Zasada nieoznaczoności (zasada nieoznaczoności Heisenberga lub zasada nieokreśloności) − reguła, która mówi, że istnieją takie parywielkości, których nie da się jednocześnie zmierzyć z dowolną dokładnością. O wielkościach takich mówi się, że nie komutują. Akt pomiaru jednej wielkości wpływa na układ tak, że część informacji o drugiej wielkości jest tracona. Zasada nieoznaczoności nie wynika z niedoskonałości metod ani instrumentów pomiaru, lecz z samej natury rzeczywistości.

Zasada nieoznaczoności mówi, że nie można z dowolną dokładnością wyznaczyć jednocześnie położenia i pędu cząstki. Odkryta i sformułowana przez Wernera Heisenberga w 1927 roku, jest konsekwencją dualizmu korpuskularno-falowego. Matematyczna postać zasady nieoznaczoności:

gdzie:

• Δx – nieokreśloność pomiaru położenia (odchylenie standardowe położenia),

• Δp_x – nieokreśloność pomiaru pędu (odchylenie standardowe pędu),

• h – stała Plancka.

Jest uogólniana na inne pary (kanonicznie sprzężonych) wielkości fizycznych, np. czas i energię – nie można z dowolną dokładnością wyznaczyć jednocześnie czasu życia nietrwałej cząstki i energii stowarzyszonej z nią fali de Broglie'a:

gdzie:

• ΔE – nieokreśloność pomiaru energii (odchylenie standardowe energii),

• Δt – nieokreśloność pomiaru czasu (odchylenie standardowe czasu).

Zależność ta pierwszy raz została zaproponowana przez Leonida Mandelstama oraz Igora Tamma w roku 1945.

Orbital – funkcja falowa będącą rozwiązaniem równania Schrödingera dla szczególnego przypadku układu jednego elektronu znajdującego się na jednej z powłok atomowych lub tworzących wiązanie chemiczne^[1][2][3]. Orbital jest funkcją falową jednego elektronu, której kwadrat modułu (zgodnie z interpretacją Maxa Borna) określa gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu w danym punkcie przestrzeni.

Pojęcie orbitalu jest często utożsamiane z kształtem chmury elektronowej, obliczonym z funkcji orbitalowej, w którym prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest bliskie 1 (zwykle przyjmuje się wartość 0,9).

współrzędne biegunowe są powiązane z ukladem wspolrzędnych prostokątnych w sposób następujący:

Ładunek elektronu jest ujemny

Promień Bohra: ≈ 0,523

1[A]= 1 * 10^-10[m]

Orbitale dzielimy na:

• orbitale atomowe – orbitale te opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych ale są przypisane do określonych jąder atomowych.

• orbitale molekularne – orbitale te opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne. Orbitale molekularne dzielą się z kolei na:

  • orbitale wiążące – w których elektrony posiadają niższą energię, niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania

  • orbitale antywiążące – w których elektrony posiadają wyższą energię, niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.

  • orbitale niewiążące – w których elektrony posiadają taką samą energię, jak gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.

