apostila de química analítica experimental- analexp: parte 4 (Experimento 3 Acidimetria WARDER)

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EXPERIMENTO N3. 
VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE. ACIDIMETRIA. 
DETERMINAÇÃO DE ESPÉCIES ALCALINAS - MÉTODO WARDER (DIRETO) 
 
1 – OBJETIVO 
- Padronizar a solução de HCl 0,1mol L-1 através de solução de bórax 0,0500mol/L. 
- Determinar a concentração das espécies alcalinas em duas amostras alcalinas desconhecidas 
pelo Processo Direto. 
 
2 – FUNDAMENTO 
A determinação das espécies ou frações alcalinas (analitos) presentes em uma amostra 
alcalina, pelo processo direto, baseia-se na neutralização dessas frações alcalinas com solução 
titulante ácida de concentração exatamente conhecida (padronizada previamente). No 
método direto é realizada somente uma titulação, porém são utilizados dois indicadores 
simultaneamente. O primeiro indicador utilizado é a fenolftaleína que detecta o primeiro 
pronto estequiométrico da espécie dibásica (carbonato) e o segundo indicador é o alaranjado 
de metila que detecta o segundo ponto estequiométrico da espécie dibásica (bicarbonato). 
Através da relação de proporção entre os volumes gastos, com cada indicador, as frações 
alcalinas compreendidas por hidróxidos, carbonatos e bicarbonatos são identificadas e 
quantificadas. 
 
3 – RESUMO 
 
A alcalinidade é uma propriedade apresentada por amostras que possuem em sua constituição 
uma ou mais espécies alcalinas. Tais espécies são representadas principalmente por hidróxidos 
(OH-), carbonatos (CO3
=) e bicarbonatos (HCO3
-). Em análise de águas, por exemplo, há 
necessidade de se determinar a sua alcalinidade para verificar seus parâmetros de 
potabilidade. Com este intuito uma solução de HCl terá que ser padronizada, o que será feito 
no presente experimento com uma solução básica de bórax (padrão primário), frente ao 
vermelho de metila. 
A alcalinidade pode ser total (duas frações alcalinas presentes) ou parcial (só uma fração 
presente), daí a necessidade de se conhecer o funcionamento de um sistema em que a base 
forte não seja a única responsável pela alcalinidade da amostra. 
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Uma base forte tal como NaOH, por exemplo, em solução aquosa está totalmente 
dissociada, mas com baixa estabilidade para se manter pura. Esta solução, também 
denominada de soda, ao entrar em contato com o dióxido de carbono (CO2), um óxido ácido, o 
absorverá, inevitavelmente, através da reação da reação abaixo, que é denominada de reação 
da carbonatação: 
2NaOH+2CO2Na2CO3+H2O 
 
Esta reação ocorre em maior ou menor extensão de acordo com o tempo e a disponibilidade 
de CO2 levando a formar o carbonato de sódio que, pela teoria de Brnsted-Lowry, é um sal de 
caráter básico. Logo, uma solução de NaOH em contato com a atmosfera, certamente, terá, de 
acordo com o tempo, aumento de sua contaminação por carbonato. Raciocínio idêntico pode 
ser feito em relação a uma solução de Na2CO3 (também alcalina), capaz também de absorver 
CO2 (óxido ácido) da atmosfera para produzir o bicarbonato de sódio, NaHCO3, que segundo 
Brnsted-Lowry, é um sal de caráter anfiprótico. A reação está descrita a seguir: 
Na2CO3+H2O+CO22NaHCO3 
 
Vale a pena ressaltar a importância de se conhecer a teoria ácido-base de Brnsted-Lowry, 
para que se possa analisar como uma reação de neutralização pode ocorrer. O NaOH e o 
NaHCO3, por exemplo, reagem entre si: 
NaOH+NaHCO3Na2CO3+H2O 
 
Pela discussão descrita acima, considerando as três reações anteriores, uma amostra alcalina 
poderá se apresentar constituída das seguintes espécies. 
1) NaOH; 2) NaOH e Na2CO3 ; 3) Na2CO3 ; 4) Na2CO3 e NaHCO3 ; 5) NaHCO3, 
 
Observação: Não é possível encontrar em uma mesma solução as espécies NaOH e NaHCO3, 
porque eles reagem entre si pois NaOH é uma base forte e o NaHCO3 é um sal anfipótrico com 
que funciona como um ácido frente ao NaOH. 
 
