BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO

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Autora: Profa. Marília Tavares Coutinho da Costa Patrão
Colaboradores: Prof. Flávio Buratti Gonçalves
 Profa. Laura Cristina da Cruz Dominciano
Bases Analíticas do 
Laboratório Clínico
Professora conteudista: Marília Tavares Coutinho da Costa Patrão
Graduada em 2002 pela Universidade Federal de São Paulo (Unifesp) em Ciências Biológicas – modalidade médica. 
Mestre (2005) e doutora (2009) em Ciências, com ênfase em Farmacologia, pela Universidade Federal de São Paulo 
(Unifesp) e licenciada em Química pelas Faculdades Oswaldo Cruz (2011).
É professora titular da Universidade Paulista – UNIP desde 2010, onde leciona as disciplinas de Análise Físico-Química, 
Embriologia e Farmacologia, entre outras, para os cursos de Biomedicina, Enfermagem e Nutrição. Lecionou a disciplina 
de Farmacologia também para o curso de Medicina do Centro Universitário São Camilo (2010-2011).
É coordenadora auxiliar do curso de Biomedicina da UNIP, campus Chácara Santo Antônio, desde 2011. Ainda, na 
mesma instituição, foi membro do Comitê de Ética no período de 2011 a 2017 e, desde 2012, atua na Comissão de 
Qualificação das Avaliações (CQA).
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quaisquer meios (eletrônico, incluindo fotocópia e gravação) ou arquivada em qualquer sistema ou banco de dados sem 
permissão escrita da Universidade Paulista.
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP)
P314b Patrão, Marília Coutinho da Costa.
Bases Analíticas do Laboratório Clínico / Marília Coutinho da 
Costa Patrão. - São Paulo: Editora Sol, 2021.
172 p., il.
Nota: este volume está publicado nos Cadernos de Estudos e 
Pesquisas da UNIP, Série Didática, ISSN 1517-9230.
1. Laboratórios clínicos. 2. Processos químicos e físicos. 
3. Soluções. I. Título.
CDU 616-071
U510.07 – 21
Prof. Dr. João Carlos Di Genio
Reitor
Prof. Fábio Romeu de Carvalho
Vice-Reitor de Planejamento, Administração e Finanças
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Vice-Reitora de Pós-Graduação e Pesquisa
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Vice-Reitora de Graduação
Unip Interativa – EaD
Profa. Elisabete Brihy 
Prof. Marcello Vannini
Prof. Dr. Luiz Felipe Scabar
Prof. Ivan Daliberto Frugoli
 Material Didático – EaD
 Comissão editorial: 
 Dra. Angélica L. Carlini (UNIP)
 Dr. Ivan Dias da Motta (CESUMAR)
 Dra. Kátia Mosorov Alonso (UFMT)
 Apoio:
 Profa. Cláudia Regina Baptista – EaD
 Profa. Deise Alcantara Carreiro – Comissão de Qualificação e Avaliação de Cursos
 Projeto gráfico:
 Prof. Alexandre Ponzetto
 Revisão:
 Jaci Albuquerque
 Vitor Andrade
Sumário
Bases Analíticas do Laboratório Clínico
APRESENTAÇÃO ......................................................................................................................................................9
INTRODUÇÃO ...........................................................................................................................................................9
Unidade I
1 ESTRUTURA DO LABORATÓRIO ANALÍTICO........................................................................................... 11
1.1 Vidrarias e demais recipientes ......................................................................................................... 12
1.1.1 Recipientes TC (to contain) ................................................................................................................. 12
1.1.2 Recipientes TD (to deliver) .................................................................................................................. 16
1.1.3 Outros recipientes ................................................................................................................................... 18
1.2 Principais equipamentos utilizados no processamento das 
amostras laboratoriais ............................................................................................................................... 19
2 AMOSTRAS EXPERIMENTAIS ....................................................................................................................... 21
2.1 Principais conceitos ............................................................................................................................. 21
2.2 Propriedades da matéria ................................................................................................................... 25
2.2.1 Propriedades gerais da matéria ........................................................................................................ 26
2.2.2 Propriedades específicas da matéria ............................................................................................... 27
2.3 Identificação da amostra com base em suas propriedades ................................................ 32
3 MISTURAS: PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS E CLASSIFICAÇÃO ..................................................... 34
3.1 Soluções verdadeiras: principais características e mecanismo de dissolução ............. 36
3.2 Dispersões coloidais: métodos de estudo e propriedades ................................................... 38
3.3 Suspensões: principais características e exemplos ................................................................. 43
4 PROCESSOS QUÍMICOS E FÍSICOS NO LABORATÓRIO ...................................................................... 44
4.1 Processos químicos .............................................................................................................................. 44
4.2 Processos físicos .................................................................................................................................... 46
4.2.1 Catação, ventilação, levigação, flotação e peneiração ............................................................ 48
4.2.2 Separação magnética ............................................................................................................................ 49
4.2.3 Cristalização fracionada ....................................................................................................................... 49
4.2.4 Dissolução fracionada ........................................................................................................................... 49
4.2.5 Fusão fracionada e liquefação fracionada ................................................................................... 50
4.2.6 Sublimação ................................................................................................................................................ 50
4.2.7 Decantação ................................................................................................................................................ 51
4.2.8 Centrifugação e ultracentrifugação................................................................................................ 52
4.2.9 Filtração simples, filtração a vácuo, ultrafiltração e diálise ................................................... 55
4.2.10 Diálise ........................................................................................................................................................ 57
4.2.11 Evaporação, destilação e destilação fracionada ....................................................................... 57
4.2.12 Floculação ............................................................................................................................................... 60
Unidade II
5 SOLUÇÕES: IMPORTÂNCIA NO LABORATÓRIO E PRINCIPAIS USOS ........................................... 64
5.1 Solubilidade de soluções ................................................................................................................... 65
5.1.1 Soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas ................................................................... 67
5.2 Preparo de soluções ............................................................................................................................70
5.2.1 Preparo de soluções de sólido em líquido .................................................................................... 70
5.2.2 Preparo de soluções de líquido em líquido .................................................................................. 71
5.2.3 Preparo de soluções de gás em líquido ......................................................................................... 72
5.2.4 Preparo de soluções de gás em gás ................................................................................................. 72
5.3 Concentração de soluções ................................................................................................................ 72
5.3.1 Concentração simples ........................................................................................................................... 73
5.3.2 Concentração em quantidade de matéria (molaridade) ......................................................... 80
5.3.3 Concentração molal ou molalidade ................................................................................................ 94
5.3.4 Título em massa e título em volume .............................................................................................. 96
5.3.5 Partes por milhão (ppm) ....................................................................................................................100
5.4 Diluição de soluções ..........................................................................................................................101
5.4.1 Diluição única .........................................................................................................................................102
5.4.2 Diluição seriada .....................................................................................................................................104
5.5 Mistura de soluções ...........................................................................................................................107
5.5.1 Mistura de soluções de um mesmo soluto .................................................................................107
5.5.2 Mistura de soluções de solutos diferentes que não reagem entre si ..............................109
6 PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES .................................................................................111
6.1 Solutos moleculares e iônicos .......................................................................................................113
6.2 Pressão de vapor, temperatura de ebulição e temperatura de 
congelamento de líquidos puros .........................................................................................................115
6.2.1 Pressão de vapor de líquidos puros ............................................................................................... 115
6.2.2 Temperatura de ebulição de líquidos puros ............................................................................... 117
6.2.3 Temperatura de congelamento de líquidos puros ................................................................... 118
6.2.4 Diagrama de fases da água pura e das soluções aquosas ................................................... 119
6.3 Propriedades coligativas: lei de Raoult .....................................................................................120
6.4 Determinação das massas molares de solutos .......................................................................123
6.5 Osmometria ..........................................................................................................................................125
Unidade III
7 CROMATOGRAFIA E ELETROFORESE ......................................................................................................135
7.1 Cromatografia ......................................................................................................................................135
7.1.1 Fenômeno de adsorção ..................................................................................................................... 135
7.1.2 Tipos de cromatografia ...................................................................................................................... 136
7.2 Eletroforese ...........................................................................................................................................140
8 ESPECTROFOTOMETRIA E DETERMINAÇÃO DO PH ..........................................................................142
8.1 Espectrofotometria ............................................................................................................................142
8.1.1 Natureza e absorção da luz ............................................................................................................. 143
8.1.2 Espectrofotômetros ............................................................................................................................ 145
8.2 Determinação do pH .........................................................................................................................147
8.2.1 Conceito de pH e de pOH ................................................................................................................. 148
8.2.2 Principais características das soluções ácidas e básicas .......................................................151
8.2.3 Soluções tampão .................................................................................................................................. 153
8.2.4 Técnicas de determinação do pH .................................................................................................. 154
9
APRESENTAÇÃO
O laboratório é o local onde são realizadas, virtualmente, todas as etapas da experimentação, seja 
ela realizada no âmbito da pesquisa básica, seja no de diagnóstico clínico. Conhecer a estrutura básica 
do laboratório e as principais técnicas analíticas usadas para caracterizar e quantificar as amostras 
de interesse do biomédico é essencial para a formação de um profissional atualizado e crítico, que 
consiga reconhecer as potencialidades e as limitações dos protocolos experimentais utilizados na 
rotina da profissão.
O biomédico pode atuar em diversas áreas, que incluem as análises clínicas, toxicológicas, ambientais, 
microbiológicas e a pesquisa científica. Dependendo da área de escolha do profissional, as amostras 
experimentais a serem analisadas apresentam características próprias, e conhecê-las é essencial para 
que a rotina laboratorial seja cumprida de maneira adequada.
