riduzione. Cella galvanica e definizione di anodo e catodo. Le semireazioni e i potenziali redox standard. L’equazione di Nernst. Relazione tra variazione di energia libera di Gibbs e differenza di potenziale. Reazioni spontanee e lavoro chimico. Esempi di reazioni di ossido-riduzione in ambito biologico. L’ossigeno come accettore di elettroni: bilancio termodinamico della respirazione cellulare. Le reazioni di Fenton e Haber-Weiss come esempio di reazioni di ossido-riduzione non enzimatiche dell’ossigeno in presenza dello ione ferro per la formazione del radicale idrossilico.

Unità didattica 5 — Proprietà del carbonio e reattività dei composti organici, idrocarburi, alogenuri alchilici, idrocarburi aromatici e derivati (0,5 CFU)

Proprietà e ibridazione del carbonio. Rappresentazione dei composti carboniosi. Idrocarburi saturi e insaturi, ciclici ed eterociclici. Regole generali di nomenclatura IUPAC.
Stereochimica. Diastereoisomeri, enantiomeri, epimeri e miscele racemiche. Cenni sulle regole di priorità e convenzione R/S. Potere ottico rotatorio specifico. Convenzione destrogira/levogira. Convenzione di Fischer.
Rottura omolitica del legame chimico e reazioni radicaliche.
Rottura eterolitica del legame chimico. Carbocationi e carbanioni e loro stabilità. Effetto induttivo: elettron donatore, elettron attrattore. Delocalizzazione degli elettroni. Nucleofili ed elettrofili biologicamente rilevanti. Reazioni di sostituzione nucleofila con meccanismo SN2 e SN1 e reazioni di eliminazione.
Alcani e cicloalcani. Struttura, nomenclatura, proprietà chimico-fisiche e rilevanza biomedica. Tensione di legame nei cicloalcani. Reazioni: ossidazione.
Alcheni. Struttura, nomenclatura, proprietà chimico-fisiche e rilevanza biomedica. Delocalizzazione elettronica e dieni coniugati. Reazioni: addizione elettrofila.
Idrocarburi aromatici. Struttura, nomenclatura, proprietà chimico-fisiche e rilevanza biomedica. Il benzene e i composti aromatici eterociclici (pirimidine) e policiclici (purine). Regola di Hückel. Cenni sulle reazioni dei composti derivati del benzene: sostituzione elettrofila aromatica. Effetto attivante e disattivante dei sostituenti. Tossicità dei composti aromatici.

Unità didattica 6 — I gruppi funzionali e isomerie: alcoli, fenoli, eteri, tioli e tioeteri; aldeidi e chetoni; acidi carbossilici e derivati, ammine e ammidi (1,0 CFU)

Alcoli e tioli. Struttura, nomenclatura, proprietà chimico-fisiche e rilevanza biologica. Reazioni: disidratazione, ossidazione, sostituzione nucleofila. Etanolo. Fenolo e derivati: acidità del fenolo. Esempi di alcoli e tioli di rilevanza biologica. Eteri e tioeteri. Epossidi.
Ammine. Struttura, nomenclatura, proprietà chimico-fisiche e rilevanza biomedica. Basicità e nucleofilicità. Reazioni: alchilazione, formazione di sali. Nitrosammine. Colina e altri esempi di ammine di rilevanza biologica.
Aldeidi e chetoni. Struttura, nomenclatura, proprietà chimico-fisiche e rilevanza biologica. Reazioni: ossidazione, riduzione, addizione nucleofila, condensazione aldolica. Emiacetali ed emichetali, acetali e chetali, immine o basi di Schiff. Proprietà dell’idrogeno in alfa al carbonile. Tautomeria cheto-enolica e sua importanza biologica (urato, citosina e fosfoenolpiruvato). Chinoni e idrochinoni: ubichinone e suo ruolo come trasportatore di elettroni.
Acidi carbossilici e derivati di interesse biologico (anidridi, esteri e tioesteri, ammidi, acilfosfati). Struttura, nomenclatura, proprietà chimico-fisiche, acidità. Reazioni con esempi biologici: salificazione, decarbossilazione, sostituzione nucleofila acilica; esterificazione di Fischer; idrolisi degli esteri e transesterificazione; condensazione di Claisen di esteri e tioesteri. Formazione dei lattoni. Decarbossilazione dei chetoacidi. Idrolisi delle ammidi.

Unità didattica 7 — Amminoacidi e proteine, carboidrati, lipidi, nucleotidi, polinucleotidi e acidi nucleici (1,0 CFU)

Amminoacidi. Struttura, nomenclatura e nomi abbreviati. Classificazione in base alla catena laterale e alle sue proprietà. 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. Amminoacidi essenziali e non essenziali.
Il legame peptidico e la sua formazione dalla reazione di un amminoacido esterificato con il gruppo amminico di un altro amminoacido. Caratteristiche del legame peptidico. Definizione dei livelli strutturali delle proteine: struttura primaria, secondaria, terziaria e quaternaria. Interazioni deboli e ponti disolfuro.
Carboidrati. Struttura, nomenclatura e stereochimica. Monosaccaridi: isomeri, epimeri, anomeri e tautomeri. 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. Amminozuccheri. Polisaccaridi: omopolisaccaridi (amido, cellulosa, glicogeno) ed eteropolisaccaridi (glicosamminoglicani).
Lipidi. Acidi grassi saturi e insaturi: struttura, nomenclatura, proprietà fisiche e reazioni. I trigliceridi e le loro funzioni: oli e grassi. Lipidi complessi: glicerofosfolipidi, sfingolipidi, glicolipidi. Colesterolo e cenni sui suoi derivati di interesse biologico (ormoni steroidei, acidi biliari e vitamina D).
Basi azotate, nucleosidi e nucleotidi. Struttura e nomenclatura. Importanza biologica dell’ATP. I dinucleotidi nelle reazioni di ossido-riduzione biologiche (NAD⁺/NADH, FAD/FADH₂).
Il legame fosfodiestere e la struttura degli acidi nucleici: DNA e RNA.
Modificazioni non enzimatiche delle macromolecole biologiche. Deaminazione della citosina. Principali reazioni del radicale idrossilico con lipidi, proteine e DNA. Attività antiossidante non enzimatica dei tioli (glutatione) e delle molecole contenenti doppi legami coniugati (tocoferolo, carotenoidi).

Come impostare lo studio

Copri tutto, per forza. La distribuzione piatta dei CFU rende impossibile una strategia selettiva: cinque unità pesano identiche.
Allena i calcoli, non solo la teoria. Il syllabus elenca esplicitamente moli, concentrazioni, diluizioni, pH e osmolarità fra le competenze richieste. Sono anche gli argomenti su cui si perdono più punti per errori di conversione.
Usa le unità 3 e 5 come ponti. Valgono 0,5 CFU ciascuna, ma cinetica ed equilibrio reggono tutta l’unità 4 (tamponi e redox), e le proprietà del carbonio reggono le unità 6 e 7. Studiate per ultime o saltate, fanno crollare 3 CFU a valle.
Il filo conduttore è biomedico. Quasi ogni argomento è agganciato a un esempio fisiologico o patologico: respirazione, emolisi, edema, acidosi e alcalosi, calcoli renali. È la chiave con cui vengono costruite le domande.

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