عندما يتفاعل حمض وقاعدة مع بعضهما البعض ، يحدث تفاعل تحييد ، مكونًا ملحًا وماءًا. الماء يتشكل من مزيج من H+ أيونات من الحمض و OH- أيونات من القاعدة. أحماض قوية و قواعد قوية تنفصل تمامًا ، لذلك ينتج عن التفاعل حلاً مع درجة الحموضة (pH = 7) المحايدة. بسبب الانفصال التام بين الأحماض والقواعد القوية ، إذا أعطيت لك تركيزًا حمض أو قاعدة ، يمكنك تحديد حجم أو كمية المادة الكيميائية الأخرى اللازمة لتحييد ذلك. تشرح مشكلة المثال هذه كيفية تحديد مقدار الحمض المطلوب لتحييد الحجم والتركيز المعروفين للقاعدة:
حمض الهيدروكلوريك هو حمض قوي وسوف تنفصل تماما في الماء إلى H+ و Cl-. لكل الخلد من حمض الهيدروكلوريك ، سيكون هناك خلد واحد من H+. نظرًا لأن تركيز حمض الهيدروكلوريك هو 0.075 م ، فإن تركيز H+ سيكون 0.075 م.
لذلك ، سيتم تحييد الحل عندما يكون عدد مولات H+ يساوي عدد الشامات من OH-.
الخطأ الأكثر شيوعًا الذي يرتكبه الأشخاص عند إجراء هذا الحساب هو عدم حساب عدد مولات الأيونات الناتجة عندما ينفصل الحمض أو القاعدة. من السهل فهمه: يتم إنتاج جزيء واحد فقط من أيونات الهيدروجين عندما ينفصل حمض الهيدروكلوريك ، ولكن من السهل أيضًا نسيانه ليست نسبة 1: 1 مع عدد مولات هيدروكسيد المنطلق من هيدروكسيد الكالسيوم (أو قواعد أخرى ثنائية التكافؤ أو ثنائية التكافؤ الايونات الموجبة).