= děje, při kterých se výchozí anorganické látky (reaktanty) mění na anorganické produkty.
Tyto chemické rovnice je třeba vyčíslovat, aby byl zachován zákon o zachování energie (resp. zákon o zachování hmoty), který říká, že hmota se nemůže nikdy ztratit. To v praxi znamená, že stejný počet atomů jednoho druhu, který reagoval, musí být i v produktech, tedy jednoduše řečeno, to, co mám na levé straně rovnice, musím mít i na pravé.
Ve většině případů nám na správný výpočet stačí běžná metoda pokus-omyl, kdy si náhodně vybereme prvek na levé straně rovnice, který chceme vyčíslovat a přepočítáváme jej napravo (vodík a kyslíky se berou většinou až jako poslední). Vysvětlím na příkladu krok po kroku:
Máme zadánu reakci: Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
1.) Vybereme si prvek, který budeme vyčíslovat, třeba Na. Na levé straně jsou 2, na pravé 1, tedy sloučeninu, ve které se vpravo vyskytuje vynásobíme 2:
1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + CO2 + H2O
2.) Tím jsme vpravo získali celkové 2 chlory, které musíme převést nalevo, tedy HCl musíme vynásobit 2:
1 Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + H2O
3.) Tím jsme získali plný počet vodíků na levé straně, který teď musíme získat i na pravé, kde se vyskytuje v molekule H2O:
1 Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + 1 H2O
4.) Provedeme kontrolu zbývajících prvků. Uhlíku máme nalev i napravo po 1, kyslíků máme po 3, tedy všechny prvky sedí a rovnice je vyčíslena správně.
Při chemických reakcích zanikají vazby v reaktantu a vznikají nové vazby v produktu. Dělíme je podle mechanismu průběhu a typů reaktantů:
= reakce mezi kyselinou a zásadou.
Kyselina = látka, která je schopná odštěpit ze své molekuly proton (H+) ve vodném prostředí. (HA ↔ H+ + A-; např.: HCl↔H+ + Cl-). Proton ve formě H+ se nemůže vyskytovat volně v roztoku a bylo změřeno, že reaguje v olnými molekulami vody za vzniku oxoniového kationtu (H3O+)
Zásada = látka schopná příjmou do své molekuly proton z vodného prostředí. (B + H
Amfiprotní látka = látka, která je schopna proton jak přijmout, tak i odštěpit, podle toho, v jakém prostředí se nalézá (jaká látka na ni působí). Typickým zástupcem je voda.
Výsledkem reakce je sůl kyseliny a nejčastěji voda, obecný zápis reakce je: HA + BOH → BA + H2O (za zásadu zde bereme hydroxid). Tyto reakce jsou ve světě chemie nejrychlejší, proto, pokud posuzujeme reakci z hlediska vznikajících produktů, vždy nejprve upřednostňujeme protolytické reakce. Stejnětak KONEČNÉ produkty jakékoli reakce nemohou být kyselinou a zásadou, neboť dojde k okamžité neutralizaci (viz dále). Existuje několik typů protolytických reakcí:
Jedná se o situaci, kdy je amfiprotní látka v kapalném skupenství, dochází k reakci mezi jednotlivými molekulami. Tento jev můžeme pozorovat např. u vody: 2 H2O ↔ H3O+ + -OH. Pro čistou vodu platí tzv. iontový součin vody: [H3O+].[-OH] = 10-7 mol.l-1, což, pokud tuto hodnotu vyjádříme jako záporný dekadický logaritmus, získáme hodnotu pH čisté vody, což je 7.
Díky přitomnosti jiných látek (jeich aktivitě) se mění poměr zastoupení oxoniových kationtů v roztoku. Za účelem vyjádření tohoto stavu se používá hodnota pH = -log [H3O+]
= rozdělení, rozpojení
Jedná se o situaci, kdy se v amfiproním rozpouštědle vyskytuje další iont, který ovlivňuje koncentraci oxoniových kationtů (a tím mění pH). V závisloti na povaze látky rozlišujeme dva základní typy protolytických disociačních konstant:
Ka = disociační konstanta kyselin, čím je tato hodnota vyšší, tím je kyselina silnější (tím snadněji uvolní protony ze své molekuly).
