堿

　　通常指能抵消或中和酸，有澀味，能使紫色石蕊變藍，在水溶液中電離給出氫氧基離子的物質。廣義的堿指能給予電子對的物質（見酸堿理論）。堿一般為氫氧化物，還有鹼金屬的碳酸鹽和碳酸氫鹽、水玻璃、硫化鈉等。

　　性質　強鹼包括鹼金屬及鈣、鍶、鋇的氫氧化物。它們都能溶於水，其固體或溶液能強烈吸收空氣中的二氧化碳變成碳酸鹽，遇過量的二氧化碳變成碳酸氫鹽：

2NaOH+CO₂─→Na₂CO₃+H₂O

NaOH+CO₂─→NaHCO₃

強堿固體還能吸收空氣中的水分，所以強堿要密封保存，以防變質。盛堿的容器不能用玻璃塞，因為堿能腐蝕玻璃並可能將玻璃塞粘住。工業上把 氫氧化鈉盛在鐵制容器中；實驗室裡通常在銀、鎳或鐵質容器中進行有熔堿參與的反應。強堿溶液可保存在加蓋的塑料瓶中。

　　其他氫氧化物都是弱堿，難溶於水，一般有以下五種性質：①成堿元素的氧化數愈高，其氫氧化物的溶解度愈小，如Fe(OH)₃比Fe(OH)₂更難溶，Ce(OH)₄也比Ce(OH)₃更難溶。②所有難溶的弱堿都能溶於酸，隻是溶解所需的pH值不同。Fe(OH)₃溶於pH＜2的酸性溶液，Al(OH)₃溶於pH＜4.5的酸性溶液。③氫氧化物受熱分解成氧化物和水。有些在室溫下就能脫水生成氧化物，例如，溫度在228K以上時，氫氧化銀脫水成氧化銀；有些須加熱脫水，如氫氧化銅變成氧化銅；有的須在較高溫度下脫水，如氫氧化鐵變成三氧化二鐵。④鋁、鋅、銅(Ⅱ)、鎵、……等的氫氧化物呈兩性，既溶於酸，又溶於堿。溶於堿時生成含氧酸鹽，如鋁酸鈉NaAl(OH)₄。⑤有些氫氧化物迅速被空氣中的氧所氧化，如：

　　弱堿水溶液中存在電離平衡，以氨水為例，它的電離平衡式為：

　　

[NH₄⁺]、[OH^-]、[NH₃·H₂O]為NH₄⁺、OH^-、NH₃·H₂O的物質的量濃度，K是氨水的電離平衡常數。電離平衡常數表示弱堿的相對強弱。肼N₂H₄的K＝8.5×10^-7，表明肼的堿性弱於氨水。

　　由於在常溫下純水和稀水溶液中的[H⁺][OH^-]＝10^-14，即使在堿性溶液中也有H⁺，不過[OH^-]＞[H⁺]。溶液中的[OH^-]可用pOH表示，也可用pH表示。

　　制法　一般有四種方法：

　　① 電解食鹽溶液制氫氧化鈉：

　　② 苛化法制氫氧化鈉等：

Na₂CO₃+Ca(OH)₂─→CaCO₃+2NaOH

　　③堿土金屬氧化物與水反應，如：

CaO+H₂O─→Ca(OH)₂

　　④ 氫氧化鈉溶液與金屬鹽溶液反應，制備相應難溶的氫氧化物，如：

MgCl₂+2NaOH─→Mg(OH)₂+2NaCl

也可用氨水代替氫氧化鈉溶液制備除Mg(OH) ₂、Mn(OH) ₂以外的其他難溶氫氧化物。

　　應用　氫氧化鈉（燒堿）和碳酸鈉（純堿）大量用於玻璃、肥皂、石油、紡織、造紙、凈水、染料、制革、冶金等工業，被稱為“二堿”。其中純堿的用途更為廣泛，直到20世紀50年代初，一個國傢化學工業發展的水平，還是以硫酸和純堿的年產量來衡量的。