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Il numero di massa (A) esprime il numero totale di protoni e neutroni contenuti in un

atomo. Il numero di protoni può essere dato dalla differenza A–Z.

Il nuclide è un atomo contrassegnato dal suo numero atomico e dal suo numero di

massa. Esso si indica scrivendo in alto a sinistra il numero di massa ed in basso a sinistra

A

il numero atomico ( E).

Z

Il numero di neutroni è estremamente variabile da un atomo di un elemento all’altro;

aumenta con l’aumentare del numero di protoni senza una regola fissa o di stretta

proporzionalità.

Gli isotopi sono nuclidi che presentano lo stesso numero atomico ma un diverso numero

di massa. Gli elementi presenti in natura sono, di solito, un misto di vari isotopi. Esempi di

11 21 3

isotopi sono il prozio, il deuterio e il tritio (rispettivamente i nuclidi H, H e H).

1

Gli isobari sono nuclidi che presentano, a differenza degli isotopi, uno stesso numero di

massa e un diverso numero atomico.

Modello atomico:

Il primo modello atomico fu proposto da Thomson nel 1899, e secondo questo le

particelle dotate di carica erano disposte tutte in maniera uniforme nell’atomo.

Successivamente Rutherford propose un modello secondo cui protoni e neutroni erano

disposti nel nucleo, mentre gli elettroni erano liberi di muoversi attorno al nucleo stesso.

L’ipotesi più accreditata rimane quella di Bohr, secondo cui gli elettroni si muovono

attorno al nucleo (in cui sono contenuti protoni e neutroni) descrivendo delle orbite

stazionarie ben delimitate.

Il principio di indeterminazione di Heisenberg:

Date le caratteristiche dell’elettrone, Heisenberg formulò il suo principio di

indeterminazione, secondo cui è impossibile determinare con eguale precisione la

velocità e la posizione dell’elettrone.

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L’equazione di Schroedinger:

Il moto di un elettrone all’interno di un atomo è descritto da un’equazione d’onda che

tiene conto della continuità dell’onda descritta dall’elettrone e della stazionarietà dell’onda

7

nel tempo (cioè della sua non mutevolezza). L’equazione di Schroedinger è risolvibile

mediante l’introduzione di tre costanti: n, l ed m (definite numeri quantici)

.

Numeri quantici:

Gli orbitali atomici e le caratteristiche degli elettroni di un atomo dipendono dai 4 valori

detti numeri quantici. Si distinguono:

numero quantico principale (n) caratterizza lo stato energetico dell’orbitale in

1. base alla sua distanza dal nucleo. Può assumere valori interi compresi tra 1 e 7.

numero quantico secondario (l) riguarda la forma dell’orbitale. Può assumere

2. valori compresi tra 0 ed n–1.

numero quantico magnetico (m) esprime l’orientazione spaziale dell’orbitale. Può

3. assumere tutti i valori compresi tra – l ed l.

numero quantico di spin (s) indica il senso di rotazione dell’elettrone. Assume

4. solo valori che siano – ½ o + ½.

Principio di esclusione di Pauli:

Il principio di esclusione di Pauli (1925) afferma che gli elettroni di uno stesso atomo non

possono avere tutti e 4 i numeri quantici uguali (almeno uno deve essere diverso).

Regola di Hund:

La regola di Hund, o principio della massima molteplicità afferma che gli elettroni si

dispongono ad occupare il massimo numero di orbitali in un sottolivello.

Principio di Aufbau:

Per il principio di Aufbau, gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali seguendo l’ordine di

energia crescente.

-Lo stato fondamentale di un atomo è quello in cui questo è neutro e non eccitato-

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Tavola periodica:

Tutti gli elementi presenti in natura sono stati raggruppati nella cosiddetta tavola

periodica a lunghi periodi, in cui essi sono stati ordinati in base a numero atomico

crescente e disposti secondo 7 righe orizzontali (periodi) e 16 colonne verticali (gruppi).

