Ácidos e bases de Arrhenius

Ácidos e bases de Arrhenius
A teoria ácido-base de Arrhenius diz que o ácido libera somente o hidrogênio como cátion na água e a base libera a hidroxila como ânion. A de Brönsted-Lowry diz que ácido é toda substância que doa prótons e a base recebe prótons. Já a teoria de Lewis diz que o ácido recebe elétrons e a base doa.
Baseado em seus experimentos com condutividade elétrica em meio aquoso, o químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) propôs, em 1884, os seguintes conceitos para definir ácidos e bases:

Assim, genericamente, temos:
H+ + H2O → H3O+
Exemplos:
HCl + H2O → H3O++ Cl-
HNO3+ H2O → H3O+ + NO3-
H2SO4+ 2H2O → 2H3O+ + SO42-

Exemplos:
NaOH → Na + + OH-
Ca(OH)2 →Ca2+ + 2 OH-

Meio neutro:
Um meio é considerado neutro se possuir a mesma concentração, em mol/L, dos íons hidrônio (H3O+) e hidróxido (OH-).
Um exemplo de meio neutro e que serve inclusive de padrão para as demais soluções é a água pura e destilada à temperatura de 25ºC. Nessa temperatura, ela possui exatamente 1 . 10-7 mol/L de ambos os íons. Por isso, o seu produto iônico (Kw) é igual a 10-14 (mol/L)2:
Kw = [H3O+] . [OH-]
Kw = (1 . 10-7 mol/L) . (1 . 10-7 mol/L) = 10-14 (mol/L)2
O pH e o pOH são dados abaixo: pH= - log [H3O+] pOH= - log [OH-] pH= - log 1 . 10-7 pOH= - log 1 . 10-7 pH = 7 pOH = 7
Isso nos mostra que, em uma solução neutra, o pH é igual ao pOH.

Indicadores
Indicadores são substâncias utilizadas na química para saber se uma solução apresenta um pH ácido (menos que 7), básico (maior do que 7) ou neutro (7).
Geralmente as soluções indicadoras servem apenas para indicar se as soluções se encontram nessas faixas de pH, e não para identificar exatamente o pH da solução.
Nos laboratórios de química também são usados indicadores. Dois indicadores muito usados são afenoftaleína (uma solução que se apresenta incolor em meio neutro e ácido, e apresenta uma coloração