Ao término deste estudo, o futuro graduado em Biomedicina deve ser apto a reconhecer 
os principais instrumentos utilizados nos laboratórios experimentais e clínicos; prever as 
propriedades das substâncias puras e das misturas utilizadas nos processos analíticos; calcular 
a concentração das soluções utilizadas na rotina laboratorial, assim como suas propriedades 
coligativas; e conhecer as principais técnicas analíticas utilizadas na rotina laboratorial.
INTRODUÇÃO
O laboratório é um espaço físico que contém os equipamentos necessários para que determinado 
conjunto de análises seja realizado. Diferentes áreas do conhecimento científico envolvem o uso de 
diferentes equipamentos e técnicas, assim, cada laboratório é otimizado para um ou mais tipos 
de análise (análises físico-químicas, microbiológicas, toxicológicas, clínicas etc.).
Nesse local, as condições de temperatura, pressão e umidade devem ser conhecidas e controladas, 
e os procedimentos experimentais devem ser detalhados e executados seguindo-se as boas práticas de 
laboratório e as normas de biossegurança. As boas práticas e o controle das condições experimentais 
visam garantir a reprodutibilidade dos resultados obtidos nos experimentos.
Os componentes básicos de um laboratório são: as vidrarias, por exemplo, os tubos de ensaio, 
os béqueres, as provetas etc.; os equipamentos utilizados para facilitar o preparo, a manutençãoe a 
manipulação das amostras, como, por exemplo, as balanças, as estufas, as capelas e os fluxos laminares; 
os equipamentos utilizados na análise qualitativa e quantitativa das amostras, como, por exemplo, os 
pHmetros (lê-se “peagâmetro”), os espectrofotômetros, as cubas de eletroforese, os destiladores, os 
equipamentos de cromatografia etc.
Esses componentes são utilizados nas diferentes etapas da experimentação. Caso o objetivo seja, 
por exemplo, padronizar um novo teste diagnóstico a partir de amostras de urina, deve-se, em primeiro 
lugar, preparar as soluções que serão utilizadas no experimento, utilizando-se o béquer, a balança e 
o balão volumétrico; em seguida, deve-se conhecer as propriedades das soluções preparadas, como, 
por exemplo, o pH, com o auxílio de um pHmetro. A próxima etapa é utilizar a solução preparada no 
10
experimento propriamente dito: a amostra de urina pode ser diluída na solução preparada anteriormente 
e sua absorbância lida em um espectrofotômetro, o que permite o diagnóstico.
O objetivo da disciplina de Bases Analíticas do Laboratório Clínico é fornecer ao aluno do 
curso de Biomedicina a fundamentação teórica necessária para que desempenhe as atividades 
laboratoriais de maneira adequada e satisfatória, tanto durante o curso quanto durante sua trajetória 
profissional. Para isso, serão abordados os equipamentos mais utilizados na prática laboratorial, as 
principais características e propriedades das amostras experimentais, os métodos de separação de 
misturas mais importantes, os procedimentos necessários para o preparo de soluções e as principais 
técnicas de análise qualitativa e quantitativa de amostras biológicas e não biológicas.
11
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Unidade I
1 ESTRUTURA DO LABORATÓRIO ANALÍTICO
De maneira geral, um laboratório analítico deve apresentar a seguinte infraestrutura: iluminação e 
sistema de controle de temperatura adequados; bancadas, de material impermeável e de fácil limpeza; 
bancos, que permitam o posicionamento adequado e confortável do experimentador; pias, em número 
adequado para o bom andamento dos experimentos; equipamentos de proteção coletiva, como os 
lava-olhos; equipamentos fixos, como a capela de exaustão e o fluxo laminar; e, como já discutido 
anteriormente, as vidrarias e os demais equipamentos que irão possibilitar a análise qualitativa e 
quantitativa das amostras experimentais.
Figura 1 – Imagem de um laboratório, evidenciando as vidrarias utilizadas na rotina laboratorial
 Saiba mais
Os requisitos mínimos para o funcionamento dos laboratórios clínicos 
estão descritos no portal da Anvisa em:
BRASIL. Ministério da Saúde. Agência Nacional de Vigilância 
Sanitária. Resolução RDC nº 302, de 13 de outubro de 2005. Brasília: 
Ministério da Saúde, 2000. Disponível em: <http://portal.anvisa.gov.br/
documents/10181/2718376/RDC_302_2005_COMP.pdf/7038e853-afae-
4729-948b-ef6eb3931b19>. Acesso em: 6 fev. 2019.
12
Unidade I
A partir de agora, serão apresentadas as principais vidrarias, recipientes e equipamentos utilizados 
nos laboratórios de experimentação e de análises clínicas.
1.1 Vidrarias e demais recipientes
Os recipientes utilizados para acondicionar e transferir as amostras geralmente são de vidro borossilicato 
temperado, mas também podem ser de plástico ou de cerâmica, de acordo com a sua finalidade.
Esse tipo de material, também conhecido como Pyrex®, é um vidro especial que passou por um 
tratamento térmico, o que altera sua dureza e sua resistência mecânica frente às variações de temperatura. 
Isso possibilita que os recipientes sejam submetidos a temperaturas altas sem quebrar e, ao sofrer impactos, 
os estilhaços gerados sejam pequenos e menos prováveis para causar ferimentos nas pessoas.
Nos laboratórios de química e de experimentação biomédica, a maioria das amostras e reagentes 
encontram-se no estado líquido. Os recipientes utilizados para acondicioná-los são denominados 
TC (to contain) e aqueles utilizados para transferência de líquidos para outros recipientes denominam-se 
TD (to deliver). Esses vasilhames serão apresentados mais a seguir, quando também serão apresentados 
os principais recipientes utilizados na análise e processamento de sólidos, bem como os equipamentos 
e vidrarias utilizados na separação dos componentes de uma mistura, como, por exemplo, o funil de 
decantação, o balão Kitasato, o balão de destilação etc. Todos esses recipientes apresentam diferentes 
graus de exatidão e de precisão.
Exatidão refere-se ao grau de conformidade de uma medida ou aferição ao valor de referência 
padrão correspondente. Assim, quanto mais exata for a graduação de um frasco, mais próxima do 
valor real ela é. Precisão, por sua vez, refere-se ao grau de variação dos resultados de uma medição ou 
aferição, e é representada pelo desvio padrão dos valores. Uma vez que a leitura do volume de líquido 
contido em um béquer é realizada a partir da visualização do nível desse líquido no recipiente, espera-se 
que haja variação significativa quando observações consecutivas são consideradas.
1.1.1 Recipientes TC (to contain)
Em inglês, o termo to contain significa “para conter”. Portanto os recipientes TC são adequados para conter, 
ou acondicionar, volumes líquidos. Os principais recipientes TC são o béquer, os tubos de ensaio, o microtubo 
balão de Erlenmeyer, os balões de fundo chato e de fundo redondo, o balão volumétrico e a proveta.
O béquer é um recipiente cilíndrico, de fundo chato e boca larga, que apresenta um bico na borda 
superior. É adequado para realizar misturas e reações químicas, na presença ou não de calor. O formato 
cilíndrico facilita a manipulação dos líquidos, e a boca larga e o bico auxiliam sua transferência para 
outros recipientes.
Esses frascos são confeccionados de vidro temperado ou de plástico rígido, como o polietileno, 
por exemplo. Diferentes tamanhos permitem o acondicionamento de volumes de líquidos que variam 
de 1 mililitro (mL) a 20 litros (L). Os mais utilizados nos laboratórios clínicos comportam volumes de 
10 mL a 1 L.
13
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Embora seja graduado, o béquer apresenta baixa exatidão e precisão na aferição de volumes. Portanto 
a estimativa do volume de líquido contido em um béquer é grosseira.
Figura 2 – Béquer
O tubo de ensaio é um recipiente cilíndrico, de fundo arredondado, que acondiciona pequenos 
volumes de amostra (de 5 a 10 mL) e permite a realização de reações químicas em pequena escala, além 
de ser facilmente adaptado a centrífugas clínicas. Não é graduado, mas pode ser aquecido, quando feito 
de vidro temperado.
Figura 3 – Tubo de ensaio
Volumes ainda menores podem ser acondicionados em tubos plásticos resistentes ao calor, com 
tampa, com capacidade de até 2 mL, denominados microtubos ou tubos Eppendorf®. São muito 
utilizados em ensaios de biologia molecular, cujos experimentos envolvem, geralmente, volumes de 
reação muito reduzidos.
Figura 4 – Representação esquemática de um microtubo
O frasco ou balão de Erlenmeyer tem fundo chato, formato de cone invertido, boca estreita e ausência 
de bico. Essa forma facilita o manuseio e a agitação manual da amostra; evita que o líquido contido 
14
Unidade I
no interior espirre para fora, minimizando a perda de material durante a sua agitação manual; facilita 
o contato do solvente com partículas que eventualmente aderem às suas paredes, contribuindo para a 
correta homogeneização da amostra; minimiza a evaporação de líquidos voláteis; e diminui a área de 
contato da amostra com o meio externo, o que minimiza a ocorrência de contaminações.
Os usos do balão de Erlenmeyer incluem o acondicionamento, o aquecimento e o armazenamento 
de amostras líquidas, a realização de reações de titulação, o acondicionamento e aquecimento de 
meios de cultura e a filtração simples, realizada quando um funil de vidro, contendo papel de filtro, é 
acoplado à saída do Erlenmeyer.
À semelhança dos béqueres, esses recipientes são confeccionadosde vidro temperado ou plástico, 
apresentam diversos tamanhos e, embora sejam graduados, apresentam baixa exatidão e precisão.
