• Un altro punto da notare nella definizione di Arrhenius e' che in essa il comportamento acido e' ricondotto alla dissociazione di uno ione idrogeno; vedremo che cio' non e' esatto: lo ione idrogeno viene in realta' trasferito dall'acido ad una molecola di acqua.
  $$\begin{eqnarray*} \Aqueous{HCl}+H_2O&=&\Aqueous{{Cl^-}}+\Aqueous{H_3O^+}\\ \end{eqnarray*}$$
  
  

  Vedremo come il carattere di trasferimento (piuttosto che di dissociazione) della reazione che caratterizza un acido sia al centro della teoria di Lowry e Brönsted.

• Gli acidi e le basi, dissociandosi in ioni, sono degli elettroliti e come tali vengono classificati in forti e deboli.

  Alcuni acidi forti: $HCl$, ${HNO_3}$, ${HClO_4}$, ${H_2SO_4}$
  Alcuni acidi deboli: ${CH_3COOH}$, $H_2CO_3$, $H_3PO_4$
  Alcune basi forti: $NaOH$, $KOH$, ${Ca(OH)_2}$
  Alcune basi deboli: ${NH_3}$, $NH_2CH_3$

• Alcuni acidi comuni possono generare piu' di una mole di ioni ${H^+}$ per mole di acido. Essi vengono detti acidi poliprotici.

  Esempio:

  $$\begin{eqnarray*} \Aqueous{{H_2SO_4}}&=&\Aqueous{{HSO_4^-}}+{H^+}_{(aq)}\\ \Aqueous{{HSO_4^-}}&=&\Aqueous{{SO_4^{2-}}}+{H^+}_{(aq)}\\ \end{eqnarray*}$$
  
  

• Analogamente, alcune basi possono generare piu' di uno ione idrossido per mole di base:

  Esempio:

  $$\begin{eqnarray*} \Aqueous{{Ca(OH)_2}}&=&\Aqueous{Ca\Parenthesis{OH}^+}+\Aqueous... ...{Ca\Parenthesis{OH}^+}&=&\Aqueous{{Ca^{2+}}}+\Aqueous{{OH^-}}\\ \end{eqnarray*}$$