200+ Quiz Chimica e propedeutica biochimica svolti e commentati - Semestre Filtro 2026/2027

Quiz di Chimica e Propedeutica

Biochimica

Questo quiz comprende 31 domande (10 a completamento e 21 a risposta multipla con relative

risposte corrette e spiegazioni) strutturate sulla base dei principali argomenti della struttura della

materia, del legame chimico, degli stati della materia e della termodinamica bioenergetica.

Sezione 1: Domande a Completamento (10 domande)

Riempi gli spazi vuoti con i termini o i valori corretti.

1.​ L'isotopo del carbonio utilizzato come riferimento per la definizione dell'unità di massa

atomica (dalton) è il carbonio-____.

2.​ Il numero atomico (Z) indica il numero di ________ presenti nel nucleo di un atomo,

mentre il numero di massa (A) rappresenta la somma di protoni e ________.

3.​ Secondo la regola di ________, quando più orbitali della stessa energia (isoenergetici o

degeneri) sono disponibili, gli elettroni tendono a occuparli singolarmente con spin

paralleli.

4.​ In un atomo di carbonio con ibridazione ______, la geometria molecolare attorno

all'atomo è tetraedrica con angoli di legame di circa 109,5°.

5.​ La quantità di sostanza che contiene esattamente un numero di particelle pari al numero

di Avogadro è definita come ______.

6.​ Il legame covalente ______ si forma tra due atomi che condividono una coppia di

elettroni, ma la densità elettronica è maggiormente attratta dall'atomo con maggiore

elettronegatività.

7.​ I legami a ______ sono interazioni intermolecolari deboli fondamentali per la struttura

tridimensionale dell'acqua e del DNA, formati tra un atomo di idrogeno legato

covalentemente a un elemento fortemente elettronegativo (N, O, F) e un altro atomo

elettronegativo.

8.​ La legge dei gas che stabilisce che, a temperatura e quantità di materia costanti, il

volume di un gas è inversamente proporzionale alla sua pressione è la legge di ______.

9.​ In una reazione chimica, se la variazione di energia libera di Gibbs (Delta G) è minore di

zero (Delta G < 0), la reazione è detta ________ ed avviene spontaneamente.

10.​Il processo biologico di raffreddamento corporeo tramite l'evaporazione del sudore sfrutta

l'elevato calore di ______ dell'acqua.

Sezione 2: Domande a Risposta Multipla (21 domande)

1.​ Quale delle seguenti affermazioni sulla Risonanza Magnetica Nucleare (RMN) è

corretta?

○​ A) Si basa sull'assorbimento di radiazioni gamma da parte degli elettroni del guscio

interno.

○​ B) Sfrutta lo spin magnetico dei nuclei atomici dotati di numero dispari di protoni e/o

neutroni (come $^1\text{H}$).

○​ C) Utilizza onde sonore ad alta frequenza per stimolare gli orbitali p.

○​ D) Misura esclusivamente la transizione degli elettroni dal livello fondamentale a

quello eccitato.

Risposta corretta: B​

Spiegazione: La RMN sfrutta le proprietà magnetiche (spin nucleare) dei nuclei atomici

con numero dispari di nucleoni, come il protone $^1\text{H}$, molto abbondante nei

tessuti biologici idratati.

2.​ Quanti orbitali d sono presenti in un sottolivello con numero quantico secondario

$l = 2$?

○​ A) 3

○​ B) 5

○​ C) 7

○​ D) 10

Risposta corretta: B​

Spiegazione: Per l = 2, il numero quantico magnetico m assume 2l + 1valori (-2, -1, 0, +1,

l

+2), corrispondenti a 5 orbitali d.

3.​ Secondo il principio di esclusione di Pauli:

○​ A) In un atomo non possono esistere due elettroni con tutti e quattro i numeri

quantici uguali.

○​ B) Gli elettroni occupano prima gli orbitali ad energia più elevata.