A determinação da alcalinidade de qualquer amostra pelo processo direto envolve o uso de 
dois indicadores para a visualização de dois pontos de equivalência da titulação em uma 
mesma alíquota, e para melhor compreensão, é necessário o conhecimento sobre o equilíbrio 
de poliácidos e polibases. 
O carbonato é um sal básico que, por ser derivado do diácido CO2 (H2CO3), possui duas 
constantes de ionização, Kb1 = 2,13 x 10
–4 e Kb2 = 2,22 x 10
-8, podendo, assim, ser titulado por 
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um ácido forte. Como essa base diprótica apresenta duas constantes de ionização distintas (a 
primeira constante é 104 vezes maior que a segunda constante de ionização) os dois pontos 
estequiométricos (PEQ) podem ser titulados separadamente pelo HCl. A ionização do Na2CO3 
se dá em duas etapas: 
Na2CO3Na
++CO3
2- 
CO3
2-+H2OHCO3
-+-OH (Kb1 = 2,13 x 10
–4) 
HCO3
-+H2OH2CO3+
-OH (Kb2 = 2,22 x 10
-8) 
 
O bicarbonato é um sal anfiprótico monobásico, ou seja, e funciona como uma base 
monoprótica, possui uma constante de ionização, Kb2 = 2,22 x 10
-8, podendo assim ser titulado 
por um ácido forte. A ionização do NaHCO3 se dá em uma etapa e é análoga à segunda 
ionização do carbonato 
NaHCO3Na
++HCO3
- 
HCO3
-+H2OH2CO3+
-OH (Kb2 = 2,22 x 10
-8) 
 
A curva de titulação que representa esses dois equilíbrios (carbonato/bicarbonato) com HCl 
tem dois pontos estequiométricos (PEQs) suficientemente distintos para serem visualizados 
separadamente em uma mesma titulação com a utilização de dois indicadores adequados: 
Na2CO3+HClNaHCO3+NaCl (1ºPonto estequiométrico (1º PEQ) em pH~8,4) 
NaHCO3+HClCO2+H2O+NaCl (2ºPonto estequiométrico (2º PEQ em pH~4,0) 
 
Observação: É comum representar a decomposição do ácido carbônico, H2CO3 (2°PEQ) em 
CO2 e H2O. 
 
A fenolftaleína normalmente é utilizada para detectar o 1º PEQ (forma ácida em pH<8,2) e o 
alaranjado de metila normalmente é utilizado para detectar o 2º PEQ (faixa ácida em pH< 3,1). 
 
A Figura 1 a seguir representa, como exemplo, a titulação de uma solução de Na2CO3 
0,05mol/L com HCl 0,1mol/L mostrando cada um dos dois PEQ. 
46 
 
 
Figura 1 – Curva de neutralização de 25,00mL de Na2CO3 0,05mol/L com HCl 0,1 mol/L 
 
É importante enfatizar que ao se proceder a titulação de uma amostra contendo frações como 
NaOH e Na2CO3, o HCl neutralizará primeiro a fração NaOH, por ser um base mais forte do que 
a fração Na2CO3, e após neutralizará a fração Na2CO3, que primeiro será neutralizado até HCO3
- 
e este, por sua vez será neutralizado a CO2 e H2O. 
 
 
OH-+H3O
+H2O V2 - 2V3 
 V1 
CO3
=+H3O
+HCO3
- V3 V2 
 
HCO3
-+ H3O
+CO2+H2O V3 
 
Uma amostra alcalina, ao ser titulada com solução padronizada de HCl, terá suas frações 
determinadas separadamente a partir dos volumes gastos de titulante (HCl) quando os 
indicadores mudam de cor. O volume gasto de HCl para a viragem da fenolftaleína será 
0 10 20 30 40 50 60
0
2
4
6
8
10
12
HCO
3
-+H+=CO
2
+H
2
O
CO
3
2-+H+=HCO
3
.
CO
2
+H
2
O
HCO
3
-
CO
3
=
p
H
Volume (mL) HCl 0,1M
47 
 