Figura 5 – Representação esquemática de um balão de Erlenmeyer
 Lembrete
A titulação é uma técnica experimental utilizada para determinar 
a concentração de uma solução, a partir de sua reação com outra, de 
concentração conhecida. O balão de Erlenmeyer facilita a homogeneização 
da amostra e minimiza as eventuais perdas durante o procedimento.
O balão de fundo chato também apresenta boca estreita e é utilizado para acondicionar 
amostras líquidas e para fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser acondicionado em 
cima de uma tela de amianto sobre um tripé, o que possibilita o aquecimento da amostra pelo bico 
de Bunsen. Não apresenta escala de graduação.
Figura 6 – Balão de fundo chato
15
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
O balão de fundo redondo é utilizado para os mesmos fins. No entanto, por não apresentar base 
achatada, precisa ser acondicionado em suporte de metal para ser utilizado.
O balão volumétrico apresenta forma de pera, fundo plano e gargalo retilíneo, comprido, estreito e 
com tampa. No gargalo, encontra-se uma marca horizontal que indica o volume exato do recipiente à 
temperatura ambiente (20 °C). Esse instrumento é muito utilizado para preparar soluções, pois permite 
que o volume seja aferido com grande precisão e exatidão.
Por se tratar de uma vidraria de medida exata, não deve ser aquecido, uma vez que o calor dilata 
o vidro e altera seu volume. Por conter gargalo estreito e longo, não se deve adicionar sólidos em seu 
interior, pois podem ficar retidos nessa região, o que dificulta a homogeneização. Assim, no preparo de 
soluções, é adequado primeiramente dissolver a amostra sólida ao solvente líquido em um béquer para, 
em seguida, ajustar o volume final da solução no balão volumétrico.
A maioria dos balões volumétricos apresentam-se nos volumes de 50, 100, 250, 500 e 1.000 mL, e 
cada frasco permite a aferição de um único volume, representado pela marcação no gargalo. Portanto 
a principal desvantagem reside no fato de esses instrumentos não permitirem aferições intermediárias.
500 ml
Figura 7 – Balão volumétrico
Outra maneira de aferir volumes é utilizando-se a proveta. Trata-se de um frasco cilíndrico, graduado, 
com base plana, que é utilizada para determinar o volume de líquidos e para realizar transferências 
entre recipientes. É graduada e, portanto, permite a aferição de volumes intermediários. No entanto, a 
exatidão é menor do que a observada com o uso de balão volumétrico.
As provetas são confeccionadas de vidro temperado ou plástico resistente, e não podem ser aquecidas, 
a fim de evitar a diminuição da exatidão.
16
Unidade I
Figura 8 – Proveta
 Lembrete
As provetas são mais utilizadas quando se deseja aferir volumes de 
amostras líquidas, já que, na maioria das vezes, os volumes aferidos são 
inexatos. Os balões volumétricos, por sua vez, são utilizados quando se 
deseja preparar determinados volumes de solução (2.000 mL, 1.000 mL, 
500 mL, 250 mL, 100 mL, 50 mL, 10 mL ou 5 mL, mais usualmente), ou ainda 
reservar esses mesmos volumes de líquido.
1.1.2 Recipientes TD (to deliver)
Em inglês, o termo to deliver significa “para entregar”. Portanto os recipientes TD são adequados para 
transferir volumes específicos de líquidos de um recipiente para outro. Os principais recipientes TD são 
a bureta e as pipetas.
A bureta é um equipamento graduado, cilíndrico, aberto em ambas as extremidades e com uma 
torneira na extremidade inferior que permite o escoamento de volumes exatos de líquidos. É utilizada 
nas titulações, por permitir o escoamento lento de volumes exatos de líquido. Apresenta alta exatidão, 
o que permite a aferição de volumes de maneira confiável.
17
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Figura 9 – Bureta
As pipetas são equipamentos cilíndricos, de vidro temperado, com aberturas em ambas as extremidades, 
utilizadas para aferir o volume de líquidos e para transferi-los para outros recipientes. Caso os volumes 
sejam variáveis, utiliza-se a pipeta graduada. Volumes fixos, por sua vez, são transferidos com o uso de 
uma pipeta volumétrica.
Existem pipetas com capacidade de menos de 1 mL até as que acondicionam o volume máximo de 25 mL. 
As pipetas graduadas apresentam maior exatidão do que as provetas. As volumétricas apresentam maior 
exatidão do que as graduadas e precisão intermediária.
A) B) 
Figura 10 – Representação esquemática de uma pipeta graduada (A) e de uma pipeta volumétrica (B)
Para realizar a pipetagem, é necessário acoplar a pipeta de vidro a um pipetador desmontável ou a 
uma pera de borracha. Esses equipamentos são utilizados para auxiliar a sucção dos líquidos, uma vez 
que criam vácuo na amostra, o que impulsiona o líquido em direção à pipeta.
A fim de facilitar o processo de sucção e permitir a transferência de pequenos volumes com elevada 
exatidão e precisão, mais recentemente foram desenvolvidas as pipetas automáticas, equipamentos 
18
Unidade I
dotados de uma parte fixa com pistão que, quando acionado, cria o vácuo necessário para aspirar a 
amostra, que é acondicionada em uma ponteira removível de plástico acoplada à parte fixa. Ao acionar 
novamente o pistão, a amostra é desprezada no recipiente de escolha.
Figura 11 – Pipeta automática
 Observação
As pipetas automáticas são muito utilizadas em ensaios de biologia 
molecular, bioquímica e microbiologia, por permitirem a pipetagem de 
pequenos volumes, usualmente de 1 microlitro (µL) a 1 mL.
1.1.3 Outros recipientes
Além dos recipientes utilizados na análise volumétrica e no acondicionamento de líquidos, outros 
equipamentos são importantes para processamento e acondicionamento de amostras no estado sólido. 
Os principais são o vidro de relógio, o almofariz com pistilo, o cadinho de porcelana, o triângulo de 
porcelana e a cápsula de porcelana.
O vidro de relógio tem formato arredondado e côncavo, e é utilizado para pesar e acondicionar 
amostras sólidas. O almofariz e o pistilo são utilizados para pulverizar amostras sólidas, enquanto o 
cadinho de porcelana, quando acondicionado no triângulo de porcelana, que atua como um suporte, é 
utilizado para aquecer sólidos a altas temperaturas. A cápsula de porcelana, por sua vez, é usada para 
secar e concentrar amostras líquidas.
19
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
A)
C)
B)
D)
Figura 12 – Representação esquemática de um cadinho de porcelana (A), de um triângulo 
(B), de uma cápsula de porcelana (C) e de um almofariz com pistilo
1.2 Principais equipamentos utilizados no processamento das 
amostras laboratoriais
Os principais equipamentos presentes nos laboratórios de análise que auxiliam na obtenção, no 
processamento e na manipulação das amostras são a capela de exaustão, o fluxo laminar, a balança, 
o agitador magnético e o agitador vórtex. Outros equipamentos laboratoriais, que têm como objetivo 
fornecer um resultado, baseado na análise de algum parâmetro específico da amostra experimental, 
como, por exemplo, o espectrofotômetro, o pHmetro, os equipamentos de cromatografia e as cubas de 
eletroforese, ou ainda aqueles utilizados nos processos de separação de misturas, como a centrífuga, 
serão abordados posteriormente neste livro-texto.
A capela de exaustão pode ser considerada um equipamento de proteção coletiva que tem como 
finalidade dissipar gases potencialmente nocivos e fornecer uma barreira física entre o experimentador e 
a amostra. Portanto, se esta, a ser manipulada, for volátil, sua manipulação deve ser feita em uma capela 
de exaustão. Esse equipamento é constituído de uma câmara com paredes rígidas e uma bancada, e 
apresenta em sua face anterior uma abertura, uma janela que pode ser mantida aberta ou fechada, por 
meio de uma estrutura de material transparente, normalmente acrílico, denominada guilhotina.
Quando em funcionamento, um fluxo ascendente de ar incide por todo o ambiente interno da capela,o que possibilita que os vapores provenientes das amostras sejam levados para fora do laboratório 
através de um duto.
Os equipamentos de fluxo laminar apresentam estrutura semelhante às capelas de exaustão, porém 
o fluxo de ar é filtrado, utilizando-se filtros específicos, denominados Hepa (do inglês high efficiency 
particulate air – ar particulado de alta eficiência), antes de atingir a cabine, o que garante a esterilidade 
do ambiente e da amostra. Esses filtros são empregados para a proteção do usuário e/ou das amostras 
durante os procedimentos de rotina em um laboratório, uma vez que possibilita a criação de áreas de 
20
Unidade I
trabalho estéreis para a manipulação de materiais biológicos e de materiais esterilizados. Os fluxos 
laminares são muito utilizados nas análises microbiológicas.
Não se deve confundir os equipamentos de fluxo laminar com as cabines de segurança biológica. 
Enquanto os primeiros fornecem um ambiente estéril para as amostras, protegendo-as de contaminação, 
as cabines de segurança biológica protegem-nas, mas também o manipulador e o meio ambiente 
da contaminação, pois promovem a filtragem do ar tanto no momento de entrada (filtragem de 
insuflamento) quanto no momento de saída do equipamento (filtragem de exaustão).
Na maioria das análises, uma balança analítica é usada para se obter a massa da amostra, se for 
possível “pesar”, com alta exatidão e precisão. Usualmente apresentam um prato, para colocação 
da amostra, e portinholas laterais de vidro que a protegem de correntes de ar, que podem provocar 
instabilidade na leitura da massa.