○​ C) Un orbitale può contenere al massimo tre elettroni se hanno spin opposti.

○​ D) Il numero di protoni deve sempre eguagliare il numero di neutroni.

Risposta corretta: A​

Spiegazione: Il principio di Pauli stabilisce che ciascun elettrone in un atomo ha una

combinazione unica dei quattro numeri quantici (n, l, m , m ).

l s

4.​ Qual è la configurazione elettronica dello stato fondamentale dell'azoto (Z = 7)?

○​ A) 1s^2 2s^2 2p^3

○​ B) 1s^2 2s^2 2p^4

○​ C) 1s^2 2s^1 2p^4

○​ D) 1s^2 2s^2 2p^2 3s^1

Risposta corretta: A​

Spiegazione: L'azoto possiede 7 elettroni distribuiti come 1s^2 (2 elettroni), 2s^2 (2

elettroni) e 2p^3 (3 elettroni nei tre orbitali p).

5.​ Quale proprietà periodica aumenta generalmente lungo un periodo (da sinistra a

destra) e diminuisce lungo un gruppo (dall'alto verso il basso)?

○​ A) Volume atomico

○​ B) Raggio atomico

○​ C) Elettronegatività

○​ D) Carattere metallico

Risposta corretta: C​

Spiegazione: L'elettronegatività e il potenziale di ionizzazione aumentano verso destra

lungo un periodo e verso l'alto lungo un gruppo della tavola periodica.

6.​ A quanti grammi corrisponde una mole di acqua (H O)? (Masse atomiche: H = 1,008

2

u, O = 16,00 u)

○​ A) 17,01 g

○​ B) 18,02 g

○​ C) 34,02 g

○​ D) 6,022 g

Risposta corretta: B​

Spiegazione: La massa molare dell'acqua è data da (2 x1,008) + 16,00 = 18,016 g/mol

approssimato a 18,02 g/mol.

7.​ Quale tipo di ibridazione caratterizza gli atomi di carbonio coinvolti in un doppio

legame (come nell'etilene o nei gruppi alchenici)?

○​ A) sp

○​ B) sp^2

○​ C) sp^3

○​ D) sp^3d

Risposta corretta: B​

Spiegazione: L'ibridazione sp^2 genera 3 orbitali ibridi complanari (geometria planare

triangolare a 120°) ed un orbitale p non ibridato che forma il legame pi.

8.​ In una molecola di anidride carbonica (CO ), la geometria molecolare e la polarità

2

complessiva sono rispettivamente:

○​ A) Piegata, polare

○​ B) Lineare, apolare

○​ C) Lineare, polare

○​ D) Tetraedrica, apolare

Risposta corretta: B​

Spiegazione: La molecola della CO ha una geometria lineare (O=C=O). Nonostante i

2

singoli legami C=O siano polari, i due momenti dipolari si annullano a causa della

simmetria.

9.​ Un legame covalente di coordinazione (o dativo) si verifica quando:

○​ A) Entrambi gli elettroni del legame sono forniti da uno solo dei due atomi

interagenti.

○​ B) Gli elettroni sono completamente trasferiti da un metallo a un non metallo.

○​ C) Due atomi identici condividono in modo perfettamente equo una coppia di

elettroni.

○​ D) Si forma un'interazione elettrostatica debole dovuta a dipoli istantanei.

Risposta corretta: A​

Spiegazione: Nel legame di coordinazione, l'atomo donatore fornisce la coppia elettronica

condivisa all'atomo accettore che possiede un orbitale vuoto.

10.​Quale tra le seguenti interazioni è considerata un'interazione debole non

covalente?

○​ A) Legame ionico

○​ B) Legame covalente sigma

○​ C) Forza di van der Waals

○​ D) Legame metallico

Risposta corretta: C​

Spiegazione: Le forze di van der Waals, insieme ai legami idrogeno e alle interazioni

idrofobiche, rientrano tra le interazioni deboli o non covalenti.