denominado V1 e o volume gasto para a viragem do alaranjado de metila será denominado V2, 
partindo do princípio que estes são os volumes lidos na bureta, sem fazer nenhuma diferença 
de volume, como destacado no esquema a seguir: 
De acordo com esquema acima, o termo V1 corresponde ao volume de HCl (H3O
+) gasto na 
titulação para neutralizar todo o hidróxido, OH-, e também neutralizar o carbonato, CO3
= à 
bicarbonato, HCO3
-, sendo V1 sinalizado pela viragem de rosa para incolor da fenolftaleína 
(pH<8,2). 
De acordo com esquema acima, o termo V2 corresponde ao volume de HCl total gasto na 
titulaçãopara neutralizar todas as frações presentes na amostra, sendo V2 sinalizado pela 
viragem de amarelo para laranja do alaranjado de metila ( pH<3,1). 
Observação: A diferença entre os volumes gastos para a viragem dos dois indicadores será 
denominada V3 (V3= V2 - V1) e corresponde segundo o esquema acima, o volume de HCl gasto 
para neutralizar todo bicarbonato até a formação de dióxido de carbono e água. 
Utilizando o método Warder em uma amostra alcalina desconhecida tem-se a necessidade de 
interpretar esses volumes (V1, V2 e V3). No quadro abaixo é apresentado um sumário sobre a 
interpretação das diferentes possibilidades que podem acontecer na titulação de uma amostra 
alcalina desconhecida com HCl pelo método Warder. 
Quadro 1 – Sumário das diferentes espécies alcalinas presentes em amostras alcalinas pelo 
método de Warder. 
CASOS POSSÍVEIS ESPÉCIES PRESENTES 
IDENTIFICAÇÃO 
VOLUMÉTRICA 
VOLUME DE HCl 
GASTO PARA CADA 
ESPÉCIE 
1 NaOH V3=0
 * V1 ou V2 
2 
NaOH 
+ 
Na2CO3 
V1>V3 
V2 - 2V3 
 
2V3 
3 Na2CO3 V1 = V3 2V1 ou 2V3 ou V2 
4 
Na2CO3 
+ 
NaHCO3 
V1< V3 
2V1 
 
V2 - 2V1 
5 NaHCO3 V1 = 0** V2 ou V3 
 (*) A solução torna-se laranja imediatamente após a adição de alaranjado de metila. 
(**) A solução permanece incolor quando da adição de fenolftaleína. 
 
48 
 
A partir da determinação de cada espécie alcalina presente na amostra em análise pode-se 
quantificar a quantidade de CO2 absorvido durante o processo de carbonatação pela amostra 
original de NaOH. As reações de carbonatação necessárias para os cálculos estequiométricos 
estão destacadas a seguir: 
2NaOH+2CO2 Na2CO3+H2O 
Na2CO3+H2O+CO22NaHCO3 
 
Analisando os resultados encontrados pelo Método de Warder, partindo de uma amostra 
contendo apenas NaOH (amostra original). 
 
1 caso – NaOH: o número de mol de CO2 absorvido pela amostra é igual a zero (nCO2 = 0). 
 
2 caso – NaOH + Na2CO3: o número de mol de CO2 absorvido pela amostra é o dobro do 
número de mol de Na2CO3 presente (nCO2=2nNa2CO3), porém o processo de carbonatação 
não foi total (ainda existe NaOH na solução). 
 
3° caso – Na2CO3: o número de mol de CO2 absorvido pela amostra é o dobro do número de 
mol de Na2CO3 presente (nCO2=2nNa2CO3), e o processo de carbonatação foi total (não 
existe NaOH na solução). 
 
4 caso – Na2CO3 + NaHCO3: o número de mol de CO2 absorvido pela amostra é o dobro do 
número de mol de Na2CO3 + o número de mol de NaHCO3 presente (nCO2=2nNa2CO3), e o 
processo de bicarbonatação não foi total (existe Na2CO3 na solução). 
 
5 caso – NaHCO3: o número de mol de CO2 absorvido pela amostra é o dobro do número de 
mol de Na2CO3 + o número de mol de NaHCO3 presente (nCO2=2nNa2CO3), e o processo de 
bicarbonatação foi total (não existe Na2CO3 na solução). 
 
