Tillämpning i vattenlösningar:
Arrhenius-teorin är strikt tillämplig endast i vattenlösningar där vatten fungerar som lösningsmedel. Det tar inte hänsyn till syra-bas-reaktioner i icke-vattenhaltiga lösningsmedel, som kan involvera olika mekanismer och arter.
Ofullständig definition av baser:
Arrhenius-teorin definierar baser som ämnen som producerar hydroxidjoner (OH-) när de löses i vatten. Det finns dock många basämnen som inte innehåller hydroxidjoner, såsom ammoniak (NH3) och natriumbikarbonat (NaHCO3).
Ofullständig dissociation:
Inte alla syror och baser dissocierar helt i vatten för att producera joner. Vissa föreningar, såsom svaga syror och svaga baser, dissocierar endast delvis, vilket resulterar i en partiell frisättning av H+- eller OH-joner. Arrhenius definitioner skiljer inte mellan starka och svaga syror och baser.
Syra-basreaktioner utan protonöverföring:
Arrhenius-teorin fokuserar enbart på protonöverföringsreaktioner som involverar H+-joner. Det finns dock andra typer av syra-basreaktioner som inte involverar protonöverföring. Till exempel involverar reaktionen av Lewis-syror och Lewis-baser delning av elektronpar snarare än protonöverföring.
Icke-vattenhaltiga lösningsmedel:
Arrhenius-teorin är begränsad till att beskriva syra-basbeteende i vattenlösningar. I icke-vattenhaltiga lösningsmedel, såsom flytande ammoniak eller koncentrerad svavelsyra, kan olika solvatiseringseffekter och reaktionsmekanismer gälla, vilket kräver en bredare definition av syror och baser utanför Arrhenius-teorin.
På grund av dessa begränsningar utvecklades mer omfattande teorier, såsom Bronsted-Lowry-teorin och Lewis-teorin, för att ge en mer allmän och inkluderande förståelse av syra-bas-reaktioner i olika kemiska system.