Il gruppo IA comprende i metalli alcalini, il gruppo IIA i metalli alcalino-terrosi, il gruppo

IIIA viene chiamato gruppo del boro, il gruppo IVA gruppo del carbonio, il gruppo VA

gruppo dell’azoto, il gruppo VIA i calcogeni, il gruppo VIIA gli alogeni, il gruppo 0 i gas

nobili.

Effetto schermante e carica nucleare:

Gli elettroni di strati energetici differenti subiscono l’attrazione coulombiana da parte del

nucleo in misura diversa non solo per la diversa distanza, ma anche per l’effetto

schermante che gli elettroni interni esplicano a danno di quelli periferici.

Indicando quindi con Q la carica nucleare e con S la parte di carica che viene meno a

causa dell’effetto schermante, la carica effettiva (Q ) sarà data da: Q = Q – S.

eff eff

Lungo i periodi della tavola periodica, la Q aumenta, mentre rimane costante lungo i

eff

gruppi.

Energia di ionizzazione:

Viene definita energia di ionizzazione, l’energia necessaria per strappare l’elettrone più

debolmente legato all’atomo isolato allo stato gassoso e portarlo all’infinito. Tale energia

dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico. Se il numero di protoni è

maggiore di quello di elettroni, allora si parla di catione, in una condizione contraria,

abbiamo degli anioni.

Affinità elettronica:

L’affinità elettronica è definita come l’energia che viene liberata quando un elettrone viene

acquistato da un atomo neutro allo stato gassoso. Come l’energia di ionizzazione, anche

l’affinità elettronica dipende dalla carica nucleare effettiva e dal raggio atomico. 9

Elettronegatività:

La grandezza che raccoglie sia gli effetti dell’energia di ionizzazione che dell’affinità

elettronica è l’elettronegatività. Viene definita come la tendenza di un atomo ad attrarre

verso di sé gli elettroni di legame. Un elemento è elettronegativo se nelle sue interazioni

con altri elementi tende ad acquistare elettroni.

L’elemento più elettronegativo è il Fluoro (4), seguito dall’Ossigeno (3,5) e dall’Azoto (3).

Legami chimici:

L’insieme delle forze che tengono uniti due o più atomi fra loro in un assetto stabile di

minore energia costituita dai legami chimici. Questa configurazione è composta da 8

elettroni ed è indicata anche con il termine di ottetto. I legami si distinguono in deboli e

forti: i deboli sono i legami ad idrogeno (2-7 kcal/mol) e le forze di Van der Waals (1-4

kcal/mol), mentre i forti hanno energia compresa tra 50 e 250 kcal/mol.

legame ionico: è una forza di natura elettrostatica che si stabilisce tra due ioni di

1. carica opposta e si forma a seguito di un trasferimento reale di elettroni da un

atomo all’altro. Non si può mai formare tra atomi dello stesso tipo.

legame covalente: si forma quando la configurazione stabile dell’ottetto si

2. raggiunge attraverso la compartecipazione tra atomi di due o più elettroni. Se gli

atomi sono simili, il legame si definisce covalente omeopolare. Quando gli

elettroni sono 1 coppia, si parla di legame covalente semplice; nel caso in cui le

coppie di elettroni siano 2 o 3, il legame viene definito doppio o triplo.

legame dativo: si instaura tra due atomi di cui ve ne sia uno che cede elettroni

3. (donatore) ed uno che li acquista (accettore).

legame metallico: poiché i metalli presentano nel loro strato più esterno pochi

4. elettroni da mettere in compartecipazione con altri atomi dello stesso tipo per

formare l’ottetto, trovano più agevole liberarsi degli elettroni esterni, diventando

cationi.

legame a idrogeno: è anch’esso un legame di natura elettrostatica, si forma

5. quando un atomo di idrogeno è condiviso tra due atomi fortemente elettronegativi

che fanno parte di due molecole o raggruppamenti diversi.

forze di Van der Waals: si tratta di deboli forze di natura elettrostatica che possono

6. stabilirsi tra molecole originariamente non polari (dipolo istantaneo, indotto,

permanente). 10

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Momento dipolare ():

Il momento dipolare, espresso dal simbolo si definisce come il prodotto tra il valore

, - +

assoluto della carica e la distanza. Cioè, se le due cariche e si trovano ad una

 

distanza r, il momento dipolare è dato da: = X r.