Observação: Considerando as condições normais de temperatura e pressão (CNTP), pode-se 
calcular o volume do CO2 absorvido pela solução alcalina. Assim: 
 1 mol CO2 ----------22,4 L CO2 
1 mmol ---------------22,4 mL CO2 
 
 
49 
 
4 – INDICADORES USADOS NESTE EXPERIMENTO 
Neste experimento, para a padronização do HCl (acidimetria), o VERMELHO DE METILA 
[(vermelho alaranjado) 4,4 > pH > 6,2 (amarelo)] foi o indicador de pH escolhido (ler maiores 
considerações no item 4 do Experimento n° 1). 
Na determinação das frações alcalinas serão usados dois indicadores: a FENOLFTALEÍNA 
[(incolor) 8,2 > pH > 9,8 (rosa)] e o ALARANJADO DE METILA [(laranja) 3,1 > pH > 4,4 
(amarelo)], conforme a explicação dada anteriormente neste capítulo. As suas estruturas 
encontram-se no item 4 do Experimento n° 2. 
 
5 – EQUAÇÕES ENVOLVIDAS 
 
5.1 – Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L 
Na2B4O7.10H2O+2HCl 4H3BO3+2NaCl+5H2O 
 
5.2 – Determinação das espécies alcalinas 
OH-+H3O
+H2O 
CO3
=+H3O
+HCO3
-
 
HCO3
-+H3O
+CO2+H2O 
 
5.3 – Determinação da quantidade de CO2 absorvido pela amostra alcalina 
2NaOH+2CO2 Na2CO3+H2O 
Na2CO3+H2O+CO22NaHCO3 
 
6 – PARTE EXPERIMENTAL 
6.1 Padronização da solução de HCl 0,1 mol L-1 
a) Pipetar 25,00 mL de solução padrão bórax (Na2B4O7.10 H2O) 0,05000 mol L
-1 e transferir 
para um erlenmeyer de 250 mL. 
b) Adicionar 4-5 gotas de indicador vermelho de metila 0,1% (m/v), sabendo que a faixa de 
pH de mudança de cor do indicador vermelho de metila é: pH>6,2 (amarelo) – pH < 4,4 
(vermelho alaranjado). A solução fica amarela. 
c) Lavar a bureta com mais ou menos 5 mL do ácido preparado. Enchê-la até 1 a 2 mL 
acima do traço do 0,00, abrir a torneira para completar toda a bureta com o ácido 
diluído preparado no item 4.1 e ajustar o volume em 0,00. (Sempre que usar a bureta 
deverá proceder como foi indicado). 
50 
 
d) Colocar o erlenmeyer contendo a solução padrão (bórax) e o indicador sobre um fundo 
branco (folha de papel) e adicionar o ácido diluído, da bureta. Durante a adição do 
ácido, o frasco deve ser agitado constantemente, enquanto a outra mão controla a 
torneira da bureta. Próximo do ponto estequiométrico (próximo da viragem do 
indicador), lavar as paredes do erlenmeyer com água destilada (com auxílio de pissete) e 
continuar a titulação, cuidadosamente, adicionando o ácido, gota a gota, até obter a cor 
vermelha - alaranjada do indicador. 
e) Anotar o volume gasto de solução de HCl ( VP ) 
f) Determinar a concentração molar (mol L-1 ou mmol mL-1) da solução de HCl. 
 
6.2 Determinação das frações alcalinas (AMOSTRAS: A e B) 
a) Pipetar 25,00mL da amostra A (ou B) e transferir para o erlenmeyer de 250mL. 
b) Adicionar 4–5 gotas de fenolftaleína 0,1% m/v. A solução fica rosa (pH>9,8), caso esteja 
presente hidróxido e/ou carbonato 
c) Titular com solução de HCl de concentração molar exata e conhecida (item 6.1), gota a 
gota, até que a solução se torne incolor (pH<8,2). 
d) Anotar o volume lido de HCl na bureta (V1). 
e) Sem alterar o volume da bureta, preparar para segunda etapa, adicionando 4 a 5 gotas de 
alaranjado de metila 0,1% (m/v) no erlenmeyer. A solução fica amarela (pH>4,4), caso 
esteja presente o bicarbonato. 
f) Continuar a titulação de onde parou, gota a gota, até que a solução de amarela passe para 
laranja (pH<3,1). 
g) Anotar o volume lido de solução de HCl na bureta (V2). 
h) Determinar e citar quais espécies alcalinas estão presentes na amostra, através da análise 
dos volumes lidos V1 e V2. 
i) Determinar o título (g/L) e ppm (mg/L) de cada espécie alcalina presente. 
 
