Applicabilità in soluzioni acquose:
La teoria di Arrhenius è strettamente applicabile solo in soluzioni acquose dove l'acqua funge da solvente. Non tiene conto delle reazioni acido-base nei solventi non acquosi, che possono coinvolgere meccanismi e specie diversi.
Definizione incompleta delle basi:
La teoria di Arrhenius definisce le basi come sostanze che producono ioni idrossido (OH-) quando disciolte in acqua. Tuttavia, esistono numerose sostanze basiche che non contengono ioni idrossido, come l'ammoniaca (NH3) e il bicarbonato di sodio (NaHCO3).
Dissociazione incompleta:
Non tutti gli acidi e le basi si dissociano completamente in acqua per produrre ioni. Alcuni composti, come gli acidi deboli e le basi deboli, si dissociano solo parzialmente, determinando un rilascio parziale di ioni H+ o OH-. Le definizioni di Arrhenius non distinguono tra acidi e basi forti e deboli.
Reazioni acido-base senza trasferimento di protoni:
La teoria di Arrhenius si concentra esclusivamente sulle reazioni di trasferimento di protoni che coinvolgono ioni H+. Tuttavia, esistono altri tipi di reazioni acido-base che non comportano il trasferimento di protoni. Ad esempio, la reazione degli acidi e delle basi di Lewis comporta la condivisione di coppie di elettroni anziché il trasferimento di protoni.
Solventi non acquosi:
La teoria di Arrhenius si limita a descrivere il comportamento acido-base nelle soluzioni acquose. Nei solventi non acquosi, come l'ammoniaca liquida o l'acido solforico concentrato, possono applicarsi diversi effetti di solvatazione e meccanismi di reazione, rendendo necessaria una definizione più ampia di acidi e basi oltre l'ambito della teoria di Arrhenius.
A causa di queste limitazioni, furono sviluppate teorie più complete, come la teoria di Bronsted-Lowry e la teoria di Lewis, per fornire una comprensione più generale e inclusiva delle reazioni acido-base in vari sistemi chimici.