 

Orbitali molecolari:

È lo spazio in cui si spostano gli elettroni di più atomi che appartengono agli atomi che

compongono una molecola.

Distanza di legame:

Indica la distanza tra i due nuclei alla quale corrisponde il minimo di energia (e quindi la

massima stabilità) del sistema.

Legge di Coulomb: + -

La forza di attrazione (F) tra due cariche di segno opposto q e q poste tra loro alla

distanza r è data da:  

1 q q

 

F 2

D r

dove D è una grandezza detta costante dielettrica che dipende dalla natura del mezzo

interposto tra le cariche.

Dissociazione elettrolitica:

È la formazione di ioni liberi in soluzioni derivanti dalla dissoluzione di composti ionici in

solventi polari. 11

Paramagnetismo:

Il paramagnetismo è quella proprietà di cui una sostanza si rivela essere propria quando

sottoposta ad un campo magnetico o elettrico, ma non la conserva se ne viene

allontanata.

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Ibridazione degli orbitali atomici:

La combinazione di orbitali di uno stesso atomo da luogo al fenomeno dell’ibridazione, e

2 3

gli orbitali derivanti vengono detti orbitali ibridi. L’ibridazione può essere di tipo sp, sp , sp .

L’ibridazione di tipo sp (alchini) deriva dalla fusione di un orbitale s e di un orbitale p. I due

orbitali ibridi sono orientati l’uno rispetto all’altro formando un angolo di 180°.

2

L’ibridazione di tipo sp (alcheni) deriva dalla fusione di un orbitale di tipo s e due di tipo p.

L’angolo di legame è di 120°; nell’ambito di questo tipo di ibridazione si ricorda il legame

carboamidico -CONH- (nelle proteine prende il nome di legame peptidico).

3

L’ibridazione di tipo sp (alcani) deriva dalla combinazione di tre orbitali s e tre p. Si ottiene

così una struttura tetraedrica che presenta angoli di 109°.

Cinetica chimica:

Oggetto di studio della cinetica chimica è la velocità con cui avviene una reazione chimica

ed i fattori da cui essa dipende.

La concentrazione è la grandezza di riferimento per esprimere la velocità di reazione dei

reagenti o dei prodotti.

Teoria delle collisioni:

Per poter reagire tra loro, due molecole devono urtarsi. Affinché l’urto sia efficace, è

necessario che le due molecole si urtino con sufficiente energia così da rompere i vecchi

legami e formarne di nuovi, e secondo un fattore sterico o geometrico che assicura che

l’urto avvenga in punti sensibili delle molecole. 12

Velocità di reazione:

La velocità di reazione è un valore proporzionale alla concentrazione dei reagenti (A) e

alla concentrazione dei prodotti (B).

V = k [A] [B] -Equazione cinetica della reazione-

Molecolarità ed ordine di reazione:

Data una reazione generica aA + bB cC + dD

a temperatura costante, la velocità di reazione (V) è data dalla generica formula

a’ b’

V = k [A] [B]

dove a’ e b’ sono dei valori numerici che non corrispondono necessariamente con i

coefficienti a e b della reazione.

La molecolarità di una reazione indica il numero di molecole reagenti che devono

complessivamente interagire fra loro per dar luogo alla reazione e si ottiene sommando i

coefficienti stechiometrici a e b.

L’ordine di reazione riflette l’influenza, sulla velocità, delle concentrazioni dei reagenti ed è

dato dalla somma degli esponenti a’ e b’ che soddisfano l’equazione cinetica. Un

parametro importante per stabilire l’ordine di reazione è il tempo di dimezzamento (t ),

1/2

definito come il tempo necessario affinché la concentrazione dei reagenti diventi la metà di

quella iniziale.

Reazioni di ordine zero:

Data la reazione generica A B

Se l’equazione cinetica ha la forma 

[ A

] 0

  

V k [ A

]

0

t

l’ordine della reazione è zero. In questo caso, la velocità della reazione non dipende dalla

concentrazione.

