在化學中，常用的堿基有三種定義，即阿倫尼烏斯堿基、布朗斯臺德堿基和路易斯堿基。 所有定義都同意堿是與酸反應的物質，正如 G.-F 最初提出的那樣。 18 世紀中葉的 Rouelle。

1884年，Svante Arrhenius提出堿是一種在水溶液中離解形成氫氧根離子OH?的物質。 這些離子可以與酸解離產生的氫離子（根據 Arrhenius 的 H+）反應，在酸堿反應中形成水。 因此，堿是金屬氫氧化物，例如 NaOH 或 Ca(OH)2。 這種氫氧化物水溶液也被描述為某些特性。 它們摸起來很滑，嘗起來有苦味并會改變 pH 指示劑的顏色（例如，將紅色石蕊試紙變成藍色）。

在水中，通過改變自電離平衡，堿產生的溶液中的氫離子活性低于純水中的，即標準條件下水的 pH 值高于 7.0。 如果可溶性堿包含并定量釋放 OH- 離子，則稱為堿。 金屬氧化物、氫氧化物，特別是醇鹽是堿性的，弱酸的共軛堿是弱堿。

堿和酸被視為化學對立物，因為酸的作用是增加水中的水合氫離子 (H3O+) 濃度，而堿會降低該濃度。 酸和堿的水溶液之間的反應稱為中和，產生水和鹽的溶液，其中鹽分離成其組分離子。 如果水溶液被給定的鹽溶質飽和，則任何額外的此類鹽都會從溶液中沉淀出來。

在更一般的 Br?nsted–Lowry 酸堿理論 (1923) 中，堿是一種可以接受氫陽離子 (H+)（也稱為質子）的物質。 這確實包括氫氧化物水溶液，因為 OH? 確實會與 H+ 反應形成水，因此阿倫尼烏斯堿是布朗斯特堿的一個子集。 然而，還有其他接受質子的布朗斯臺德堿，例如氨 (NH3) 或其有機衍生物（胺）的水溶液。 這些堿不含氫氧根離子，但仍會與水反應，導致氫氧根離子濃度增加。 此外，一些非水溶劑含有與溶劑化質子反應的布朗斯臺德堿。 例如，在液氨中，NH2? 是接受來自 NH4+（該溶劑中的酸性物質）質子的堿性離子。

G. N. Lewis 意識到水、氨和其他堿基可以與質子形成鍵，因為堿基具有未共享的電子對。 在路易斯理論中，堿是電子對供體，它可以與被描述為路易斯酸的電子受體共享一對電子。 Lewis 理論比 Br?nsted 模型更普遍，因為 Lewis 酸不一定是質子，而可以是另一種分子（或離子），具有可以接受一對電子的空置低位軌道。 一個值得注意的例子是三氟化硼 (BF3)。

過去已經提出了堿和酸的一些其他定義，但現在并不常用。

堿基的一般屬性包括：

• 濃堿或強堿對有機物具有腐蝕性，并與酸性物質發生劇烈反應。
• 水溶液或熔融堿離解成離子并導電。
• 與指示劑反應：堿基使紅色石蕊試紙變藍色，酚酞變粉紅色，使溴百里酚藍保持其天然藍色，并使甲基橙黃色。
• 標準條件下堿性溶液的 pH 值大于 7。
• 堿是苦的。

以下反應表示堿 (B) 和水之間生成共軛酸 (BH+) 和共軛堿 (OH?) 的一般反應： B ( aq ) + H 2 O ( l ) ? ? ? ? BH + ( aq ) + OH ? ( aq ) {displaystyle {ce {{B}_{(aq)}+ {H2O}_{(l)}<=>; {BH+}_{(aq)}+ {OH- }_{(aq)}}}} 該反應的平衡常數 Kb 可使用以下一般方程求出：

K b = [ B H + ] [ O H ? ] [ B ] {displaystyle K_{b}={frac {[BH{+}][OH{-}]}{[B]}}}

在這個方程式中，堿基 (B) 和極強的堿基（共軛堿基 OH?）競爭質子。 因此，與水反應的堿具有相對較小的平衡常數值。 當堿具有較低的平衡常數值時，堿較弱。

堿與酸反應，在水中和酒精中都能快速相互中和。 當溶于水時，強堿氫氧化鈉電離成氫氧根和鈉離子：

NaOH ? Na + + OH ? {displaystyle {ce {NaOH -> Na+ + OH-}}}

同樣，在水中，酸性氯化氫會形成水合氫離子和氯離子：

HCl + H 2 O ? H 3 O + + Cl ? {displaystyle {ce {HCl + H2O -> H3O+ + C