Introduzione. Elementi e composti. Fenomeni chimici e fenomeni fisici. Sistemi. Unità di misura delle principali grandezze fisiche. Sistema SI. Elementi e composti. Differenza fra una miscela e un composto.Le origini della teoria atomica. Le leggi fondamentali della chimica Lavoisier, Proust, Dalton. Determinazione delle masse atomiche relative e delle formule molecolari.

Struttura della materia. Natura elettrica della materia. Lπ atomo di Thomson e quello di Rutherford. Particelle fondamentali dellπ atomo. Numero Atomico, Numero di massa Isotopi. Peso Atomico. Spettrometria di massa. Il concetto di Mole. Difetto di massa.

Stechiometria. Formule chimiche. Massa molare. Equazioni chimiche e loro bilanciamento. Calcolo dei rapporti ponderali in reazioni chimiche.Reagente limitante.Calcolo della % da formula e della formula dalla  %. N° di atomi.

Le origini della teoria quantica. Spettri atomici e radiazioni e.m. Ipotesi di Plank. Atomo di Idrogeno secondo Bohr. Condizione quantica, raggi orbite ed energia.Transizioni elettroniche nellπ atomo di Bohr e frequenze delle righe spettrali. Postulato di De Broglie. Principio di indeterminazione. Equazione dπ onda di Schr÷dinger. Numeri quantici. Stati degeneri per lπ atomo di H. Espressioni analitiche di orbitali s. Superfici nodali. Superfici limite per orbitali di tipo s, p e d. Numero quantico di spin.

Atomi polielettronici. Metodo di Aufbau. Pricipio di Pauli e regola di Hund. Configurazioni elettroniche degli atomi polielettronici. Periodi, gruppi serie di transizione e transizione interna. Proprietaπ periodiche e tipi di elementi.

Legame Chimico. Legame ionico. Legame covalente secondo la teoria V.B. Formule di Lewis. Regola dellπ ottetto:validità e limiti. Superamento della regola dellπ ottetto. La geometria delle molecole secondo la teoria VSEPR Esercizi di applicazione della teoria VSEPR. Teoria della risonanza. Elettronegatività e suo andamento periodico. Legame covalente polare. Momento di dipolo e % di carattere ionico da misure di momento di dipolo. Esempi di molecole polari. La molecola H2+. La teoria MO ed il metodo LCAO. Molecole biatomiche omonucleari secondo la teoria MO. Molecole biatomiche eteronucleari secondo il metodo MO. Il principio isoelettronico. La molecola H2 secondo Heitler e London. Il metodo del legame di valenza. Risonanza ionico-covalente. Elettronegatività secondo Mulliken e Pauling. Orbitali ibridi sp, sp2, sp3. Molecole inorganiche e organiche viste con la teoria VB: CO2, C2H4, C2H2, Benzene (e sue forme di risonanza). Legame di Idrogeno. Forze intermolecolari di van der Waals. Proprietà dei metalli. Legame metallico secondo il modello a ≥gas di elettroni≤ e secondo la teoria delle bande di energia. Conduttori, isolanti e semiconduttori. Semiconduttori tipo n e tipo p.

Nomenclatura e reattività. Numero di ossidazione e regole relative. Reazioni redox e loro bilanciamento. Reazioni di disproporzionamento. Principali sostanze ossidanti e riducenti. Nomenclatura dei composti binari. Idruri ionici. Nomenclatura ed esempi. Idruri covalenti. Idracidi. Nomenclatura ed esempi. Ossidi ionici o ossidi basici. Ossidi covalenti o ossidi acidi. Nomenclatura ed esempi. Idrossidi. Nomenclatura ed esempi. Ossoacidi Nomenclatura ed esempi. Sali. Nomenclatura ed esempi. Nomenclatura di ioni mono e poliatomici
Stato gassoso. Generalità. Gas ideali. Equazione di stato. Esercizi. Pressioni parziali. Principio di equipartizione dellπ energia. Distribuzione statistica di Maxwell delle velocità. Legge di Graham. Gas reali. Fattore di comprimibilità. Equazione di van der Waals. Effetto Joule-Thomson.

Termodinamica. Introduzione. Stato di un sistema. Variabili e funzioni di stato. Trasformazioni reversibili . e irreversibili. I° principio. Entalpia. Calori molari Cv e Cp. Entropia. II° principio della termodinamica. Significato statistico dellπ entropia. Variazione di entropia nei sistemi isolati. III° principi della termodinamica. Termochimica: legge di Lavoisier-Laplace e legge di Hess con esempi. Entalpie standard di formazione. Entropie standard. Energie di legame e calori di reazione. Energia libera di Helmoltz e di Gibbs. Spontaneità dei processi chimici. Affinità di un processo.