Redukcja – proces, w trakcie którego atom lub ich grupa przechodzi z wyższego na niższy stopień utlenienia.
Każdej redukcji musi towarzyszyć utlenienie. Łącznie takie procesy nazywa się reakcjami redoks.
Redukcja związków metali zawartych w ich rudach jest podstawową przemysłową metodą otrzymywania wielu metali. Redukcji przeprowadza się np. za pomocą węgla (→ wielki piec) lub w procesie aluminotermii. Redukcja zachodzi także na katodzie podczas elektrolizy, co wykorzystywane jest m.in. do otrzymywania reaktywnych metali, takich jak glin (→ proces Halla-Heroulta) lub sód.
• Redukcja tlenku żelaza(III) tlenkiem węgla (powstałym w wyniku półspalania węgla):
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
• Elektrolityczna redukcja kriolitu; reakcja katodowa:
AlF63− + 3 e → Al + 6F−
Silnymi środkami redukującymi są np. wodór, metale alkaliczne, wodorki metali, krzemowodory, borowodory, siarczki.
Elektrochemia – dział chemii fizycznej, zajmujący się badaniem elektrycznych aspektów reakcji chemicznych, a także w mniejszym stopniu własnościami elektrycznymi związków chemicznych.
Czasami stosuje się podział elektrochemii na:
• jonikę, która zajmuje się badaniem właściwości roztworów elektrolitów;
• elektrodykę, która zajmuje się budową granicy faz elektrycznie przewodzących i zjawiskami, które zachodzą przy przenoszeniu ładunku przez taką granicę (procesy elektrodowe).
Polaryzacja elektrod- zjawisko występujące podczas elektrolizy;
Elektrolit – termin, który ma dwa różne znaczenia.
1. Roztwór zdysocjowanych substancji jonowych, bądź też ciekła forma stopionej substancji jonowej. W roztworze pojawiają się swobodne jony, na skutek czego może ona np. przewodzić prąd elektryczny.
2. Z technicznego punktu widzenia, nazywa się też każde medium, zdolne do jonowego przewodzenia prądu elektrycznego – czyli zdolne do przekazywania jonowo ładunku między elektrodami. Zgodnie z tą definicją elektrolitem jest sam roztwór przewodzący prąd elektryczny.
Elektrolity w pierwszym znaczeniu są zawsze również elektrolitami w drugim znaczeniu, natomiast elektrolity w drugim znaczeniu nie zawsze są nimi w pierwszym.
Elektrolity w drugim znaczeniu dzieli się często na ciekłe (płynne) i suche (stałe).
Przykładami elektrolitów w pierwszym znaczeniu są np. wodne roztwory soli, kwasów i zasad, oraz stopy tych związków. Elektrolity te dzieli się na mocne i słabe, w zależności od ich stopnia dysocjacji:
• elektrolity mocne, całkowicie zdysocjowane na jony: wodorotlenki litowców i berylowców; wyłączając wodorotlenek berylu oraz magnezu, kwasy, np. HCl, HI, HBr, H2SO4, HNO3, HClO4, oraz większość nieorganicznych soli rozpuszczalnych w wodzie (do wyjątków należą np. sole rtęci – Hg(CN)2, Hg2Cl2 – w których wiązanie metalu z anionem" jest w dużym stopniu kowalencyjne) – takie sole tworzą kryształy jonowe.
• elektrolity słabe: tylko częściowo zdysocjowane na jony – np. H2S, H2SO3, HNO2, CH3COOH.
Ponadto wyróżnia się elektrolity binarne, które dysocjują na kationy i aniony w takiej samej ilości.
Szereg napięciowy metali (inaczej szereg elektrochemiczny, szereg aktywności metali) to zestawienie pierwiastków chemicznych o właściwościach metalicznych, według ich potencjału standardowego E0. Punktem odniesienia dla tego zestawienia jest elektroda wodorowa, której potencjał standardowy przyjmuje się umownie za zero.
Praktyczne znaczenie szeregu napięciowego metali wynika z faktu, że metal bardziej aktywny wypiera (poza niektórymi wyjątkami) metal mniej aktywny z roztworu jego soli, zaś dobrą miarą aktywności chemicznej metali jest ich potencjał standardowy.
Szereg ważniejszych metali uporządkowany w kierunku wzrostu potencjału i zarazem spadku łatwości tworzenia kationów:
Li K Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au
Każdy metal o niższym potencjale normalnym wypiera z roztworu soli metal o wyższym potencjale.
Reguła ta nie dotyczy litowców i berylowców, które nie wypierają innych metali z wodnych roztworów, gdyż pierwszeństwo ma reakcja z wodą prowadząca do otrzymania wodorotlenków. Jedynie magnez i beryl, które reagują z wodą na gorąco, mogą wypierać w temperaturze pokojowej inne metale z roztworu. Glin nie wydziela z roztworów zawierających jony Fe2+, Zn2+, Pb2+ i Cu2+ metali, ponieważ ulega pasywacji – pokrywa się warstewką ochronną swojego tlenku.
Metale o ujemnych potencjałach normalnych mogą wypierać wodór. Metale te są metalami aktywnymi, nazywane czasami nieszlachetnymi.
Reakcja przebiega tym mniej energicznie, im bliższy zera jest potencjał normalny metali.
Metale o dodatnich potencjałach normalnych nie wypierają wodoru z kwasów i bywają nazywane metalami szlachetnymi. Reagują one z kwasami tlenowymi wykazującymi właściwości utleniające.
Im bardziej ujemny potencjał normalny metalu, tym mocniejszym jest reduktorem.
Im bardziej dodatni potencjał normalny metalu, tym mocniejszym jest utleniaczem.