Reazioni di primo ordine:

Se per una reazione generica A B l’equazione cinetica assume la forma

 13

[ A

]

  

V k [ A

]

1

t

si parla di una reazione di primo ordine. In questo caso la velocità di reazione diminuisce

con l’aumentare del tempo di reazione (t).

Reazioni di secondo ordine:

Per una generica reazione A + B C + D, l’equazione cinetica è data da

  

[ A

] [ B ]

    

V k [ A

][ B ] .

2

 

t t

Poiché la somma degli esponenti di A e di B è uguale a 2, la reazione è di secondo ordine.

Temperatura e velocità di reazione:

La velocità di reazione è un fenomeno direttamente proporzionale alla temperatura, infatti

con l’aumentare della temperatura, aumenta anche la probabilità che vi siano urti efficaci

tra le molecole. L’energia totale posseduta dalle molecole è connessa ai loro moti di

traslazione, di rotazione, di vibrazione. Questa energia aumenta con l’aumentare della

temperatura secondo l’equazione 1 3

2 

m v RT

E = .

cin 2 2

Dove m è la massa, la velocità media delle molecole, T è la temperatura assoluta e R la

v

costante universale dei gas.

Equazione di Boltzmann:

Indicando con E un certo valore di energia, il numero N di molecole che posseggono

E

un’energia eguale o superiore ad E è dato dalla formula:

E

 RT

N Ne

E

Equazione di Arrhenius:

La relazione tra temperatura e velocità di reazione è data dalla equazione

E

 RT

k Ae 14

in cui k è la costante cinetica, A è una costante per ciascuna reazione (Costante di

Arrhenius) e E è il minimo valore di energia che le molecole devono possedere affinché

a

un loro urto dia origine a reazione (Energia di Attivazione).

Catalizzatori e velocità di reazione:

I catalizzatori sono sostanze che sono in grado di accelerare la velocità di una reazione

chimica. Essi non sono consumati e quindi non compaiono nell’equazione di reazione. La

catalisi può essere un fenomeno omogeneo o eterogeneo a seconda che il catalizzatore e

i reagenti siano nella stessa fase o meno.

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Equilibrio chimico:

Lo stato di equilibrio viene raggiunto da un sistema quando le concentrazioni di tutte le

specie chimiche che lo compongono sono costanti (non uguali!!!) nel tempo. Viene

indicato  

aA + bB cC + dD.

  

Il tempo a partire dal quale le concentrazioni sono costanti e le velocità V e V sono uguali

1 2

si definisce tempo di equilibrio (t ).

e

Legge di azione di massa (o legge di Guldberg e Waage):

In un sistema chimico all’equilibrio, il rapporto tra le concentrazioni dei reagenti e le

concentrazioni dei prodotti, ognuna elevata a potenza con un esponente eguale al proprio

coefficiente di reazione, è costante a temperatura costante. In formula:

c d

k [

C ] [ D ]

1   k e

a b

k [ A

] [ B ]

2

dove alla costante k si da il nome di Costante di equilibrio. Se k >1, si dice che

e e

l’equilibrio è spostato verso destra (quindi verso i prodotti); se invece k <1, allora

e

l’equilibrio è spostato verso sinistra (quindi verso i reagenti). 15

Principio dell’equilibrio mobile (o principio di Le Chatelier):

L’aggiunta di uno dei prodotti ad un sistema in equilibrio, provoca uno spostamento

dell’equilibrio di reazione verso sinistra, viceversa, l’aggiunta di uno dei reagenti provoca lo

spostamento dell’equilibrio di reazione verso destra.

Grammoatomo:

Il numero di Avogadro esprime il numero di atomi di un elemento contenuti in una quantità

in grammi dell’elemento stesso numericamente pari al suo peso atomico relativo.

