Dit is de Nederlandse naam voor die stoffen die elders giftige afvalstoffen worden genoemd. Het aantal soorten chemische afvalstoffen is zeer groot: gechloreerde koolwaterstoffen, vaste en vloeibare organische verbindingen (zie organische chemie), metaalslibstoffen, zouten , katalysatoren, teerachtige stoffen, oliën, vetten, verfrestanten, enzovoort Alle mogelijke mengsels en samenstellingen zijn denkbaar.
Chemische afvalstoffen zijn moeilijk verwerkbaar, waardoor ze niet gezamenlijk met stedelijke afvalstoffen kunnen worden verwerkt. Bovendien hebben vele chemische afvalstoffen een agressief karakter en zijn ze schadelijk voor het milieu.

Naast het voorkomen van het ontstaan en het bevorderen van hergebruik is het realiseren van een doelmatige verwijdering een belangrijke methode om milieuverontreiniging door afvalstoffen tegen te gaan. Hiertoe kan men de chemische afvalstoffen zodanig omzetten in een aantal componenten en/of reststoffen dat deze:
a. hergebruikt kunnen worden (of als vulstoffen of toeslagstoffen kunnen worden toegepast);
b. geen chemische afvalstoffen meer zijn;
c. in of op de bodem kunnen worden gebracht.

De hiertoe benodigde verwerkingsprincipes zijn o.m.: verbranden, chemisch transformeren (in waterige oplossing), neutraliseren, precipiteren, ontwateren, behandelen/breken van emulsies, biologisch/biochemisch transformeren, regenereren en reconditioneren door middel van destillatie, extractie, ionenwisseling en elektrolyse.
De verwerking concentreert zich voornamelijk op destillatie van oplosmiddelen, verbranden van de zeer giftige gechloreerde koolwaterstoffen, verbranden bij zeer hoge temperatuur, opslag in verlaten zoutmijnen (bepaalde vaste afvalstoffen) of kunstmatige deponieën. Bij het storten (in of op de bodem brengen) moeten zeer hoge eisen worden gesteld met betrekking tot de uitloogbaarheid van schadelijke stoffen in verband met het voorkómen van bodem- en grondwaterverontreiniging. Eventueel zullen immobilisatie- en stabilisatiemethoden noodzakelijk zijn. Lozen op zee van ‘waterige’ afvalstoffen is aan strenge regels onderworpen, o.m. ingevolge verschillende Internationale Conventies.

Zout is een uit ionen opgebouwde chemische verbinding die in vaste toestand een kristalrooster vormt.

Geschiedenis en naam
In het dagelijkse leven is zout de benaming voor de verbinding natriumchloride, ook bekend als keukenzout.
Voor de opkomst van moderne conserveringsmethoden was zout een van de weinige middelen om voedsel tegen bederf te vrijwaren. Oude culturen waren vaak daar gevestigd waar zout verkrijgbaar was (Hallstatt). Voor de Romeinse soldaat was het zoutrantsoen (Lat.: salaris; v. Lat. sal = zout) even belangrijk als heden ten dage de soldij. De omstreeks 1300 opgekomen zoutvaart naar de Middellandse Zee, die na de uitvinding van het haringkaken in 1450 een economisch belang van de eerste orde voor Nederland werd, is een van de grondslagen waarop de Nederlandse handel en scheepvaart is gebouwd. Algemeen gebruikelijk was het heffen van accijns op zout, in Nederland pas in 1951 afgeschaft.
Het voor consumptie bestemde zout moet in Nederland voldoen aan de eisen van het Zoutbesluit (Warenwet); het fijnkorrelige, makkelijk strooibare product heet tafelzout. Jodiumhoudend keuken- of tafelzout bevat 23 tot 29 mg kaliumjodide per kg zout.

Chemie
In de chemie kent men een groot aantal zouten. In oplossingen of in gesmolten toestand splitsen zouten zich in hun ionen. De positieve ionen kunnen zijn metaalionen, halfmetaalionen (bijv. Ge, As, Sb, enz.) of complexe ionen. Het negatieve ion kan bestaan uit een niet-metaalion, een halfmetaalion of een complex ion. Het negatieve ion is meestal het zuurrestion van een organisch of anorganisch zuur.
Zouten kunnen o.a. gevormd worden door de reactie van:
a. een base met een zuur, bijv. KOH + HCl ± KCl + H2O;
b. een base met een zuurvormend oxide, bijv. 2 KOH + SO3 ± K2SO4 + H2O;
c. een basevormend oxide met een zuurvormend oxide, bijv. BaO + SO3 ± BaSO4;
d. een basevormend oxide met een zuur, bijv. CaO + 2HCl ± CaCl2 + H2O;
e. een onedel metaal met een zuur, bijv. Mg + 2 HCl ± MgCl2 + H2;
f. directe combinatie van elementen, bijv. 2 Na + Cl2 ± 2 NaCl.
Indien bij een zuur alle dissocieerbare waterstofatomen zijn vervangen door andere kationen, heeft men een normaal zout verkregen (in tegenstelling tot zure zouten, waarin nog zure waterstof aanwezig is). Bij een basisch zout zijn in het zoutmolecule behalve de zuurrest één of meer hydroxidegroepen aanwezig. Samenstellingen van twee zouten worden dubbelzouten genoemd, een voorbeeld hiervan zijn de aluinen.