Elektroda wodorowa
Metale o ujemnych potencjałach normalnych mogą wypierać wodór. Metale te są metalami aktywnymi naz. szlachetnymi. Reakcja polega na tym, że im mniej energiczne im bliżej zera jest potencjał normalny metali.
Metale o dodatnich potencjałach normalnych nie wypierają wodoru z kwasów.Metale te naz. metalami szlachetnymi. Metale szlachetne reagują z kwasami tlenowymi z wykorzystaniem ich właściwości utleniających.
Elektroliza- całokształt procesów zachodzących na elektroliza torze w wyniku przepływu prądu elektrycznego przez elektrolit.

Elektroliza zachodzi w układach, w których występują substancje zdolne do jonizacji, czyli rozpadu na jony. Samo zjawisko jonizacji może być wywołane zarówno przyłożonym napięciem elektrycznym, jak i zjawiskami nie generowanymi bezpośrednio przez prąd – dysocjacją elektrolityczną, autodysocjacją, wysoką temperaturą czy działaniem silnego promieniowania.

Elektrolizer Ogniwo
Charakter procesów wymuszony przepływem prądu samorzutny – generuje prąd
Kierunek przepływu elektronów
od katody do anody od anody do katody
Elektroda ujemna katoda anoda
Elektroda dodatnia anoda katoda
Utlenianie zawsze zachodzi na anodzie
Redukcja zawsze zachodzi na katodzie
Prawa elektrolizy Faradaya – dwa prawa sformułowane przez Faradaya w 1834 r.:
1. Masa substancji wydzielonej podczas elektrolizy jest proporcjonalna do ładunku, który przepłynął przez elektrolit
m = Q•k = I•t•k
gdzie:
k – równoważnik elektrochemiczny
Q – ładunek elektryczny
I – natężenie prądu elektrycznego
t – czas
2. Ładunek Q potrzebny do wydzielenia lub wchłonięcia masy m jest dany zależnością

gdzie:
F – stała Faradaya (w kulombach/mol)
z – ładunek jonu (bezwymiarowe)
M – masa molowa jonu (w gram/mol).
Inne sformułowanie drugiego prawa elektrolizy Faradaya brzmi:
Stosunek mas m1 oraz m2 substancji wydzielonych na elektrodach podczas przepływu jednakowych ładunków elektrycznych jest równy stosunkowi ich równoważników elektrochemicznych k1 oraz k2 i stosunkowi ich mas równoważnikowych R1 oraz R2, czyli:


Rodzaje ogniw galwanicznych

Ogniwa dzielimy na pierwotne i wtórne
•Pierwotne po wyczerpaniu nie nadają się do dalszego użytkowania, np.
ogniwo Lecklanche'go
• Wtórne można regenerować przez ładowanie np. akumulatory

Katoda -elektroda, na której zachodzi proces redukcji (pobierania elektronów z
elektrody)

Anoda-elektroda, na której zachodzi proces utleniania (dostarczanie elektronów do elektrody).


Ogniwo DANIELLA

Ogniwo Daniella – dwa półogniwa są połączone przez klucz elektrolityczny przenoszący jony pomiędzy nimi. Elektrony przepływają zewnętrznym obwodem.

(−) Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu (+)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu0(s)
Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Siła elektromotoryczna ogniwa wynosi około 1,1 V.