Grammomolecola (mole):

E’ la quantità in grammi di una sostanza pari al peso molecolare relativo della sostanza

stessa. Formule riassuntive

23

X X

Numero di atomi = numero di grammoatomi 6,03 10

numero di atomi

Numero di grammoatomi = 23

6

,

03 10 23

X X

Numero di molecole = numero di moli 6,03 10

numero di moleole

Numero di moli = 23

6 ,

03 10

Peso equivalente di un acido:

È quel numero che si ottiene dividendo il peso molecolare relativo dell’acido per il numero

+

di ioni H che una molecola dell’acido è in grado di liberare o per il numero di atomi di H,

della molecola dell’acido, che nel corso di una reazione vengono sostituiti. 16

Grammo-equivalente di un acido:

È la quantità in grammi numericamente corrispondente al peso equivalente. Il peso-

equivalente è un numero, laddove il grammo-equivalente esprime una quantità in grammi

numericamente corrispondente al peso equivalente.

Peso equivalente di una base:

È un numero che si ottiene dividendo il peso molecolare relativo della base per il numero

+ -

di ioni H che una molecola di base è capace di accettare (o di ioni OH che è capace di

dissociare).

Grammo-equivalente di una base:

È la quantità in grammi numericamente corrispondente al peso equivalente della base

+

stessa. Si può calcolare dividendo il peso di una mole per il numero di H che una

-

molecola di base è capace di accettare (o di OH che è capace di dissociare).

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Reazioni di ossido-riduzione:

Sono quelle reazioni in cui si verifica una variazione del numero di ossidazione di alcuni

elementi. L’elemento che aumenta il proprio numero di ossidazione è detto agente

riducente (si ossida), mentre quello che lo diminuisce è detto agente ossidante (si riduce).

peso di una mole

gr-equiv. di un ossidante = n

.

ro di elettroni accettati da una molecola

peso di una mole

gr-equiv. di un riducente = n

.

ro di elettroni ceduti da una molecola

Costante di Plank:

Quando un elettrone passa da uno stato energetico E (orbita 1) ad uno stato energetico

1

E (orbita 2), la variazione di energia connessa a tale salto soddisfa l’equazione:

2   

E E h v

1 2

in cui h è la costante di Plank e v la frequenza della reazione. 17

Soluzioni:

Sono miscele omogenee di due o più sostanze pure. Qualsiasi parte della soluzione

presenta le stesse caratteristiche fisiche e chimiche delle pari rimanenti. Si possono avere

soluzioni di gas in gas, liquidi in liquidi, solidi in solidi e solidi in liquidi. Il solvente è la

componente presente in maggior quantità; il soluto è la componente presente in quantità

minore. La composizione della soluzione si indica attraverso la concentrazione.

Molarità (M):

Esprime il numero di moli di soluto in un litro di soluzione:

n moli di soluto

M .

litri di soluzione

Molalità (m):

Esprime il numero di moli di soluto disciolte in 1000 gr di solvente:

n moli di soluto

 

m 1000 .

gr . di solvente

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Normalità (N):

Esprime il numero di grammo-equivalenti di soluto disciolti in un litro di soluzione:

 

n grammo equivalent i di soluto

N .

volume in litri di soluzione

Frazione molare:

È il rapporto tra il numero di moli di soluto o solvente e il numero di moli totali.

Legge di Henry:

A temperatura costante la quantità in peso di un gas disciolto in un liquido è direttamente

proporzionale alla pressione parziale del gas. 18

Dissociazione elettrolitica:

Acidi, basi e sali disciolti in solventi polari (es. H O) si dissociano dando luogo alla

2

formazione di ioni. Questo tipo di composto prende il nome di elettrolita.

Grado di dissociazione ():

È il volume di gas che, a 1 atm. e a una data temperatura si scioglie in un volume di

liquido. Indica il rapporto tra il numero di molecole di elettrolita dissociate (N ) e il numero

D

di molecole totali (N ).

t N D

  .

N t

Il valore numerico del grado di dissociazione è compreso tra 0 ed 1.

0 < < 1.

Costante di dissociazione dell’acqua (K ):

W a 25°C.

 

[ H ] [

OH ] 

16

  

K 1

,

8 10 .

DISS .