Přepočítává se na pKa, u kterého je trend opačný (s klesajícím pKa se zvyšuje uvolňování protonů), což je tabulková hodnota a podle ní rozdělujeme kyseliny na silné (H2SO4; pKa1 = -0,4; pKa2 = 1,92), středně silné (H3PO4; pKa1 = 2,16; pKa2 = 7,21; pKa3 = 12,67) a slabé (H2CO3; pKa1 = 6,35; pKa2 = 10,33).
Hodnota pKa vlastně udává hodnotu pH, při kterém dochází k neutralizaci daného protonu (proto n-sytná kyselina má vždy n hodnot pKa)
= reakce roztoku kyseliny a zásady, je vždy doprovázena změnou pH roztoku, výsledkem je sůl kyseliny a (většinou) voda. Hodnota pH, při které je ve stechiometrické rovnováze koncentrace báze a zásady (pozor, nejedná se vždy o stav, kdy je pH rovno 7!) se nazývá bod ekvivalence.
Podle typu reagující kyseliny a zásady vzniká také různě kyeslá (bazická) sůl. Pro ilustraci přikládám tabulku s příklady:
| Silná kyselina (HCl) | Slabá kyselina (HCN) | |
| Silná báze (NaOH) | NaCl + H2O pH = 7 | NaCN + H2O pH = 9 |
| Slabá báze (NH3) | NH4Cl pH = 4 | NH4CN pH = 7 |
= rozpouštění solí, jakožto výsledného produktu neutralizace, ve vodě. Jedná se vlastně o reakci s vodou, při které se uvolňují ionty a ty interagují s amfiprotní molekulou vody. Podle možství a typu různých iontů s vodou se mění výsledné pH roztoku, to lze i orientačně určit, pokud známe pK původní kyseliny a báze (viz tabulka výše).
= reakce, při které dochází k přesunu elektronů od dárce k příjemci.
Tyto reakce se také nazývají zkráceně redoxní, protože oxidace jednoho je vázána na redukci druhého (nemohou bežet nezávisle na sobě). V reakci proto musejí vystupovat minimálně dvě látky jejichž oxidační stav se může měnit.
Redukční činidlo = látka, která umožňuje druhé látce se redukovat tím, že jí předá své elektrony a tím se sama zoxiduje.
Oxidační činidlo = látka, která umožňuje druhé látce se oxidovat tím, že příjme její elektrony a tím se sama redukuje.
Z výše uvedeného vyplývá, že v reakci je vždy minimálně jedno oxidační činidlo a minimálně jedno redukční činidlo. Tyto reakce mají také svůj vlastní systém vyčíslování:
1.) Zjištění, které látky se oxidují a které redukují,
2.) vypsání jejich oxidačních čísel a zapsání každé poloreakce (oxidace a redukce), včetně vyčíslení,
3.) určení počtu elektronů, které proběhnou při oxidaci a při redukci látky,
4.) použití křížového pravidla (a vykrácení),
5.) dovyčíslení ostatních reaktantů a produktů,
6.) u iontově zapsaných reakcí navíc kontrola náboje na levé a pravé straně.
Příklad: Vyčíslení následující rovnice:
Může se stát, že jedena látka se zároveň oxiduje i redukuje (S0 → S-II + SVI+), tomuto procesu se říká disproporcionace. Stejnětak se může stát, že dvě látky obsahující tentýž prvek v jiných oxidačních stavech, z nichž jedna se oxiduje a jedna redukuje, dají vzniknout látce s oxidačním stavem mezi oběma původními (Cl- + ClI+ → Cl20). Tomto procesu se říká symproporcionace. Při vyčíslování takovýchto reakcí je potřeba dávat pozor na směr, kterým elektrony běží (viz příklady ).