Reakcja prosta to pojedynczy akt zerwania lub powstania jednego wiązania chemicznego. W przyrodzie bardzo rzadko obserwuje się jednak reakcje proste. Można do nich zaliczyć np. rozpad cząsteczek chloru (Cl–Cl) pod wpływem promieniowania ultrafioletowego[potrzebne źródło].
Olbrzymia większość obserwowanych reakcji to reakcje złożone, w których dochodzi jednocześnie do rozpadu jednych wiązań i powstania drugich. Każdą reakcje złożoną można zapisać jako ciąg następujących po sobie reakcji prostych, które w tym przypadku nazywają się reakcjami elementarnymi.
Np. reakcja między bromowodorem i etylenem CH2=CH2, prowadząca do powstania bromoetanu (BrCH2–CH3), wiąże się z rozerwaniem wiązania H–Br, zamianą wiązania podwójnego C=C na wiązanie pojedyncze i powstaniem wiązania C–Br i C–H.
Kompletny zbiór reakcji elementarnych zachodzących podczas reakcji złożonej jest często nazywany jej mechanizmem.
Pojęcie reakcje złożone oznacza też przeciwieństwo reakcji elementarnych (również nazywanych prostymi lub izolowanymi). Wynik wielu reakcji, równocześnie zachodzących w roztworze, zależy od przebiegu wszystkich prostych reakcji cząstkowych. Do tak zdefiniowanych reakcji złożonych zalicza się np. reakcje równoległe, następcze, odwracalne, sprzężone i łańcuchowe[4].
Rodzaje reakcji złożonych
W chemii organicznej przykładami reakcji złożonych są[potrzebne źródło]:
• addycja (przyłączanie) – w wyniku tej reakcji reagująca cząsteczka ulega powiększeniu o atom lub grupę atomów; np. do cząsteczki etylenu (CH2=CH2) zostaje przyłączona cząsteczka bromowodoru (HBr) w wyniku czego powstaje nowa cząsteczka bromoetanu (BrCH2–CH3);
• substytucja (podstawienie) – w wyniku tej reakcji w cząsteczce następuje wymiana atomu lub ich grupy; jeden atom lub ich grupa odrywa się od cząsteczki, a inny atom lub ich grupa się w to miejsce przyłącza;
• eliminacja (oderwanie) – w wyniku tej reakcji od cząsteczki odrywa się atom lub grupa atomów i nic innego się w to miejsce nie przyłącza;
• przegrupowanie (reakcja wewnętrzna) – przemiana jednego związku chemicznego w inny związek w wyniku której powstaje nowa cząsteczka, mająca taki sam skład co stara (np. przemiana kwasu cyjanowego w izocyjanowy). Polega na rozerwaniu pewnych wiązań chemicznych i utworzeniu innych. Mogą, lecz nie muszą towarzyszyć temu zmiany stopnia utlenienia atomów tworzących cząsteczki substratu.
W chemii nieorganicznej te same typy reakcji nazywa się czasami inaczej:
Typ reakcji Schemat Przykłady
Reakcja syntezy
X + Y → XY CO2 (g) + H2O (c) → H2CO3 (aq)
H2CO3 (aq) + BaCO3 (s) → Ba(HCO3)2 (aq)
Reakcja rozkładu
XY → X + Y ZnCO3 (s) → ZnO (s) + CO2 (g)
Reakcja wymiany
X + YA → XA + Y Zn0 (s) + Cu+2SO4 (aq) → Zn+2SO4 (aq) + Cu0 (s)
C (s) + ZnO (s) → CO (g) + Zn (g)
O2 (g) + HgS (s) → SO2(g) + Hg (g)
Reakcja podwójnej wymiany
XA + YB → XB + YA NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + HOH (c)
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s)
s – ciało stałe; c – ciecz; g – gaz; aq – roztwór wodny