As balanças analíticas devem estar acondicionadas em salas com condições de temperatura e pressão 
controladas, o que garante a precisão nas medidas obtidas.
Balanças semianalíticas são utilizadas quando a necessidade de resultados confiáveis não é crítica.
Após a pesagem, a massa da amostra é expressa em quilogramas (kg), gramas (g) ou em 
miligramas (mg).
Figura 13 – Balança analítica
O agitador magnético é um equipamento que permite a agitação do líquido que constitui uma 
amostra por meio de um ímã, acondicionado dentro desta, movido por um campo magnético rotativo. 
21
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Permite que a amostra líquida permaneça sob agitação por longos períodos de tempo, o que otimiza a 
dissolução de sólidos no preparo de soluções. Pode ou não conter placa aquecida.
Figura 14 – Agitador magnético
Caso a amostra esteja contida em um tubo de ensaio e necessite de agitação vigorosa e breve, 
utiliza-se o agitador vórtex. Ele é composto de um motor que gera um movimento de rotação rápida em 
uma peça de borracha sintética, sobre a qual é acondicionado o tubo que se deseja agitar, o que cria um 
vórtice no líquido contido no tubo. Esse equipamento é utilizado em experimentos de química, biologia 
molecular e biotecnologia, entre outros.
2 AMOSTRAS EXPERIMENTAIS
2.1 Principais conceitos
Agora que já conhecemos os componentes básicos de um laboratório, vamos falar sobre o alvo de 
nossos experimentos e análises, a amostra experimental.
Nas análises laboratoriais, amostra pode ser definida como uma porção representativa da espécie ou 
do composto a ser analisado. Ela contém os analitos, que são os componentes de interesse na análise, 
ou seja, aqueles que terão suas propriedades químicas e/ou físicas determinadas experimentalmente.
22
Unidade I
Exemplo de aplicação
Imagine que você precise determinar a concentração de glicose no sangue de um paciente. 
Nesse caso, a amostra experimental será a alíquota de sangue, o analito será a glicose, e a 
análise será o método que você vai utilizar para determinar a concentração desse analito 
(espectrofotometria, por exemplo).
A amostra experimental geralmente é constituída de diferentes substâncias químicas misturadas 
entre si, ou seja, de diferentes tipos de moléculas ou de compostos que coexistem nela. As suas 
propriedades são dependentes das moléculas e de outras partículas que as constituem, e também 
das proporções entre elas.
Uma amostra muito utilizada nas análises biomédicas é a de sangue. Nesse tecido, temos uma 
infinidade de componentes: as células sanguíneas e as muitas moléculas que compõem essas células, os 
gases oxigênio (O2) e carbônico (CO2) dissolvidos na parte líquida do sangue, as proteínas, por exemplo, 
a glicose, a albumina, os íons (Na+, Ca2+, Cl−) etc. Essa complexidade justifica os vários diagnósticos 
que podem ser obtidos a partir da realização de um exame de sangue. Dependendo do analito que se 
deseja avaliar, há um protocolo experimental que indica os procedimentos laboratoriais necessários para 
simular o fenômeno físico-químico que indicará a sua ausência ou presença, e, muitas vezes, também 
sua quantidade.
É importante entendermos o conceito por trás de cada um dos termos citados no parágrafo anterior, 
para que haja efetiva compreensão dos fenômenos físicos e químicos pelos quais a amostra experimental 
pode ser submetida, fenômenos estes que serão abordados ao longo do livro.
Um conceito muito importante, no estudo da química, é o conceito de matéria, que é tudo aquilo 
que tem massa e ocupa lugar no espaço (ou seja, tem volume). Portanto podemos dizer que tudo o que 
nos cerca é constituído de matéria, cuja unidade principal é o átomo.
 Observação
Átomo é a menor partícula que ainda guarda as características 
de um elemento químico. Apresenta núcleo, que contém prótons e 
nêutrons, e eletrosfera, que contém elétrons.
Dependendo do número de prótons presentes no núcleo de um átomo, temos um determinado 
elemento químico. O documento que lista e descreve os elementos químicos é a tabela periódica. 
Exemplos de elementos químicos são o hidrogênio (H), o sódio (Na), o cloro (Cl), o oxigênio (O), o 
carbono (C), dentre tantos outros.
23
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Figura 15 – Tabela periódica dos elementos
Em determinadas situações, os átomos de alguns elementos químicos podem ganhar ou perder elétrons, 
o que faz com que eles se transformem em íons. Quando um átomo ganha um ou mais elétrons, ele passa 
a ser denominado ânion, e adquire carga negativa. Quando perde um ou mais elétrons, ele passa a ser 
denominado cátion, e adquire carga positiva. Exemplos de íons são: H+, Na+, Cl−,O2
− etc.
Os elementos químicos combinam-se entre si, originando compostos químicos, cujos principais 
representantes são as moléculas e os compostos iônicos. Podemos definir molécula como uma entidade 
constituída de mais de um átomo, na qual esses átomos encontram-se ligados entre si por meio de 
ligações covalentes. Exemplos: água (H2O), gás oxigênio (O2), glicose (C6H12O6) etc. Compostos iônicos, 
por sua vez, são compostos químicos nos quais existem íons ligados por meio de ligações iônicas. Como 
exemplo, temos o cloreto de sódio (NaCl), ou sal de cozinha, no qual os elementos sódio e cloro estão 
unidos por ligações iônicas.
 Observação
Ligação covalente é o compartilhamento de um elétron por dois átomos. 
Ligação iônica, por sua vez, é a doação de um elétron de um átomo para outro.
Cada molécula, de ocorrência natural ou artificial, presente em um sistema, é denominada 
substância química ou espécie química. Exemplos: H2O indica a substância química água, O2 
representa a substância química gás oxigênio etc.
24
Unidade I
 Saiba mais
A estrutura do átomo é descrita em:
BROWN, T. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016.
Para sedimentarmos os conceitos apresentados, vamos tomar como exemplo uma amostra de água.
A água é uma substância química, de fórmula H2O. Isso significa que a sua molécula é constituída de 
dois átomos do elemento químico hidrogênio (H) ligados, por meio de ligações químicas do tipo covalente, 
a um átomo de oxigênio (O), assumindo a seguinte estrutura:
Figura 16 – Representação esquemática da estrutura tridimensional da molécula da água. 
O átomo de oxigênio está representado em vermelho e os de hidrogênio em branco
Todas as propriedadesda substância química água, incluindo as temperaturas de ebulição e de 
fusão, a densidade, a tensão superficial, a viscosidade, entre outras, são consequências de sua estrutura 
química e das condições de temperatura e pressão às quais a amostra é submetida. Se outras moléculas 
ou partículas são adicionados a esta, suas propriedades são alteradas.
Um exemplo é a água que bebemos: ela apresenta, além das moléculas de H2O, íons bicarbonato 
(HCO3
−), sódio (Na+), cloreto (Cl−), dentre tantos outros que a tornam potável. Uma amostra de água 
pura, por outro lado, é constituída somente de moléculas de H2O, é denominada água destilada e não é 
adequada para beber. Imagine como é feita a análise de uma amostra de água para consumo humano. 
Todos os componentes que constituem essa mistura podem ser determinados e quantificados utilizando 
técnicas experimentais.
O primeiro passo na análise de uma amostra experimental é determinar se ela é uma 
substância pura ou uma mistura. Em resumo, dizemos que o sistema de estudo é constituído 
de uma substância pura quando existe apenas uma espécie química (uma molécula, um 
composto) na amostra, como é o caso da água destilada (somente moléculas de H2O). 
Por outro lado, a amostra é uma mistura quando existe mais de uma substância presente no 
sistema, como a água potável (constituída por moléculas de H2O, íons Na
+, Cl−, HCO3
− etc.). 
25
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
As amostras experimentais, assim como todas as coisas que nos cercam são, na verdade, 
misturas de diferentes substâncias químicas.
Podemos ainda classificar um sistema como homogêneo ou heterogêneo. Dizemos que um 
sistema é homogêneo quando se apresenta uniforme e com características iguais em toda sua 
extensão, ou seja, com apenas uma fase (um aspecto ou aparência). Um sistema heterogêneo, 
por sua vez, não se apresenta uniforme e, portanto, não tem as mesmas características em toda 
sua extensão. Os sistemas heterogêneos apresentam mais de uma fase, ou seja, mais de um 
aspecto ou aparência.
Um exemplo de sistema homogêneo é uma amostra constituída de água destilada no estado 
líquido. Uma vez que ela é composta apenas de moléculas H2O e se encontra no mesmo estado de 
agregação (líquido), é de se esperar que as características desse sistema sejam uniformes. No entanto, se 
considerarmos um segundo sistema, constituído de água destilada no estado líquido e no estado sólido 
(gelo), ele será classificado como heterogêneo que contém duas fases, com características diferentes 
entre si. Portanto as substâncias puras podem constituir sistemas homogêneos ou heterogêneos, a 
depender do estado de agregação de suas moléculas.
Da mesma maneira, misturas podem constituir sistemas homogêneos ou heterogêneos. Imagine 
um sistema composto de água destilada e sal de cozinha (NaCl) dissolvido. Mesmo sendo uma 
mistura, o aspecto da amostra é homogêneo, ou seja, o sistema apresenta uma fase. Agora, imagine 
um sistema composto de água destilada e areia. A areia não se dissolve na água, portanto temos um 
sistema heterogêneo, constituído por duas fases.
É importante ressaltar que o critério de classificação de um sistema em homogêneo e 
heterogêneo é relativo, pois depende dos instrumentos disponíveis para a observação da amostra. 