11.​Qual è il numero di ossidazione dello zolfo nell'acido solforico (H SO )?

2 4

○​ A) +2

○​ B) +4

○​ C) +6

○​ D) -2

Risposta corretta: C​

Spiegazione: Assegnando numero di ossidazione +1 all'idrogeno e -2 all'ossigeno: 2(+1)

+ x + 4(-2) = 0, 2 + x - 8 = 0, x = +6.

12.​Il composto NaHCO è classificato come:

3

○​ A) Ossido acido

○​ B) Idrossido metallico

○​ C) Sale acido (idrogenocarbonato di sodio)

○​ D) Perossido di sodio

Risposta corretta: C​

Spiegazione: Il bicarbonato/idrogenocarbonato di sodio è un sale acido derivante dalla

parziale neutralizzazione dell'acido carbonico.

13.​Un solido cristallino ad alto punto di fusione, duro e fragile, che conduce elettricità

solo allo stato fuso o in soluzione acquosa è un:

○​ A) Solido molecolare

○​ B) Solido ionico

○​ C) Solido covalente a reticolo continuo

○​ D) Solido metallico

Risposta corretta: B​

Spiegazione: I solidi ionici (es. NaCl) mantengono gli ioni bloccati nel reticolo rigido da

solidi, mentre sciolti o fusi liberano gli ioni consentendo la conduzione elettrica.

14.​Durante il processo fisiologico della respirazione polmonare, l'espansione della

gabbia toracica aumenta il volume dei polmoni provocando una diminuzione della

pressione intrapolmonare. Quale legge dei gas descrive direttamente questo

fenomeno a temperatura costante?

○​ A) Legge di Charles

○​ B) Legge di Gay-Lussac

○​ C) Legge di Boyle

○​ D) Legge di Avogadro

Risposta corretta: C​

Spiegazione: La legge di Boyle (P1 V1 = P2 V2) stabilisce che a T costante volume e

pressione sono inversamente proporzionali.

15.​Nell'equazione di stato dei gas ideali (PV = nRT), la temperatura T deve essere

espressa obbligatoriamente in:

○​ A) Gradi Celsius (°C)

○​ B) Gradi Fahrenheit (°F)

○​ C) Kelvin (K)

○​ D) Rankine (°R)

Risposta corretta: C​

Spiegazione: Tutte le equazioni dei gas e della termodinamica richiedono l'uso della

temperatura assoluta espressa in Kelvin (K).

16.​La distribuzione di Maxwell-Boltzmann per un gas ideale descrive:

○​ A) La posizione esatta di tutti gli elettroni nell'atomo.

○​ B) La distribuzione delle velocità e dell'energia cinetica delle molecole a una data

temperatura.

○​ C) Il legame tra il numero di ossidazione e la solubilità.

○​ D) La variazione di entalpia nelle trasformazioni di stato.

Risposta corretta: B​

Spiegazione: La curva di Maxwell-Boltzmann mostra la frequenza statistica delle diverse

velocità molecolari all'interno di un campione di gas a una definita temperatura.

17.​Nel diagramma di fase dell'acqua, la pendenza della linea di equilibrio

solido-liquido è negativa a differenza di molte altre sostanze (es. CO ). Questo

2

fenomeno è legato al fatto che:

○​ A) L'acqua solida (ghiaccio) è meno densa dell'acqua liquida a 0 °C.

○​ B) L'acqua bollisce a temperature inferiori ad alte pressioni.

○​ C) L'anidride carbonica forma legami idrogeno molto più forti.

○​ D) Il punto triplo dell'acqua si trova a 100°C.

Risposta corretta: A​

Spiegazione: La struttura cristallina esagonale del ghiaccio crea spazi vuoti rendendolo

meno denso dell'acqua liquida; un aumento di pressione favorisce quindi la fase liquida

più densa.

18.​Che cos'è la tensione superficiale di un liquido?

○​ A) La resistenza del liquido a scorrere liberamente in un tubo capillare.