Reakcja jonowa to reakcja chemiczna, w której reagują z sobą bezpośrednio jony lub jony z cząsteczkami elektrycznie obojętnymi.
Reakcje czysto jonowe, tzn. takie, w których wszystkie produkty i wszystkie substraty są wolnymi jonami, występują stosunkowo rzadko. Zazwyczaj charakter jonowy posiada tylko część etapów reakcji nazywanych jonowymi. Etapy jonowe są często poprzedzone w fazie gazowej jonizacją, a w fazie ciekłej dysocjacją elektrolityczną i kończą się rekombinacją jonów lub reakcjami redoks.
Reakcje z udziałem jonów są powszechnie spotykane w naturze. Znaczna część reakcji biochemicznych ma taki charakter. Również wiele procesów przemysłowych opiera się na reakcjach jonowych. Są to np.
• polimeryzacja jonowa,
• wiele przemysłowo prowadzonych syntez organicznych
• procesy galwanizacyjne,
• procesy zachodzące w akumulatorach,
• procesy zachodzące w bateriach
Przykłady reakcji jonowych
I. Reakcja strącania osadu (wymiana podwójna).
1) sól1 + sól2 → sól3↓ + sól4
sól1,2,4 – substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie.
Przykłady:
Na2SiO3 + Mg(NO3)2 → 2NaNO3 + MgSiO3↓
2Na+ + SiO32− + Mg2+ +2NO3− → 2Na+ + 2NO3− + MgSiO3↓
SiO32− + Mg2+ → MgSiO3↓
2) sól1 + kwas1 → sól2↓ + kwas2
sól1, kwas1, 2 – substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie.
Przykłady:
CaCl2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2HCl
Ca2+ + 2Cl− + 2H+ + SO42− → CaSO4↓ + 2H+ + 2Cl−
Ca2+ + SO42− → CaSO4↓
3) sól1 + zasada1 → sól2(↓) + wodorotlenek2(↓)
sól1, zasada1 – substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie,
sól2 albo wodorotlenek2 – substancje nie rozpuszczalne w wodzie.
Przykłady:
2Na3PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2↓ + 6NaOH
6Na+ + 2PO43− + 3Ba2+ + 6OH− → Ba3(PO4)2↓ + 6Na+ + 6OH−
2PO43− + 3Ba2+ → Ba3(PO4)2↓
Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 3Na2SO4 + 2Fe(OH)3↓
2Fe3+ + 3SO42− + 6Na+ + 6OH− → 6Na+ + 3SO42− + 2Fe(OH)3↓
2Fe3+ + 6OH− → 2Fe(OH)3↓
II. Reakcja tworzenia słabych elektrolitów, w tym wody
A) Reakcja zobojętniania (tworzenia wody)
1) kwas + zasada → sól + woda
Przykłady:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
2H+ + SO42− + 2Na+ + 2OH− → 2Na+ + SO42− + 2H2O
2H+ + 2OH− → 2H2O
H+ + OH− → H2O
B) Reakcja tworzenia słabych elektrolitów zachodzi pomiędzy solą a kwasem lub zasadą, produktami tej reakcji jest kolejna sól i kolejny kwas lub zasada, jednak nowo powstały kwas lub zasada jest słabym elektrolitem, np. HF, HCN, H2SO3, HNO2, H2CO3, NH3•H2O.
1) sól1 + kwas1 → sól2 + kwas2 – słaby elektrolit
Przykłady:
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + (CO2 + H2O) – kwas H2CO3 po rozpadzie.
2Na+ + CO32− + 2H+ + 2Cl− → 2Na+ + 2Cl− + CO2 + H2O
CO32− + 2H+ → CO2 + H2O
MgSO3 + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + (SO2 + H2O) – kwas H2SO3 po rozpadzie.
Mg2+ + SO32− + 2H+ + 2NO3− → Mg2+ + 2NO3− + SO2 + H2O
SO32− + 2H+ → SO2 + H2O
CaCN2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HCN↑ <CN />Ca2+ + 2CN− + 2H+ + SO42− →Ca2+ + SO42− + 2HCN↑ <CN />2CN− +2H+ → 2HCN↑
2) sól1 + zasada1 → sól2 + zasada2 – słaby elektrolit
Przykłady:
NH4Cl + KOH → KCl + NH3↑ + H2O
NH4+ + Cl− + K+ + OH− → K+ + Cl− + NH3 + H2O
NH4+ + OH− → NH3 + H2O
III. Reakcja kwasu z metalem (wymiana pojedyncza)
1) kwas + metal → sól + wodór
Przykłady:
H2SO4 + Mg → MgSO4 + H2↑
2H+ + SO42− + Mg0 → Mg2+ + SO42− + H20↑
2H+ + Mg0 → Mg2+ + H20↑
6HCl + 2Fe → 2FeCl3 + 3H2↑
6H+ + 6Cl− + 2Fe0 → 2Fe3+ +6Cl− + 3H20↑
6H+ + 2Fe0 → 2Fe3+ + 3H20↑
IV. Hydroliza soli
A) Hydroliza soli pochodzącej od mocnego kwasu i słabej zasady (AlCl3, Fe2(SO4)3, NH4NO3) – hydroliza kationowa.
1)sól + woda ⇌ kwas + wodorotlenek↓
Przykłady:
AlCl3 + 3H2O ⇌ 3HCl + Al(OH)3↓
Al3+ + 3Cl− + 3H2O ⇌ 3H+ + 3Cl− + Al(OH)3↓
Al3+ + 3H2O ⇌ 3H+ + Al(OH)3↓ o odczynie kwasowym świadczy obecność kationów H+
