• Chiaramente, tutti gli acidi di Arrhenius sono anche acidi di Lowry e Brönsted; inoltre, le basi tipiche di Arrhenius (gli idrossidi) sono anche basi secondo Lowry e Brönsted nel senso che, dissociandosi, producono ioni ${OH^-}$, che costituiscono la base vera e propria secondo Lowry e Brönsted. La definizione di Lowry e Brönsted include senza problemi anche quelle basi (come l'ammoniaca) che non contengono gruppi ossidrilici nella formula molecolare
• Si vede subito che la definizione di Lowry e Brönsted implica che le proprieta' acide o basiche di una determinata specie chimica non possano essere considerate isolatamente, ma sempre in rapporto ad un'altra specie chimica che consente alla prima di cedere o acquistare un protone
• Ad esempio, il cloruro di idrogeno e' un acido molto forte in soluzione acquosa, ma e' praticamente indissociato in benzene, un solvente organico. Il motivo di cio' e' che, mentre l'acqua puo' comportarsi da base ed acquistare il protone ceduto da $HCl$, il benzene non ha nessuna proprieta' basica e quindi impedisce al cloruro di idrogeno di cedere un protone.
• In altre parole, un acido potra' comportarsi da acido solo in presenza di un'altra specie chimica che puo' acquistare il protone da esso ceduto, e comportarsi cosi' da base. Analogamente, una base puo' comportarsi come tale solo in presenza di qualche specie chimica che le possa cedere un protone, comportandosi cosi' da acido
• Abbiamo appena visto che l'acqua e' un solvente capace sia di cedere che di acquistare protoni. Tuttavia l'acqua non e' certo essenziale per le reazioni acido base (cosa che invece e' insita nella definizione di Arrhenius)
• Un qualsiasi acido reagisce con qualsiasi base. Ad esempio:
  $$\begin{eqnarray*} HCl+{NH_3}&=&{NH_4^+}+{Cl^-}\\ HBr+NH(CH_3)_2&=&NH_2(CH_3)_2^++{Br^-}\\ \end{eqnarray*}$$