Uma porção de sangue, por exemplo, pode parecer homogênea a olho nu, porém, ao observá-la em 
um microscópio óptico, percebemos que ela é constituída por vários tipos celulares, com aspectos 
diversos. Portanto o sangue constitui um sistema heterogêneo, mesmo que suas diferentes fases 
não sejam observáveis a olho nu.
2.2 Propriedades da matéria
Uma maneira de determinarmos se um sistema é constituído de uma substância pura ou de uma 
mistura, em especial quando o seu aspecto é homogêneo, é avaliar suas propriedades, que são: densidade, 
temperatura de ebulição/condensação, temperatura de fusão/solidificação, viscosidade, reatividade, 
hidrossolubilidade, lipossolubilidade, calor específico, dureza e propriedades organolépticas (odor, gosto 
e aparência).
As propriedades da matéria apresentam valores bem definidos nas substâncias puras (na dependência 
das condições de temperatura e pressão às quais a amostra está submetida), mas não nas misturas, já 
que essas propriedades variam em função das substâncias que as compõem.
26
Unidade I
2.2.1 Propriedades gerais da matéria
Existem algumas propriedades que são inerentes a todo e qualquer sistema, ou seja, não dependem 
da composição da matéria que constitui a amostra. São suas propriedades gerais, a saber: a massa, o 
volume, a inércia, a impenetrabilidade, a divisibilidade, a compressibilidade, a elasticidade e a porosidade. 
As mais utilizadas nas análises laboratoriais são a massa e o volume (afinal, matéria é tudo aquilo que 
tem massa e ocupa lugar no espaço, ou seja, tem volume).
A massa é a medida da quantidade de matéria. No laboratório, é determinada com o uso da balança 
analítica e expressa, normalmente, em gramas (g) ou em seus múltiplos e submúltiplos.
Os principais múltiplos do grama são o quilograma (kg) e a tonelada (t); os principais submúltiplos 
são o miligrama (mg), o micrograma (µg), o nanograma (ng) e o picograma (pg). A relação entre essas 
unidades e o grama é a seguinte:
• 1 t = 106 g, ou 1.000.000 de gramas.
• 1 kg = 103 g, ou 1.000 gramas.
• 1 mg = 10−3 g, ou 0,001 gramas.
• 1 µg = 10−6 g, ou 0,000001 gramas.
• 1 ng = 10−9 g, ou 0,000000001 gramas.
• 1 pg = 10−12 g, ou 0,000000000001 gramas.
 Observação
As balanças analíticas são capazes de aferir massas no intervalo de 
gramas a miligramas. Massas menores do que 1 mg devem ser estimadas 
utilizando-se outras técnicas experimentais.
O volume é a grandeza que expressa a extensão de um corpo em três dimensões: o comprimento, a 
largura e a altura. Em outras palavras, o volume é a medida de quanto espaço a amostra ocupa.
Em amostras líquidas, o volume pode ser estimado com o auxílio de um balão volumétrico, de 
uma proveta ou de uma pipeta. Em amostras sólidas, o volume é estimado com base no princípio 
de Arquimedes: ao se mergulhar completamente um sólido em um sistema constituído de um 
líquido, este irá deslocar para cima; a alteração de volume do sistema corresponde ao volume 
do sólido.
27
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Figura 17 – Princípio de Arquimedes. A imersão de um sólido em uma amostra líquida desloca 
um volume de líquido que é correspondente ao do sólido em imersão
No Sistema Internacional (SI), o volume é expresso em metro cúbico (m3). No entanto, é 
comum utilizarmos, para expressar o volume de amostras líquidas, o litro (L) e seus submúltiplos 
(os mais utilizados são o mililitro, ou mL, e o microlitro, ou µL).
• Um litro (L) corresponde a 1 decímetro cúbico (dm3).
• Um mililitro (mL) é a milésima parte do litro (10−3 L) e corresponde a 1 cm3.
• Um microlitro (µL) corresponde a 1 mm3 ou a 10−6 L.
Existem micropipetas que permitem a aferição de volume tão diminutos quanto 0,2 µL.
 Saiba mais
As demais propriedades gerais da matéria (inércia, impenetrabilidade, 
divisibilidade, compressibilidade, elasticidade e porosidade) são descritas em:
CANTO, E. L.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: 
Moderna, 2007. v. 1.
2.2.2 Propriedades específicas da matéria
São propriedades individuais de cada tipo particular de matéria. As principais são: propriedades 
organolépticas, que são percebidas através dos sentidos (cor, odor, sabor, brilho, transparência); as temperaturas 
nas quais ocorrem as mudanças de estado físico (temperatura de fusão/solidificação, temperatura de 
ebulição/condensação), a densidade ou massa específica, a lipossolubilidade ou capacidade de se dissolver em 
solventes apolares, a hidrossolubilidade ou capacidade de se dissolver em solventes polares, a polaridade ou 
28
Unidade I
carga elétrica, a dureza, a tenacidade, a maleabilidade, a ductibilidade, a permeabilidade, a condutibilidade, a 
reatividade, a acidez, a basicidade etc.Dentre as propriedades específicas da matéria, destacam-se três: a temperatura de fusão/solidificação, 
a temperatura de ebulição/condensação e a densidade. Ao determinar seus valores, podemos classificar 
uma amostra como sendo constituída de substância pura ou de mistura e, caso a amostra seja uma 
substância pura, podemos identificá-la.
As substâncias podem ser encontradas nos estados sólido, líquido, vapor ou gasoso, de maneira 
dependente das condições do sistema. Uma determinada substância apresenta a mesma estrutura 
química independentemente do estado físico que se encontra: a molécula da água, por exemplo, sempre 
será H2O, tanto no estado líquido quanto nos estados sólido, vapor e gasoso.
As principais diferenças entre esses estados físicos são a proporção de interações intermoleculares 
(forças que permitem a interação entre duas ou mais moléculas) e a energia cinética das moléculas que 
compõem o sistema (ou seja, o grau de agitação das moléculas). Portanto, ao adicionarmos energia em 
forma de calor ao sistema, a energia cinética das moléculas aumenta, ou seja, a temperatura do sistema 
aumenta. Isso resulta na ruptura das interações intermoleculares, já que as moléculas se encontram em 
movimento e, então, “se afastam”.
Nesse contexto, uma substância encontra-se no estado sólido quando existem muitas interações 
intermoleculares e pouca agitação das moléculas; no estado gasoso, quando existem muito 
poucas interações intermoleculares e muita agitação das moléculas. Os estados líquido e vapor são 
intermediários entre esses dois extremos.
A temperatura de fusão/solidificação corresponde à temperatura na qual ocorre a mudança do 
estado sólido para o líquido (fusão) ou o oposto (solidificação). A temperatura de ebulição/condensação 
corresponde à temperatura na qual ocorre a mudança do estado líquido para o estado de vapor (ebulição) 
ou o oposto (condensação).
Dizemos que, na temperatura de fusão/solidificação, coexistem as fases sólida e líquida e, na 
temperatura de ebulição/condensação, coexistem as fases líquida e vapor.
As passagens do estado sólido para o líquido e do estado líquido para o vapor ocorrem quando 
adicionamos calor à amostra, com consequente aumento da temperatura do sistema. As passagens do 
estado líquido para o sólido e do estado vapor para o líquido, por sua vez, ocorrem quando retiramos calor 
da amostra, havendo diminuição da temperatura do sistema. No sistema internacional, a temperatura 
é expressa em graus Celsius (°C).
As temperaturas de fusão/solidificação e de ebulição/condensação dependem da pressão exercida 
sobre o sistema. Portanto sempre devem ser expressas indicando-se essa variável. Como exemplo, temos 
as mudanças de estado físico da água ao nível do mar (1 atmosfera ou 1 atm de pressão), indicadas na 
curva de aquecimento a seguir:
29
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Neste trecho só 
existe gelo (sólido), 
cuja temperatura 
está subindo
Trecho de 
fusão: coexistem 
gelo e água em 
temperatura 
constante (0 ºC)
Trecho de 
ebulição: 
coexistem água 
e vapor em 
temperatura 
constante (100 ºC)
Gelo
Gelo + água
Iní
cio
 da
 fu
são
 (0
 ºC
)
Iní
cio
 da
 eb
uli
ção
 (1
00
 ºC
)
Fim
 da
 fu
são
 (0
 ºC
)
Fim
 da
 eb
uli
ção
 (1
00
 ºC
)
Água
Água + vapor
Vapor d'água
Tempo
Neste trecho 
só existe água 
(líquido), cuja 
temperatura está 
subindo
Neste trecho 
só existe vapor 
d'água, cuja 
temperatura está 
subindo
P.E. = 100 ºC 
(temperatura de 
ebulição)
Temperatura (ºC)
P.F. = 0 ºC 
(temperatura de 
fusão)
Figura 18 – Curva de aquecimento da água
Como podemos notar, a temperatura de ebulição da água pura ao nível do mar é de 100 °C. 
No entanto, na cidade de São Paulo, que fica cerca de 800 metros acima do nível do mar (0,92 atm 
de pressão), a mesma amostra de água entra em ebulição a 97 °C. Isso ocorre porque, para entrar em 
ebulição, a pressão dos vapores originados de um líquido deve ser maior do que a pressão atmosférica. 
Como ao nível do mar a pressão atmosférica é maior (a “coluna de ar” atmosférico e, portanto, a 
pressão que exerce sobre a superfície do planeta, é maior), a temperatura necessária para que a 
pressão dos vapores do líquido “vença” a pressão atmosférica ao nível do mar também é maior. 
O oposto ocorre em maiores altitudes. O gráfico a seguir mostra esse fenômeno por meio do diagrama 
de fases da água, que ilustra a relação entre a pressão do sistema e as temperaturas nas quais ocorrem 
as mudanças de fases.