B) Hydroliza soli pochodzącej od słabego kwasu i mocnej zasady (K2CO3, Na2SO3, Na2S) – hydroliza anionowa.
1)sól + woda ⇌ kwas (rozpada się, gdyż jest słabym elektrolitem) + zasada
Przykłady:
K2CO3 + 2H2O ⇌ 2KOH + CO2 + H2O
2K+ + CO32− + 2H2O ⇌ 2K+ + 2OH− + CO2 + H2O
CO32− + 2H2O ⇌ 2OH− + CO2 + H2O o odczynie zasadowym świadczy obecność anionów OH−
Chemia organiczna i nieorganiczna
Termin chemia organiczna oznaczał pierwotnie dział chemii zajmujący się systematyką oraz badaniem własności związków organicznych, które, jak wierzono, nie mogą być otrzymane na drodze syntezy laboratoryjnej, a jedynie przez żywe organizmy.
Później okazało się jednak, że niemal wszystkie związki chemiczne produkowane przez organizmy żywe da się też sztucznie zsyntezować. Udało się następnie otrzymać wiele związków, które w naturze nie występują, ale których własności są zbliżone do tych produkowanych przez organizmy żywe. Ponadto samo życie zależy w znacznym stopniu od związków nieorganicznych. Bardzo wiele enzymów i innych białek takich jak hemoglobina wymaga do swojej aktywności obecności metali przejściowych.
Obecnie nauką, która zajmuje się badaniem związków chemicznych występujących w żywych organizmach oraz ich przemianami jest biochemia, która jest powiązana zarówno z chemią organiczną jak i wieloma dyscyplinami biologii.
Z drugiej strony okazało się, że wszystkie związki organiczne zawierają węgiel czterowartościowy (pomijając dwutlenek węgla i cyjanki, będące zw. nieorganicznymi), stąd obecnie definicja chemii organicznej to chemia wszystkich tych związków węgla, którymi nie zajmowała się wcześniej tradycyjna chemia nieorganiczna.
Mocznik (karbamid) CO(NH2)2 – organiczny związek chemiczny, diamid kwasu węglowego[8]. W wyniku kondensacji podczas ogrzewania tworzy biuret.
Tworzy bezbarwne kryształy w formie długich i bezbarwnych igieł bez zapachu o temperaturze topnienia ok. 133 °C, przy dalszym ogrzewaniu ulega rozkładowi przed osiągnięciem temperatury wrzenia[5]. Jest higroskopijny, łatwo rozpuszczalny w wodzie.
Reakcja zobojętniania (neutralizacji) – reakcja chemiczna między kwasem a zasadą, która prowadzi do zmiany pH środowiska reakcji w kierunku bardziej obojętnego odczynu. W jej wyniku powstaje sól i często, choć nie zawsze, woda. W innym sensie zobojętnianie to każda reakcja, która prowadzi do zmiany pH środowiska, niekoniecznie między kwasem i zasadą, ale także między solą i kwasem lub zasadą, dwoma kwasami, dwiema zasadami, a nawet dwiema solami.
Reakcja zobojętniania może zachodzić w różnych środowiskach i mieć w związku z tym różny przebieg. Jej przebieg zależy też od tego, czy do roztworu kwasu dodaje się zasadę, czy też na odwrót, do zasady dodaje się kwas. W tym pierwszym przypadku następuje spadek stężenia jonów hydroniowych (H3O+), zaś w tym drugim następuje spadek stężenia jonów hydroksylowych.
W przypadku dodawania stężonych lub stałych kwasów, zasad lub soli, reakcja zobojętniania jest poprzedzona reakcją dysocjacji. W niektórych reakcjach zobojętniania powstająca nowa sól pozostaje w formie zdysocjowanej w roztworze. W innych powstaje sól, która jest wprawdzie rozpuszczalna w wodzie, ale nie ulega dysocjacji, wreszcie powstająca sól może ulegać wytrąceniu z układu. Znane są też przypadki zobojętniania, w których to powstający kwas lub zasada są słabo zdysocjowane lub ulegają częściowemu wytrąceniu lub odparowaniu z układu.
W roztworach wodnych reakcja zobojętniania zachodzi zawsze w kierunku wyrównywania się stężeń jonów hydroniowych (H3O+) lub wodorotlenowych (OH−), do poziomu charakterystycznego dla wody destylowanej (pH=7).
Upraszczając reakcja zobojętniania polega na łączeniu się jonów wodorowych z jonami wodorotlenowymi na niezdysocjowane cząsteczki wody, np.:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
lub jonowo: Na+ + OH− + H+ + Cl− → Na+ + Cl− + H2O
czyli po skróceniu: OH− + H+ → H2O