Stato liquido. Generalità. Liquefazione di un gas. Equilibrio Liquido-Vapore.Tensione di vapore. Temperatura di ebollizione. Equilibri solido-vapore. Equilibri solido-liquido. Diagrammi distato di H2O e CO2.

Stato solido. Pproprietà generali. Reticolo cristallino e cella elementare. Elementi di simmetria di 1° specie. Classi cristallografiche. Sistemi cristallini e reticoli di Bravais. Calcolo del volume della cella elementare dalla densità. Tipi di impacchettamento. Cristalli ionici. Celle elementari di composti con stechiometria CA. Solidi covalenti metallici e molecolari e loro proprietà. Polimorfismo. Cristalli liquidi. Raggi X. Legge di Bragg.

Soluzioni. Tipi di soluzioni: soluzioni elettrolitiche e non . Entalpia di soluzione elettrolitica: ciclo di Born-Haber. Modi di esprimere le concentrazioni delle soluzioni. Soluzioni ideali e non ideali. Tensione di vapore delle soluzioni: legge di Raoult. Deviazioni dalla legge di Raoult. Abbassamento della tensione di vapore, DTeb, DTf, e pressione osmotica di soluzioni di soluti non volatili (proprietà colligative). Il coefficiente di vanπt Hoff.

Equlibrio Chimico. Reazioni di equilibrio. Potenziali chimici. Legge dπ azione delle masse. Costante di equilibrio Kp e Kc. Relazione tra Kp e Kc. Equilibri Omogenei ed eterogenei. Spostamento dellπ equilibrio con Dc, Dp, DT. Principio di Le Chatelier-Braun. Condizioni migliori di reazione.

Equilibri di fase (eterogenei). Definizione di fase. Regola delle fasi di Gibbs. Applicazione al sistema H2O. Diagramma di stato dello zolfo. Sistemi binari liquido-gas per soluzioni ideali e non ideali. Distillazione frazionata. Sistemi binari solido-liquido: formazione di eutettico. Esempio: diagramma H2O-NaNO3. Sistemi binari solido-liquido: formazione di un composto che fonde senza decomposizione . Sistemi binari solidi liquido: formazione di soluzioni solide. Diagramma di fase con formazione di soluzioni solide in rapporti limitati. Miscele frigorifere. Raffinazione di sostanze policristalline. Leghe e loro tipi.

Equilibri di solubilità. Prodotto di solubilità. Acidi e basi secondo Brfnsted e Lowry e secondo Lewis. Forza degli acidi. pKa e pKb. Relazioni proprietà struttura. pH e pOH. Prodotto ionico dell acqua. Idrolisi. Indicatori di pH. Soluzioni tampone. Esercizi.

Elettrochimica a) celle galvaniche. Reazione spontanea tra Zn e H2SO4. Pila Daniell con setto poroso e ponte salino. Stechiometria dei processi galvanici . Energia libera e lavoro elettrico. Potenziali di elettrodo e serie dei potenziali.Applicazioni dei potenziali di elettrodo: previsione delle reazioni redox, processi di corrosione. Energia libera e costante di equilibrio Kp. Celle galvaniche di importanza tecnica: Pila Leclanchè (acida e alcalina). Pile a combustibile. Pila a bottone. Pila al litio. Batterie al Nichel-Cadmio. Accumulatore acido al Pb. Previsione delle reazioni chimiche. Ossidazione e corrosione. Determinazione del pH col metodo potenziometrico

Elettrochimica b) elettrolisi. Il fenomeno dellπ elettrolisi. Potenziale di soglia. Sovratensione. Stechiometria dellπ elettrolisi. Leggi di Faraday. Esercizi sulle leggi di Faraday. Applicazioni dei potenziali di elettrodo. Elettrodeposizione metallica. Raffinazione del rame. Elettrolisi di una soluzione acquosa di acido solforico. Elettrolisi di soluzione acquosa di NaCl. Protezioni attive e passive contro le corrosioni.

Cinetica chimica. Velocità di reazione e sua espressione. rezioni elementari e non. Teoria del complesso attivato. Leggi cinetiche ed equazioni di velocità per processi del I° e II° ordine. Fattori che influenzano la velocità di reazione. Influenza della temperatura sulla costante di velocità. Influenza delle radiazioni. Catalisi.

Chimica organica. Alcani alcheni alchini. Idrocarburi aliciclici. Idrocarburi aromatici. Alogeno-derivati. Polimeri. Alcoli. Eteri. Aldeidi. Chetoni. Acidi carbossilici. Esteri. Ammine. Amminoacidi.

Chimica Inorganica.  Struttura dei silicati. Reattivitaπ degli elementi del I° e II° gruppo.