0,0098 Temperatura (ºC)
Pressão (mmHg)
B A
C
Região da 
água sólida 
(gelo)
Região da 
água líquida
Região do 
vapor d'água
4,579 
mmHg
Figura 19 – Diagrama de fases da água
30
Unidade I
No diagrama, o eixo das abscissas (x) indica as temperaturas que o sistema pode assumir; enquanto 
o eixo das ordenadas (y), as pressões.
As linhas do diagrama, que assumem o formato aproximado de uma letra Y, marcam as condições de 
temperatura e pressão nas quais ocorrem as mudanças de estado, em que a linha AT indica as condições 
de temperatura e pressão nas quais ocorre a passagem da água líquida para a forma de vapor, ou 
vice-versa; a linha BT marca a passagem do gelo para a água líquida, ou vice-versa; e a linha CT, por 
sua vez, marca a passagem do gelo diretamente para a forma de vapor, ou vice-versa, em um processo 
denominado sublimação. Note que, nas condições de pressão a 4,579 mmHg e temperatura a 0,0098 °C, 
os estados sólido, líquido e vapor coexistem. Trata-se de o ponto triplo da água (ponto T).
Em resumo, a análise do diagrama de fases da água deixa claro que, para cada condição de pressão 
(eixo y), temos uma temperatura de ebulição (eixo x).
 Observação
Cada substância tem suas temperaturas de mudança de estado. 
Exemplos: temperaturas de ebulição, a 1 atm: água, 100 °C; gás oxigênio, 
−182,8 °C; fósforo branco, 280 °C.
A densidade ou massa específica é outra propriedade específica da matéria muito importante nas 
análises laboratoriais. Ela indica a relação entre a massa e o volume ocupado por determinada amostra. 
Pode ser expressa em g/cm3 ou em kg/m3, e é calculada pela fórmula a seguir:
m
d
v
=
Onde:
• d é a densidade da amostra, em g/cm3
• m é a massa da amostra, em g
• v é o volume da amostra, em cm3
Na linguagem popular, dizemos que, quanto mais densa é uma amostra, mais “pesada” ela é. De fato, 
se compararmos 1 mL de água com 1 cm3 de ferro (lembre-se que 1 mL = 1 cm3), temos que, a 4 °C, 1 mL 
de água apresenta massa de 1 g, enquanto 1 cm3 de ferro apresenta massa de 7,87 cm3. Ou seja, as 
densidades da água e do ferro são, respectivamente, 1 g/cm3 e 7,87 g/cm3 e, portanto, o ferro é mais 
“pesado” do que a água.
31
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
 Observação
As amostras tendem a expandir em resposta ao aumento da 
temperatura. Portanto sempre devemos nos referir à sua densidade em 
relação à temperatura em que ela foi calculada.
Para calcular a densidade de uma amostra, devemos aferir sua massa e seu volume, utilizando os 
equipamentos já descritos. Determinados esses dois parâmetros, basta estabelecer a relação entre eles, 
dividindo-se a massa da amostra pelo volume correspondente.
Exemplo de aplicação
Imagine que você precisa calcular a densidade de uma solução líquida. Para isso, você pesa 
100 mL dessa solução e obtém o valor de 122,80 g, já descontada a massa do recipiente. Qual é a 
densidade da solução?
Os dados fornecidos no exercício são:
v = 100 mL (lembre-se de que 100 mL equivalem a 100 cm3).
m = 122,80 g
Resolução
Aplicando os valores na fórmula da densidade, temos que:
m
d
v
=
122,8
d
100
=
d = 122,8 g/cm3
Portanto a densidade da solução é 1,228 g/cm3.
Se quisermos aferir a densidade com maior precisão, uma alternativa é o uso da vidraria denominada 
picnômetro. Ele tem formato semelhante ao balão Erlenmeyer, no entanto apresenta paredes mais 
espessas e é produzido com um vidro que apresenta baixo coeficiente de dilatação, o que garante que a 
variação de volume em respostaa alterações de temperatura seja mínima. A capacidade do equipamento 
é indicada com alta exatidão, o que garante que o volume de líquido adicionado seja fidedigno.
32
Unidade I
Para realizar a aferição da densidade utilizando-se o picnômetro, deve-se primeiramente pesar 
o vidro vazio, para que sua massa seja, posteriormente, descontada (realiza-se a “tara” da balança). 
Em seguida, deve-se preencher o equipamento com o líquido que se deseja determinar a densidade (ou 
com o sólido previamente diluído) até a boca, sem que haja nenhuma bolha. O picnômetro preenchido é 
então pesado na balança. Após esse procedimento, basta dividir a massa obtida pelo volume do líquido 
adicionado para se obter a densidade da amostra.
2.3 Identificação da amostra com base em suas propriedades
Conforme já comentado anteriormente, ao observarmos as temperaturas nas quais ocorrem as 
mudanças de estado físico de uma amostra, podemos determinar se ela é constituída de substância 
pura ou se é uma mistura homogênea de mais de uma substância. Isso porque, se mantivermos a 
pressão do sistema constante, as temperaturas nas quais uma substância pura passa do estado sólido 
para o líquido e do líquido para o vapor, ou vice-versa, permanecem inalteradas durante todo o 
período em que ocorre a mudança de estado. Caso o sistema seja constituído de uma mistura, 
as temperaturas nas quais ocorrem essas mudanças de estado variam durante o processo, como 
pode ser observado nas curvas de aquecimento, a seguir.
t1 t1
0
A) B)
∆tF
100 ∆tE
t2 t2t3 t3t4 t4Tempo Tempo
Temperatura (ºC) Temperatura (ºC)
Líquido 
e vapor Vapor
Sólido Sólido
Vapor
Líquido Líquido
Sólido e 
líquido
Sólido e 
líquido
Líquido 
e vapor
Figura 20 – Curvas de aquecimento da água pura (A) e de uma solução aquosa (B)
 Lembrete
Substâncias puras são sistemas constituídos de uma única espécie 
química. Misturas são sistemas constituídos de mais de uma espécie química.
Algumas misturas apresentam comportamento semelhante ao das substâncias puras durante os 
processos de fusão ou de ebulição. São conhecidas como eutéticas e azeotrópicas.
Uma mistura eutética é aquela na qual a temperatura permanece constante ao longo de toda a 
duração da fusão. Um exemplo são as ligas metálicas em geral, por exemplo, a liga de cobre com estanho.
Uma mistura azeotrópica é aquela na qual a temperatura permanece constante durante toda a duração 
da ebulição. Um exemplo são as misturas de etanol e água. Os gráficos demonstram esses fenômenos.
33
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
t1 t1
TF
A) B)
∆tF
∆tE
TE
t2 t2t3 t3t4 t4Tempo Tempo
Temperatura (ºC) Temperatura (ºC)
Líquido 
e vapor Vapor
Sólido Sólido
Vapor
Líquido Líquido
Sólido e 
líquido
Sólido e 
líquido
Líquido 
e vapor
Figura 21 – Misturas eutéticas e azeotrópicas
Imagine que você dispõe de uma amostra, de aspecto homogêneo, que apresenta temperaturas 
de ebulição e de fusão constantes. Pelo que estudamos até agora, você já pode afirmar que a amostra 
é constituída de uma substância pura somente pela observação de que a temperatura do sistema 
permanece inalterada durante as mudanças de estado. No entanto, você talvez não consiga identificar 
de qual substância pura se trata a amostra sem antes determinar outras propriedades específicas, e, 
nesse aspecto, a determinação da densidade é particularmente útil.
Como exemplo, vamos pensar novamente em uma amostra de água pura. Se a amostra for constituída 
somente de moléculas de água (H2O), sua temperatura de fusão e de ebulição ao nível do mar serão, 
respectivamente, 0 °C e 100 °C. Ao adicionarmos essa amostra de água a um picnômetro de 50 mL (50 cm3) de 
capacidade, mantido a 4 °C, veremos que a massa da água contida no picnômetro será de 50 g. Dividindo-se 
a massa pelo volume, chegamos à conclusão de que a densidade da água pura, a 4 °C, é 1 g/cm3.
Somente a água pura, ou a espécie química H2O, apresenta essa tríade de propriedades específicas: 
temperatura de fusão ao nível do mar igual a 0 °C, temperatura de ebulição ao nível do mar igual a 
100 °C e densidade, aferida a 4o C, de 1 g/cm3.
Em resumo, podemos dizer que as propriedades específicas das substâncias puras, mas não das 
misturas, apresentam valores fixos e constantes (se as condições do ambiente também forem 
mantidas fixas e constantes). Nos referimos a essas propriedades como sendo as constantes físicas 
das substâncias puras ou espécies químicas.
Outras constantes físicas são: o calor específico, ou seja, a quantidade de calor necessária para 
aumentar em 1 °C a temperatura de 1 g do material; e o coeficiente de solubilidade, ou seja, a quantidade 
máxima da substância que conseguimos dissolver em 100 g de solvente etc.
Exemplo de aplicação
Imagine que você trabalha em um laboratório de análises ambientais e recebe uma amostra líquida, 
transparente, incolor, insípida e inodora. Com base apenas nessas propriedades, ditas organolépticas, 
você não pode afirmar que a amostra é uma substância pura (água pura, no caso) ou uma mistura de 
água com outras espécies químicas.
34
Unidade I
Se você aquecer a amostra e perceber que, ao nível do mar, ela entra em ebulição a 100,5 °C, congela 
a uma temperatura inferior a 0 °C e que as temperaturas variam ao longo da mudança de estado, você 
já pode inferir que não se trata da água pura.