[ H O ]

2 + -

In dipendenza dell’uguaglianza o della diversità tra [H ] e [OH ] si definiscono i concetti di

neutralità, acidità e basicità delle soluzioni.

http://www.futurimedici.com/ A 25°C una soluzione si definisce:

+ -7

X

Neutra [H ] è 1 10 M

+ -7

1 X

Acida [H ] è > 10 M

+ -7

1 X

Basica [H ] è < 10 M

pH e pOH: +

Il pH esprime la concentrazione di ioni H . È un valore numerico che equivale al logaritmo

+

decimale negativo di [H ] 19

1

  

pH log[ H ] log .

[ H ]

-

Il pOH indica il logaritmo decimale negativo di [OH ] 1

  

pOH log[

OH ] log .

[

OH ]

Formule di calcolo di pH e pOH:

pH + pOH = K = 14

w

pH = 14 – pOH

pOH = 14 – pH (a 25°C)

Acidi e basi secondo Bronsted e Lowry:

Secondo le definizioni di Bronsted e Lowry, si definisce acido una sostanza capace di

+ +

cedere H ; una base è invece una sostanza in grado di accettare un H .

Elettroliti anfoteri (anfoliti):

Gli anfoliti sono specie chimiche che, a seconda dell’ambiente in cui sono immerse, sono

capaci di comportarsi sia da acidi che da basi.

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Forza di acidi e basi:

La forza di un acido o di una base è la capacità di questo di dissociare o di accettare un

+

H .

Costante di dissociazione:

La costante di dissociazione di un acido (K ) è data dalla formula

A

 

[ H O ] [ A ]

3   

K [ H O ] K .

2 A

[ AH ] 20

Secondo la legge dell’equilibrio chimico, il valore di K non dipende dalla concentrazione

A

totale dell’acido in soluzione, ma solo dalla temperatura (25°C).

La costante di dissociazione di una base è data dalla formula

 

[ B ] [

OH ]  K .

B

[ BOH ] -

Indica la tendenza della base a mandare in dissociazione ioni OH .

Legge di diluizione (di Ostwald):

Al diminuire della concentrazione, (grado di dissociazione) aumenta in maniera tale da

mantenere costante il valore del rapporto espresso da K .

A

2

 C

K A  

1

K A .

  C

Dove C rappresenta la concentrazione.

Soluzioni tampone:

Le soluzioni tampone sono in grado di limitare le variazioni di pH che si hanno a seguito

dell’aggiunta ad esse di moderate quantità di acido o di base. Esse possono essere

costituite da:

a. un acido debole e da un suo sale con una base forte

oppure

b. una base debole e da un suo sale con una base debole.

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Equazione di Henderson-Hasselbalch:

Consente di calcolare il pH di una soluzione tampone di cui si conoscano le concentrazioni

dei componenti. Essa è data dalla formula:

[ Sale

] [ AH ]

   

pH pK log pK log .

A A 

[ Acido ] [ A ] 21

Essendo pK una costante a temperatura costante, il pH di una soluzione tampone

A [ Acido ]

dipende dal rapporto . Il massimo potere tampone si ha quando tale rapporto è 1.

[ Sale ]

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CHIMICA ORGANICA

Tipi di legame carbonio-carbonio:

Per il carbonio esistono tre possibilità di ibridazione: 22


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flaviael

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DESCRIZIONE APPUNTO

Appunti di Chimica - inorganica e organica. Nello specifico gli argomenti trattati sono i seguenti: Atomo, Numero di Avogadro, Mole, Peso atomico, Numero atomico, numero di massa, nuclidi, isotopi e isobari, Modello atomico, Il principio di indeterminazione di Heisenberg, ecc.


DETTAGLI
Esame: Chimica
Corso di laurea: Corso di laurea magistrale in Biotecnologie mediche e farmaceutiche
SSD:
Università: Firenze - Unifi
A.A.: 2013-2014

I contenuti di questa pagina costituiscono rielaborazioni personali del Publisher flaviael di informazioni apprese con la frequenza delle lezioni di Chimica e studio autonomo di eventuali libri di riferimento in preparazione dell'esame finale o della tesi. Non devono intendersi come materiale ufficiale dell'università Firenze - Unifi o del prof Bocchini Vincenzo.

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