○​ B) La forza per unità di lunghezza che agisce sulla superficie e tende a

minimizzarne l'area.

○​ C) La pressione esercitata dal vapore saturo in equilibrio con il liquido.

○​ D) La quantità di calore necessaria per innalzare di 1 °C la temperatura del liquido.

Risposta corretta: B​

Spiegazione: È la proprietà derivante dalle forze coesive attrattive tra le molecole del

liquido che spinge la superficie a comportarsi come una membrana elastica tesa.

19.​L'entalpia (H) di un sistema termodinamico rappresenta:

○​ A) Il livello di disordine microscopico del sistema.

○​ B) Il contenuto termico totale del sistema a pressione costante.

○​ C) La capacità del sistema di compiere lavoro elettrico.

○​ D) La sola energia potenziale di legame priva dell'energia cinetica.

Risposta corretta: B​

Spiegazione: L'entalpia è una funzione di stato (H = U + PV); la sua variazione $\Delta H$

equivale al calore scambiato dal sistema a pressione costante.

20.​Una reazione chimica in cui aumenta l'entropia del sistema (Delta S > 0) ed è

esotermica (Delta H < 0) risulterà:

○​ A) Spontanea ad ogni temperatura (Delta G < 0).

○​ B) Non spontanea ad ogni temperatura (Delta G > 0).

○​ C) Spontanea solo ad alte temperature.

○​ D) In equilibrio permanente.

Risposta corretta: A​

Spiegazione: Dall'equazione di Gibbs Delta G = Delta H - Delta S, se Delta H è negativo e

Delta S è positivo, Delta G sarà sempre negativo per qualunque valore di T > 0 K.

21.​In un sistema aperto biologico (es. una cellula vivente), quale grandezza energetica

definisce il criterio di spontaneità per i processi metabolici?

○​ A) Esclusivamente la variazione di entropia dell'ambiente (Delta Sa amb).

○​ B) La variazione di energia libera di Gibbs (Delta G).

○​ C) La costante di Avogadro.

○​ D) Il calore di fusione.

Risposta corretta: B​

Spiegazione: Nei sistemi biologici che operano a temperatura e pressione costanti, la variazione

di energia libera Delta G definisce la direzione spontanea delle trasformazioni metaboliche

(procedendo verso il minimo di energia libera).

PARTE 2: Equilibri Acido-Base, Tamponi

Biologici e Reazioni Redox

Sezione 1: Domande a Completamento (10 domande)

Riempi gli spazi vuoti con i termini o i valori corretti.

1.​ Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è definito come una sostanza capace di

+

________ un protone (H ), mentre una base è una sostanza capace di ________ un

protone. + -

2.​ A 25 °C, il prodotto ionico dell'acqua (Kw = H O OH ) ha un valore numerico pari a

3

________.

3.​ La somma del pH e del pOH di una qualsiasi soluzione acquosa diluita a 25 °C è sempre

uguale a ________.

4.​ L'equazione utilizzata per calcolare il pH di una soluzione tampone, espressa come pH =

pKa + log A -/HA, è nota come equazione di ________-________.

5.​ Un accumulo eccessivo di acido ossalico e calcio nei reni può portare alla precipitazione

di cristalli insolubili di ________ di calcio, causa frequente di calcolosi renale.

6.​ Il pH fisiologico del sangue arterioso umano è mantenuto strettamente in un intervallo

compreso tra ________ e 7,45.

7.​ In una cella galvanica, l'elettrodo in cui avviene la reazione di ossidazione è chiamato

________, mentre quello in cui avviene la riduzione è il ________.

8.​ La costante di equilibrio Ka di un acido debole è legata al suo pKa dalla relazione

matematica pKa = -log10(________).

9.​ Nello stato di equilibrio acido-base ematico, il principale sistema tampone extracellulare è

3-

costituito dalla coppia acido carbonico (H CO / CO ) e dallo ione ________ (HCO ).