Observação: Repetir, todas as etapas de (a) até (i), com a amostra alcalina B. 
 
7 – CÁLCULOS 
 
7.1 – Padronização da solução de HCl 0,1 mol/L 
Na2B4O7.10H2O+ 2HCl4H3BO3+2NaCl+5H2O 
nHCl = 2 nbórax 
 (MxVP)HCl =2(MxV)bórax 
51 
 
7.2 – Determinação das espécies alcalinas (alcalinidade total e parcial) 
7.2.1 – Identificação das espécies alcalinas presentes 
1º) Calcular V3 onde (V3 = V2 – V1) 
2º) Analisar em que caso a amostra se enquadra (se precisar use o quadro que mostra os 
volumes relacionados aos possíveis casos). 
 
7.2.2 – Quantificação das espécies alcalinas presentes 
1° caso: quando só tem NaOH (ver quadro) 
a) Concentração do NaOH em Concentração molar, Título, % (m/m) e ppm: 
OH-+H3O
+H2O 
nNaOH = nHCl 
(MV)NaOH = (MV1)HCl 
T(g/L)=MNaOH(mol/L)xMMNaOH(g/mol) 
%m/v(g/100mL)=T(g/L)/10 
ppm(mg/L)=T(g/L)x1000 
2° caso: quando tem as frações NaOH e Na2CO3 (ver quadro) 
a) Concentração do NaOH em Concentração molar, Título, % (m/m) e ppm: 
OH-+H3O
+H2O 
nNaOH=nHCl(MV)NaOH=(M V1-V3)HCl 
Observação: Para calcular T(g/L), %(m/v) e ppm seguir as mesmas operações descritas no 1
o 
caso. V - volume de amostra pipetada. 
b) Concentração do Na2CO3 em Concentração molar, Título, % (m/m) e ppm: 
CO3
=+2H3O
+CO2+H2O 
nNa2CO3=½ nHCl 
(MV)Na2CO3=½(M2V3)HCl 
T(g/L)=MNa2CO3(mol/L)xMMNa2CO3(g/mol) 
%(m/v)=T(g/L)/10 
ppm=T(g/L)x1000 
 
3° caso: quando só tem Na2CO3 (ver quadro) 
a) Concentração do Na2CO3 em Concentração molar, Título, % (m/m) e ppm: 
CO3
=+2H3O
+CO2+H2O 
2nNa2CO3=nHCl 
(MV)Na2CO3=½(M2V1)HCl 
52 
 
Observação: Para calcular T(g/L), %(m/v) e ppm seguir as mesmas operações, referentes ao 
carbonato, descritas no 2° caso. V - volume de amostra pipetada. 
 
4° caso: quando tem as frações Na2CO3 e NaHCO3 (ver quadro) 
a) Concentração do Na2CO3 em Concentração molar, Título, % (m/m) e ppm: 
CO3
=+2H3O
+CO2+H2O 
2nNa2CO3=nHCl 
(MV)Na2CO3=½(M2V1)HCl 
Observação: Para calcular T(g/L), %(m/v) e ppm seguir as mesmas operações, referentes ao 
carbonato, descritas no 2° caso. V - volume de amostra pipetada. 
 
b) Concentração do NaHCO3 em Concentração molar, Título, % (m/m) e ppm: 
HCO3
-+H3O
+CO2+H2O 
nNaHCO3=nHCl 
(MV)NaHCO3=(MV2 - 2V1)HCl 
T(g/L)=MNaHCO3(mol/L) xMMNaHCO3(g/mol) 
%m/v (g/100mL)=T(g/L)/10 
Ppm (mg/L) =T(g/L) x1000 
Observação: V - volume de amostra pipetada. 
 
5° caso: quando só tem NaHCO3 (ver quadro). 
a) Concentração do NaHCO3 em Concentração molar, Título, % (m/m) e ppm: 
HCO3
-+H3O
+CO2+H2O 
nNaHCO3=nHCl 
(MV)NaHCO3=(M2V3)HCl 
Observação: V - volume de amostra pipetada. Para calcular T(g/L), %(m/v) e ppm seguir as 
mesmas operações, referentes ao bicarbonato, descritas no 4° caso. 
 
