La materia – Miscele, composti ed elementi. Atomi, molecole ed ioni. Particelle elementari (elettroni, protoni e neutroni). Gli isotopi e i fenomeni connessi.
Le quantità chimiche - Definizione di Mole e Numero di Avogadro. Massa molare relativa ed unità di massa atomica. Massa (o peso) atomico PA e molecolare PM, in g/mol. Formula minima (o empirica), bruta, molecolare. Relazioni tra composizione percentuale e formula minima. Composizione di miscele.
La struttura dell’atomo – Le basi della fisica quantistica, La funzione d’onda. Numeri quantici e orbitali atomici, atomi multielettronici. Aufbau, configurazione elettronica e tabella periodica degli elementi. Proprietà atomiche ad andamento periodico: energia di ionizzazione, affinità elettronica, dimensioni atomiche, elettronegatività.
Le reazioni chimiche – Classificazioni degli elementi e dei composti. Nomenclatura e formule dei composti binari, molecolari ed ionici. Ossidi acidi e basici.
Simbolismo delle equazioni, bilanciamento stechiometrico. Equazioni in forma ionica. Reazioni di precipitazione (solubilità dei sali più comuni). Reazioni acido-base (definizione di Arrhenius). Numero di ossidazione. Reazioni redox (ossidanti e riducenti). Calcoli relativi alle relazioni ponderali nelle reazioni. Resa ed agente limitante.
Il legame chimico - Legame ionico e covalente. Polarizzazione di cariche. Strutture di Lewis, ottetto ed eccezioni. Acidi e basi di Lewis. Relazioni tra ordine, distanza ed energia di legame. Legami multipli, risonanza e carica formale. Geometria molecolare (regole VSEPR). Teoria del Legame di Valenza, Legami σ e π, orbitali ibridi. Gli isomeri.
Termochimica - Definizione di lavoro, calore ed energia interna. Funzioni di stato. Primo principio della termodinamica. Energia interna ed entalpia. Legge di Hess. Stati standard. Entalpia di formazione e di combustione.
Le proprietà dei gas - Equazione di stato dei gas perfetti. Miscele ideali di gas e pressioni parziali. Calcoli stechiometrici con i gas. Teoria cinetica dei gas.

Le soluzioni - Concentrazioni espresse in: molarità, molalità, %w/w, %v/v, ppmw, massa/V, frazione molare. Titolazioni e calcoli stechiometrici con i volumi di soluzioni.
Liquidi e solidi - Forze intermolecolari, legame d’idrogeno e sue manifestazioni.
Strutture solide rappresentative: ghiaccio (molecolare), grafite, diamante (reticolare), cloruro di sodio (ionico). Cambiamenti di fase, pressione di vapore, diagrammi di stato P-T, proprietà critiche (gas e vapori).
Equilibrio Chimico – Definizione e calcolo di costanti di equilibrio. Risposta dell’ equilibrio alle perturbazioni (principio di Le Chatelier): quantità di materia, pressione, temperatura. Equilibri eterogenei. Grado di avanzamento. Calcoli delle condizioni di equilibrio. Equilibri simultanei.
Acidi e Basi - Definizione di Brønsted-Lowry, pH e pOH. Acidi e basi deboli, acidi poliprotici. Calcolo del pH di soluzioni di: acido forte, base forte, acido debole, base debole. Relazione tra Ka e Kb, l’ idrolisi. Grado di dissociazione. Relazioni tra pH e concentrazione.
Le titolazioni di acidi (forti o deboli) con basi (forti o deboli). Le soluzioni tampone.
Solubilità in acqua - Solubilità, saturazione e temperatura. Sali poco solubili e Prodotto di Solubilità. Effetto dello ione comune, del pH e della complessazione.
Termodinamica – I processi spontanei. Entropia. Terzo principio. L’energia libera come criterio di spontaneità di una reazione. relazioni tra Energia libera, Costante di equilibrio e Temperatura.
Elettrochimica - Semireazioni, celle galvaniche, potenziale di cella, potenziali standard di riduzione, pH-metria potenziometrica, celle galvaniche di rilevanza pratica. L’elettrolisi, le sue leggi e le sue applicazioni.
Il corso prevede anche 10 h di esercitazioni numeriche  epratiche in aula.