Ao determinar a densidade da amostra, a 4 °C, ela será diferente de 1 g/cm3, afinal existem outras 
substâncias misturadas.
Para determinar quais os componentes dessa mistura, você precisará realizar o seu desdobramento, 
ou seja, utilizar processos de separação de mistura, como, por exemplo, a destilação, a fim de obter cada 
um dos componentes separadamente.
3 MISTURAS: PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS E CLASSIFICAÇÃO
Conforme discutido anteriormente, misturas são as amostras constituídas de mais de uma 
substância ou espécie química. De acordo com suas características, podemos classificá-las em três 
categorias: soluções verdadeiras, dispersões coloidais ou suspensões. Os critérios que definem à 
qual categoria uma mistura pertence são: número de fases, visibilidade das fases, tamanho das 
partículas do disperso, natureza das partículas do disperso e métodos que permitem a separação 
dos diferentes componentes do sistema.
 Observação
Dispersão é sinônimo de mistura e, portanto, é a disseminação de 
uma ou mais substâncias, ou partículas (dispersos), no corpo de outra 
substância (dispersante).
As soluções verdadeiras, ou somente soluções, são misturas homogêneas, ou seja, apresentam apenas 
uma fase. Não é possível identificar seus diferentes componentes a olho nu, ou mesmo com auxílio de 
microscópios ou outros equipamentos. Isso se deve ao fato de, nas soluções verdadeiras, o disperso 
(que, nas soluções, é denominado soluto) ser constituído de átomos, íons ou moléculas muito pequenas, de 
diâmetro médio de 0 a 1 nm, que se encontram dissolvidos no dispersante (que, nas soluções, 
é denominado solvente). Um exemplo é a solução salina, cujo solvente é a água, e o soluto, o sal cloreto 
de sódio (NaCl), que está dissolvido na água, originando os íons Na+ e Cl−. As soluções verdadeiras, suas 
características, preparo e principais propriedades serão estudadas mais a frente, neste livro-texto.
As soluções coloidais, também conhecidas como dispersões coloidais, são misturas que aparentam 
ser homogêneas a olho nu, mas que se mostram heterogêneas ao ultramicroscópio. Nestas, as partículas 
do disperso são aglomerados de átomos, íons ou moléculas, ou mesmo moléculas ou íons gigantes, e, 
portanto, apresentam diâmetro maior do que nas soluções verdadeiras: de 1 nm a 1.000 nm. Como as 
partículas do disperso são maiores, não é observado o fenômeno de dissolução, então as soluções 
coloidais apresentam mais de uma fase, mesmo que estas não sejam visíveis a olho nu. Um exemplo 
é a gelatina, constituída de colágeno, uma macromolécula.
35
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
 Observação
Alguns pesquisadores assumem que as partículascoloidais têm diâmetro 
entre 1 nm e 100 nm. Entretanto, evidências experimentais tendem a 
ampliar esse intervalo para 1.000 nm.
As suspensões são misturas heterogêneas cujas diferentes fases são visíveis a olho nu ou com o 
uso de um microscópio óptico comum. São constituídas de grandes aglomerados de átomos, íons ou 
moléculas, de diâmetro superior a 1.000 nm. Um exemplo é uma mistura de terra em água, na qual a 
terra constitui o disperso e a água o dispersante.
Você já deve ter percebido que as principais diferenças entre as soluções verdadeiras, as soluções 
coloidais e as dispersões são a natureza das partículas do disperso e o seu diâmetro. Isso influi 
nas maneiras pelas quais ele pode ser separado do dispersante. Nas soluções verdadeiras, pode-se 
usar a destilação e a cromatografia para esse fim; nas dispersões coloidais, a ultracentrifugação, a 
ultrafiltração, a diálise e a floculação; nas suspensões, métodos mais simples, como a decantação, 
a centrifugação comum e a filtração comum são suficientes. Esses processos de separação de misturas 
ainda serão abordados.
Muitas vezes, as misturas com as quais lidamos no laboratório são tão complexas, ou seja, 
apresentam tantos componentes, que são, ao mesmo tempo, soluções verdadeiras, coloides e 
suspensões. Um exemplo é o sangue.
• Existe uma série de íons, como o bicarbonato (HCO3
−), o sódio (Na+), o potássio (K+), o cloro (Cl−), 
assim como diversas moléculas, incluindo a glicose (C6H12O6), que se encontram em solução, ou 
seja, dissolvidos, na porção aquosa do sangue.
• Proteínas como, por exemplo, a albumina e as globulinas, apresentam diâmetro intermediário 
entre 1 nm e 1.000 nm e, portanto, constituem dispersões coloidais, ou seja, mesmo não sendo 
vistas a olho nu ou com o auxílio de um microscópio comum, não estão dissolvidas na parte 
aquosa do sangue.
• As células do sangue (hemácias, ou glóbulos vermelhos; leucócitos e linfócitos, ou glóbulos 
brancos; e plaquetas) apresentam diâmetro maior do que 1.000 nm e podem ser facilmente 
identificadas ao microscópio óptico comum. Constituem, portanto, uma suspensão.
Por esse motivo, dependendo do componente do sangue que se deseja estudar, é necessário utilizar 
técnicas diferentes e apropriadas para identificar, quantificar e/ou isolar esse componente.
36
Unidade I
3.1 Soluções verdadeiras: principais características e mecanismo 
de dissolução
Em uma solução verdadeira, o soluto é a espécie química que se encontra em menor quantidade 
(o disperso), e o solvente, a espécie química que se encontra em maior quantidade (o dispersante). 
É o tamanho diminuto das partículas do soluto (de 0 a 1 nm) que permite que haja interação significativa 
com as partículas do solvente, uma vez que ambos apresentam a mesma dimensão.
Na maioria das soluções de uso no laboratório clínico, o solvente é a água, afinal essa 
substância corresponde a aproximadamente 70% do peso corporal, e constitui todos os líquidos 
corporais. As soluções cujo solvente é a água são denominadas soluções aquosas.
A estrutura química da molécula de água confere propriedades ímpares a essa substância, 
motivo pelo qual é considerado o “solvente universal”. Os elétrons compartilhados entre o átomo de 
oxigênio e os de hidrogênio que compõem a molécula da água estão mais próximos do oxigênio, mais 
eletronegativo que o hidrogênio. Isso faz com que a região do átomo de oxigênio apresente carga 
parcial negativa (∆−); e a região dos átomos de hidrogênio, uma carga parcial positiva (∆+). Portanto 
a molécula da água é polar.
δ+
δ+
δ-
O
H
H
Figura 22 – Estrutura da água, mostrando as cargas parciais positivas e negativas
 Observação
Eletronegatividade é a tendência de um átomo de receber elétrons e 
formar um íon negativo (ânion).
Devido à polaridade da água, uma grande variedade de substâncias é capaz de estabelecer 
interações intermoleculares com esse solvente, incluindo compostos iônicos, outras moléculas polares 
e eletrólitos. Daí a generalização “semelhante dissolve semelhante”: espécies químicas polares (com 
carga) estabelecem interações intermoleculares entre si, em um fenômeno denominado dissolução, 
assim como espécies químicas apolares (sem carga) o fazem.
O tipo de interação que as moléculas de água estabelecem entre si e também com outras substâncias 
polares é chamado de ligação de hidrogênio (o termo “ponte” de hidrogênio é incorreto, ainda que muito 
utilizado). Nesse tipo de ligação, a região da molécula da água que apresenta carga parcial negativa atrai 
as regiões positivas da molécula, conforme indicado na figura a seguir.
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BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Figura 23 – As interações intermoleculares, do tipo ligações de hidrogênio, 
entre as moléculas da água, estão indicadas em pontilhado
Algumas substâncias se dissolvem na água ao estabelecer ligações de hidrogênio com esse solvente. 
Um exemplo é o etanol: podemos dizer que se dissolve na água quando as ligações de hidrogênio 
estabelecidas entre as suas moléculas são desfeitas em detrimento do estabelecimento de ligações de 
hidrogênio com as moléculas de etanol.
H H
H
H
H
H
O
O
O
O
C2H5
C2H5
Figura 24 – Interação do tipo ligação de hidrogênio entre as moléculas de água e de etanol
 Saiba mais
Existem vários outros tipos de forças intermoleculares, que são 
descritas em:
CHRISTOFF, P. Química geral. Curitiba: InterSaberes, 2015.
Muitas vezes, estabelece-se uma camada de solvatação entre soluto e solvente. Nela, várias partículas 
de solvente envolvem uma de soluto, que apresenta carga elétrica. Um exemplo é a dissolução do sal de 
cozinha (NaCl) em água.
O NaCl, em estado sólido, apresenta-se como um retículo cristalino. Ao entrar em contato com a 
água, ocorre a dissociação iônica do NaCl, ou seja, ocorre a formação de íons (Na+ e Cl−), que passam 
a interagir com as moléculas de água. Os íons sódio (Na+), por serem positivos, interagem com a região 
negativa da molécula de água, e os íons cloro (Cl−), por serem negativos, interagem com a região positiva 
da molécula de água, como mostra a figura a seguir.
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Unidade I
Figura 25 – Dissolução do NaCl, evidenciando a formação das camadas de solvatação, à direita
Além das soluções líquidas, cujos principais representantes são as aquosas, temos ainda as sólidas 
e as gasosas. Exemplo de soluções sólidas são as ligas metálicas e de solução gasosa, o ar atmosférico.
O ar atmosférico é uma mistura de gases e de outros elementos: vapor de água, microrganismos, 
poluentes, material particulado etc. (FELTRE, 2004).