7.3 – Massa molar das substâncias envolvidas nos cálculos 
NaOH = 40 g/mol 
Na2CO3 = 106 g/mol 
NaHCO3 = 84 g/mol 
 
 
53 
 
Observações: 
1) As condições normais de temperatura e pressão (CNTP referem-se à condição experimental 
com temperatura e pressão de 273,15 K (0 °C) e 101,325 kPa (101,325 kPa=1,01325bar=1atm= 
760 mmHg), respectivamente. Esta condição é geralmente empregada para medidas de gases 
em condições atmosféricas (ou de atmosfera padrão). O equivalente de CNTP em inglês é NTP 
(normal temperature and pressure). 
 
2) Curvas de titulação típicas para as diferentes espécies que podem estar presentes em uma 
amostra de soda carbonatada. O volume de HCl que corresponde ao primeiro ponto 
estequiométrico (V1) corresponde à titulação com a fenolftaleína. O volume de HCl que 
corresponde ao segundo ponto estequiométrico (V2) corresponde à titulação com o alaranjado 
de metila. Alguns exemplos numéricos para o cálculo do volume de HCl gasto para espécie 
presente na amostra. 
V1= volume de HCl para titular NaOH (se houver) e titular Na2CO3 a NaHCO3 (se houver). 
V2= volume de HCl para titular o que houver na amostra. 
 
a) NaOH + Na2CO3 
 
 
 
V1=50,0 mL 
V2=75,0 mL 
V3=V2-V1=25,00mL 
V1-V3=50,0-25,0= 25,0mL (volume da HCl para NaOH) 
V2- (V1-V3)=2V3=50,0 mL (volume de HCl para Na2CO3) 
 
 b) NaHCO3 
V1=0,0 mL (não tem nem NaOH nem Na2CO3) 
V2=25,0 mL 
V3=V2=25,00mL 
0 10 20 30 40 50 60 70 80
2
4
6
8
10
12
HCO
3
- + H+ =CO
2
+H
2
O
CO
2
 + H
2
O
HCO
3
-
CO
3
2-
CO
3
2-+ H+ = HCO
3
- + H
2
OHO-+H+ =H2
O
HO-+CO
3
2-
p
H
Volume (mL) HCl 0,1 M
0 5 10 15 20 25 30
0
2
4
6
8
10
12
14
HCO
3
-+H+=CO
2
+H
2
O
HCO
3
-
CO
2
+H
2
O
p
H
Volume (mL) HCl 0,1M
54 
 
0 10 20 30 40 50 60
0
2
4
6
8
10
12
HCO
3
-+H+=CO
2
+H
2
O
CO
3
2-+H+=HCO
3
.
CO
2
+H
2
O
HCO
3
-
CO
3
=
p
H
Volume (mL) HCl 0,1M
c) Na2CO3 + NaHCO3 
 
 
 
V1=25,0 mL 
V2=75,0 mL 
V3=V2-V1=50,00mL 
V1-V3=25,0-50,0=-25,0mL (Não tem NaOH, mas como V1 é positivo tem Na2CO3) 
2V1=50,0 mL (volume de HCl para Na2CO3) 
V2-2V1=75,0-50,0 mL=25,0 mL (volume de HCl para NaHCO3) 
 
d) NaOH 
 
 V1=25,0 mL 
V2=25,0 mL 
V3=V2-V1=0,00mL (Não tem Na2CO3 e nem NaHCO3). 
 
 
e) Na2CO3 
 
 
 
V1=25,0 mL 
V2=50,0 mL 
V3=V2-V1=25,0 mL 
V1-V3=25,0-25,0=0,0 mL (Não tem NaOH, mas como V1 é positivo tem Na2CO3) 
2V1=50,0 mL (volume de HCl para Na2CO3) 
 
0 10 20 30 40 50 60 70 80
0
2
4
6
8
10
12
14
HCO
3
-+H+=CO
2
+H
2
O
HCO
3
-+H+=CO
2
+H
2
O
CO
3
2-+H+=HCO
3
-
CO
2
+H
2
O
HCO
3
-
CO
3
2-+HCO
3
-
p
H
Volume (mL) HCl 0,1M
0 5 10 15 20 25 30 35
0
2
4
6
8
10
12
14
HO- + H+= H
2
O
HO-
H
2
O
p
H
Volume (mL) HCl 0,1N