Is een verbinding die in waterige oplossing waterstofionen (H+) afsplitst. Het tegenovergestelde van een zuur is een base, een verbinding die in waterige oplossing hydroxylionen (OH) afsplitst, of die in staat is H+ te binden.

Geschiedenis
In het verleden zijn er verscheidene pogingen gedaan om het begrip zuur in een sluitende definitie onder te brengen.
Oorspronkelijk (1838) werd een zuur door J. von Liebig gedefinieerd als een verbinding tussen door metaal vervangbare waterstof en een zuurradicaal (zuurrest), bestaande uit één of meer elementen (bijv. resp. HI of H2SO4). Als kenmerk gold de neutralisatiereactie: zuur + base ± zout + water, bijv. HI + KOH ± KI + H2O. De oplossing van een zuur zoals waterstofjodide (HI) vertoont een zure reactie; het smaakt ook enigszins zuur en doet een blauw lakmoespapiertje rood kleuren; de oplossing van een base zoals KOH vertoont een basische reactie; de oplossing heeft een loog- of zeepsmaak, is in staat vetten op te lossen en doet een rood lakmoespapiertje blauw kleuren.
Moeilijkheden ontstonden toen bleek dat ook andere stoffen dan hydroxiden een basische reactie vertonen. Svante August Arrhenius definieerde in 1887 zuren daarom als verbindingen die in waterige oplossing dissociëren in waterstofionen en zuurrestionen; het kenmerk is dus het waterstofion of proton (H+) of eigenlijk de gehydrateerde vorm daarvan, het hydronium-ion of oxonium-ion: H3O+. De basische reactie kon verklaard worden: het was een reactie tussen OH--ionen en H+-ionen. Deze reactie is in feite een evenwichtsreactie en de Kw = [H3O+].[OH-] is alleen afhankelijk van de temperatuur. Bij 24 °C is Kw = 10-14.

Brönsted- en Lewis-zuren
T.M. Lowry en J.N. Brönsted definieerden in 1923 (onafhankelijk van elkaar) een zuur als een molecule of ion dat protonen kan afgeven (protondonor), tegenover een base als een molecule of ion dat protonen kan opnemen (protonacceptor). NH3 en CO2-3 zijn dus Brönsted-basen (bijv. NH3 + H2O NH4+ + OH-). Het voordeel van deze theorie is dat de begrippen zuur en base heel algemeen worden, nadeel is dat eenzelfde stof soms bij de ene reactie als zuur en bij de andere als base kan reageren.
Gilbert Newton Lewis (1923) definieerde een zuur als een molecuul of ion met een elektronentekort, waardoor het in staat is als elektronpaaracceptor een binding aan te gaan met een lewisbase (elektronpaardonor), die een ‘eenzaam’ paar elektronen kan aanbieden. Omdat vele ‘klassieke’ zuren niet onder deze definitie vallen, is zij nog herhaaldelijk aangepast. Het meest gebruikt worden echter de definities van Arrhenius, Lowry en Brönsted.

Zuursterkte
Een eenwaardig of eenbasisch zuur heeft slechts één af te splitsen proton. Bij meerwaardige zuren worden de protonen min of meer stapsgewijs afgesplitst. De zuurgraad van een oplossing van een zuur wordt bepaald door de concentratie van het zuur en door de zuursterkte, dwz. de mate waarin de dissocieerbare protonen ook werkelijk zijn afgesplitst (zie ook dissociatie). Als maat voor de zuursterkte gebruikt men meestal de pKz (pKz = -log Kz), waarbij Kz de evenwichtsconstante K is van het dissociatie-evenwicht HZ + H2O *t4 H3O+ + Z- (Z- is de zuurrest). Hoe lager de pKz, hoe sterker het zuur. Op analoge wijze wordt voor basen de pKb gedefinieerd (de K van het evenwicht B + H2O *t4 BH+ + OH-. Hoe lager de pKb hoe sterker de base. Er geldt pKz + pKb = -log Kwater = 14 (bij 24 °C). Dat houdt bijv. in dat de zuurrest van een sterk zuur een zwakke base is.