Jako redukční činidlo lze použít i stejnosměrný elektrický proud. Elektrochemické redoxní reakci se říká elektrolýza a je důležitým technologickým nástojem pro výrobu např. čistých kovů, ale i některých sloučenin (NaOH), nebo plynů (Cl2).
Redoxní reakce kovů probíhají spontánně, v závislosti na ochotě kovu vyskytovat se v roztoku jako iont. Tuto vlastnost shrnuje Beketovova řada kovů, která kovy řadí od "nejreaktivnějšího" (neušlechtilé kovy), tedy toho, který se bude velmi rád vyskytovat v roztoku a dávat od sebe elektrony pryč, až po nejméně reaktivního (ušlechtilé kovy), který naopak bude chemicky odolný a bude setrvávat v oxidačním stavu 0. Ušlechtilé a neušlechtilé kovy jsou odděleny vodíkem a řada vypadá nějak takto:
Li Cs Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Ti Mn Zn Cr Fe Cd In Co Ni Sn Pb |H| Cu Os Rh Ag Hg Au Pt
Platí pro ni pravidlo, že kov více vlevo je schopný vytěsnit kov více vpravo z jeho roztoku. Tedy reakce 2 Na0 + 2 H+ → 2 Na+ + H20 bude probíhat, kdežto reakce Fe3+ + Cu0 probíhat nebude. Zajímavé také je, že látky s nejvyšším elektrodovým potenciálem nejsou kovy, ale F2 a grafit.[4]
Tohoto se dá také využít při výrobě kovů pomocí jiných kovů (redukce těžko reakgujících kovů z jejich roztoku pomocí snadno reagujícíhho kovu = metalotermie), používá se například hliník (pro výrobu Bi).
= reakce, při kterých vzniká produkt ve formě více, či méně rozpustné sraženiny. Při těchto reakcích látky nemění svá oxidační čísla. Míru rozpustnosti sraženiny v daném rozpouštědle je tzv. součin rozpustnosti (ks), který nám vyjadřuje poměr mezi disociovaným a nedisociovaným podílem sraženiny. Pokud chceme zvýraznit v rovnici reakc, že vznikající produkt je sraženiny, označíme jej pomocí symbolu ↓ za vzorec, např.: NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3.
Tyto reakce se dají využít v analytické chemii, neboť s vhodným indikačním činidlem (nebo pomocí vhodných přístrojů) můžeme detekovat bod ekvivalence reakce. Produkty reakcí mají také hojné využití, např. zmíněný AgCl se používá jako nerozpustný materiál pro povrch elektrod, nebo v průmyslu při čištění vod od nežádoucích látek.
= reakce, při nichž vznikají komplexní sloučeniny (na centrální atom se navazují ligandy = různé funkční skupiny (nabité), nebo nenabité molekuly). Vazba ligand-centrální atom je donor-akceptorová (probíhá mezi Lewisovými kyselinami a bázemi), přičemž donorem vazebného el. páru je ligand a akceptorem je centrální atom (iont).
Existuje speciální případ, chelát, kdy je cetrální atom uzavřen tak, že tvoří část cyklu organické molekuly. Chelatace se používá jak v analytické chemii, tak v medicíně, chelatační činidla se označují jako chelatony (např. chelaton 3 = diethylamintetraoctová kyselina).
Izomerní komplexy jsou takové, které stejné chemické složení, ale jiné fyzikální vlastnosti. To je způsobeno přítomností 
centra chirality na centrálním atomu a znamená to, že prosotově molekula nemá žádnou osu, ani bod, podle kterého by byla jakkoli symetrická )osová symetrie, středová symetrie). Podobné prvky se vyskytují i v organické chemii.
Trans-izomery jsou takové komplexy, které mají alespoň 4 (6) ligandy 2 druhů, přičemž jeden druh leží v ose s centrálním atomem (nebo v ploše jím procházející).
Cis-izomery jsou takové komplexy, které mají alespoň 4(6) ligandy 2 druhů, přičemž jeden druh leží vedle sebe (nebo "nahromaděný" na jedné straně molekuly).
Komplexní sloučeniny mají speciální názvosloví