2 3 2

10.​La reazione di Fenton produce il pericoloso e reattivo radicale ________ (OH) a partire

2+

dal perossido di idrogeno (H O ) in presenza di ioni metallici ridotti come Fe .

2 2

Sezione 2: Domande a Risposta Multipla (21 domande)

1.​ Secondo la teoria di Lewis, cos'è una base?

○​ A) Una sostanza che rilascia ioni OH- in soluzione acquosa.

○​ B) Una sostanza capace di donare un protone H+.

○​ C) Una specie chimica in grado di donare un doppietto elettronico non condiviso.

○​ D) Una specie chimica in grado di accettare un doppio legame covalente.

Risposta corretta: C​

Spiegazione: Secondo Lewis, un acido è un accettore di una coppia di elettroni, mentre

una base è un donatore di un doppietto elettronico non condiviso.

-3

2.​ Qual è il pH di una soluzione acquosa 0,001 M (10 \ M ) di acido cloridrico (HCl), un

acido forte completamente dissociato?

○​ A) 1

○​ B) 3

○​ C) 7

○​ D) 11

Risposta corretta: B​ + -3 -3

Spiegazione: Essendo HCl un acido forte, H3O = 10 M. Il pH = -log (10 ) = 3.

10

3.​ Qual è la coppia acido/base coniugata secondo Brønsted-Lowry per la specie

4-

diidrogeno fosfato (H PO ) quando agisce come acido?

2

○​ A) H PO

3 4

2-

○​ B) HPO4

3-

○​ C) PO4

-

○​ D) OH

Risposta corretta: B​ 4- +

Spiegazione: Quando H PO dona un protone H , si trasforma nella sua base coniugata

2

2-

idrogenofosfato HPO4 .

4.​ Quale tra le seguenti affermazioni descrive correttamente la forza di un acido

debole in base al suo valore di pKa?

○​ A) Più alto è il valore di pKa, più l'acido è forte.

○​ B) Più basso è il valore di pKa, maggiore è la sua tendenza a dissociarsi e più

l'acido è forte.

○​ C) Il pKa non ha alcuna relazione con la costante di dissociazione acida Ka.

○​ D) Gli acidi forti hanno sempre valori di pKa superiori a 14.

Risposta corretta: B​

Spiegazione: Poiché pKa = -log(Ka), a valori di Ka più elevati (acido più forte)

corrispondono valori di pKa più bassi.

5.​ Sciogliendo il sale nitrato di ammonio (NH NO ) in acqua pura, la soluzione

4 3

risulterà:

○​ A) Neutra (pH = 7) 4+

○​ B) Acida (pH < 7) a causa dell'idrolisi dello ione ammonio (NH )

3+

○​ C) Basica (pH > 7) a causa dell'idrolisi dello ione nitrato (NO )

○​ D) Fortemente alcalina (pH = 14)

Risposta corretta: B​ 4+

Spiegazione: Lo ione NH è l'acido coniugato della base debole NH e subisce idrolisi

3

+ 3+

acida liberando H O , mentre NO è la base coniugata dell'acido forte HNO e non

3 3

subisce idrolisi significativa.

6.​ Come varia la solubilità dell'urato di sodio al diminuire del pH del fluido biologico

(es. urine)?

○​ A) Aumenta drasticamente trasformandosi in acido urico più solubile.

○​ B) Diminuisce, poiché la protonazione dello ione urato forma acido urico, che ha

una solubilità molto più bassa e tende a precipitare.

○​ C) Rimane perfettamente costante indipendentemente dal pH.

○​ D) L'urato di sodio precipita solo a pH fortemente basici (pH > 10).

Risposta corretta: B​

Spiegazione: L'acidificazione sposta l'equilibrio verso l'acido urico indebolito e poco

solubile, promuovendo la formazione di cristalli (gotta e calcoli uratici).

7.​ Un sistema tampone è maggiormente efficace quando:<