Os principais gases que compõem o ar atmosférico são: o gás oxigênio (O2), o gás nitrogênio (N2), o 
gás carbônico (CO2) e os gases nobres hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Cr), radônio (Rn) e 
xenônio (Xn). Destes, os que se encontram em maior quantidade são o N2 (aproximadamente 78%) e o 
O2 (aproximadamente 21%). De todos esses gases, o responsável pela respiração dos seres vivos é o O2.
Qualquer mistura de gases pode ser considerada uma solução gasosa, uma vez que as moléculas 
dos gases se misturam entre si, formando um sistema uniforme, homogêneo. Por esse motivo, 
podemos isolar uma porção de ar atmosférica tão diminuta quanto um litro (1 dm3) e considerá-la 
representativa do ambiente do qual ela foi retirada. A análise laboratorial do ar atmosférico é realizada 
a partir da investigação de uma amostra do ar retirado do local que está sendo estudado pela técnica 
de cromatografia, por exemplo. Ela permite que sejam isolados e caracterizados os poluentes gasosos 
presentes na amostra de ar atmosférico.
3.2 Dispersões coloidais: métodos de estudo e propriedades
Os coloides constituem misturas de grande interesse nas análises laboratoriais, uma vez que a 
maioria dos fluidos biológicos podem ser classificados dessa forma. Portanto conhecer suas principais 
características é essencial no âmbito das análises laboratoriais. Além disso, vários medicamentos e 
reagentes de laboratório também podem ser classificados comocoloides, o que reforça a importância 
do conhecimento de suas propriedades.
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BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Devido ao diâmetro das partículas do disperso, estas não sedimentam espontaneamente, o que faz 
com que, a olho nu, o aspecto de uma solução coloidal seja uniforme. Para se obter a sedimentação 
das partículas do disperso, obtendo-se um sistema em que a identificação das fases é possível a olho 
nu, é necessário submeter a amostra à ultracentifugação, processo de separação de misturas que será 
abordada mais a seguir.
 Saiba mais
Leia mais sobre os coloides em:
JAFELICCI JÚNIOR, M.; VARANDA, L. C. O mundo dos coloides. Química 
Nova na Escola, São Paulo, n. 9, p. 9-13, maio 1999. Disponível em: <http://
qnesc.sbq.org.br/online/qnesc09/quimsoc.pdf>. Acesso em: 11 fev. 2019.
Dependendo do estado físico da fase dispersa e do dispersante, podemos classificar os coloides em:
• Aerossol líquido: a fase dispersa é líquida e o dispersante um gás ou mistura de gases. Um 
exemplo são os aerossóis formados em inaladores.
• Aerossol sólido: a fase dispersa é sólida e o dispersante um gás ou mistura de gases. Um exemplo 
é a fumaça.
• Espuma: a fase dispersa é um gás e o dispersante um líquido. Um exemplo é a espuma de sabão.
• Espuma sólida: a fase dispersa é um gás e o dispersante um sólido. Um exemplo é a pedra-pomes.
• Emulsão: tanto a fase dispersa quanto o dispersante encontram-se na fase líquida. Um exemplo 
é o leite. A estabilidade das emulsões líquidas é garantida pelo agente emulsificante.
• Emulsão sólida: tanto a fase dispersa quanto o dispersante encontram-se na fase sólida. 
Um exemplo é a manteiga.
• Sol líquido: a fase dispersa encontra-se no estado sólido e o dispersante no estado líquido. Tintas 
são exemplos de sol líquido.
• Sol sólido: tanto a fase dispersa quanto o dispergente encontram-se na fase sólida. Um exemplo 
são os vidros e plásticos pigmentados.
Na maioria das vezes, o dispersante, em uma dispersão coloidal, é a água. Os coloides cujo dispersante 
é a água são denominados hidrossol.
Os coloides podem ser liófobos ou liófilos.
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Unidade I
Nos coloides liófobos, ou emulsões, o disperso apresenta pouca afinidade pelo dispersante. Nesse 
caso, a estabilidade é garantida pela adição de um agente emulsificante, ou surfactante, que é uma 
substância adicionada às emulsões, que aumenta sua estabilidade. Nos casos em que o dispersante é a 
água, o coloide é denominado hidrófobo. Um exemplo de emulsão é o leite, e o agente emulsificante 
contido nessa secreção é a caseína.
Caso um coloide seja classificado como liófilo, significa que há grande afinidade entre o disperso e o 
dispersante. Essas misturas apresentam maior estabilidade do que os coloides liófobos, pois a afinidade 
entre disperso e dispersante provoca adsorção (adesão) das partículas do disperso no dispersante, 
formando uma camada de solvatação.
Os coloides liófilos se apresentam na fase sol ou na fase gel.
• Coloides na fase sol adquirem aspecto de uma solução líquida. Um exemplo é a parte líquida do 
sangue, a cola etc.
• Coloides na fase gel apresentam aspecto sólido. Um exemplo são os coágulos de sangue, os 
géis etc.
A conversão do estado sol para o estado gel é chamada de coagulação ou pectização e ocorre a 
partir da retirada do dispersante, da precipitação do disperso ou da variação da temperatura.
A conversão do estado gel para o estado sol é chamada de peptização e ocorre adicionando-se dispersante.
Fisiologicamente, os coloides que constituem nosso organismo também podem ser alterados, 
assumindo o estado sol ou o estado gel, pela ação de enzimas ou de outras substâncias presentes nos 
fluidos corporais.
A análise do sêmen, formado pelos espermatozoides e pelos fluidos seminais, é de importância vital 
para o diagnóstico da infertilidade masculina. Dentre os diferentes aspectos analisados, estão a análise 
da coagulação e da liquefação desse fluido.
Os fluidos seminais são provenientes da próstata, da vesícula seminal e das glândulas bulbouretrais, 
e contêm vários componentes que estão em diâmetro coloidal, como, por exemplo, aminoácidos, 
enzimas e muco.
Logo após a ejaculação, o sêmen transforma-se em gel, em um processo denominado coagulação, 
que protege os espermatozoides do pH ácido da vagina. As substâncias responsáveis pela coagulação do 
sêmen são oriundas da vesícula seminais.
A liquefação do sêmen é um processo que ocorre de maneira espontânea de cinco a vinte minutos 
após a ejaculação. É realizada pela ação de enzimas proteolíticas que quebram a estrutura polimérica 
característica do gel.
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BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
 Observação
Polímeros são macromoléculas formadas a partir de unidades estruturais 
menores (monômeros). Exemplos de polímeros presentes no corpo humano 
são os ácidos nucleicos (DNA e RNA), os polissacarídeos e o colágeno.
De acordo com a natureza química do disperso, os coloides podem ser classificados em 
moleculares (formados por macromoléculas, como, por exemplo, as proteínas), iônicos (formados 
por macroíons) ou micelares.
Os coloides micelares são aqueles cujo disperso é constituído por aglomerados de átomos, íons ou 
moléculas que, devido a sua característica anfipática (uma mesma molécula apresenta uma região polar 
e uma região apolar), se arranjam formando micelas.
Figura 26 – Estrutura básica das micelas. Dependendo da polaridade do meio que as circundam, 
elas podem assumir uma das duas configurações indicadas
As micelas são de grande ocorrência nos organismos vivos. Quando no sangue, os lipídeos (gorduras) 
provenientes da alimentação e das reações metabólicas do nosso organismo assumem organização 
micelar. Uma vez que eles não se dissolvem no sangue, pelo fato de serem apolares e a água, polar, eles 
se organizam em micelas.
A organização dos lipídeos em micelas permite que essas moléculas sejam transportadas pelo sangue 
e alcancem diferentes células em nosso organismo, em que participarão da síntese de hormônios, da 
composição da membrana plasmática das células, etc.
A própria membrana plasmática é uma micela mais complexa. Os fosfolipídios que constituem 
essa estrutura apresentam uma cabeça polar (grupamento fosfato) e uma cauda apolar. As cabeças 
polares ficam em contato com o meio aquoso de dentro e de fora da célula (citoplasma e meio 
extracelular, respectivamente) e, portanto, as caudas apolares, que são hidrofóbicas, se organizam 
no interior da estrutura. Por esse motivo, dizemos que a membrana plasmática é constituída de 
uma bicamada lipídica.
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Unidade I
 Observação
As micelas podem ser utilizadas para transportar medicamentos pelo 
organismo. Ao se adicionar uma molécula de fármaco dentro de uma 
micela, é possível otimizar sua absorção e distribuição, e retardar sua 
biotransformação e excreção, o que traz vantagens terapêuticas.
Existem algumas propriedades que são específicas dos coloides, e sua correta identificação auxilia no 
estudo desses sistemas. Entre estas, estão o efeito Tyndall e o movimento browniano.
O efeito Tyndall é o efeito óptico de dispersão da luz pelas partículas coloidais, o que permite 
a visualização, a olho nu, do trajeto que a luz faz. Isso ocorre porque, como as partículas coloidais 
apresentam diâmetro intermediário (1 a 1.000 nm), ocorre difração da onda luminosa. Um exemplo 
desse fenômeno é quando visualizamos o feixe de luz atravessando um ambiente empoeirado.
Figura 27 – Efeito Tyndall
 Observação
O teste de Tyndall consiste em incidir, sobre a amostra, um feixe de 
laser vermelho. Se for possível visualizar o caminho da luz à medida que ele 
atravessa a amostra, trata-se de uma solução coloidal.
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BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
O movimento browniano refere-se ao movimento aleatório das partículas do disperso, que 
estão constantemente se chocando com as partículas do dispersante em uma solução coloidal. 
Esse movimento é consequência do tamanho das partículas do disperso, intermediário, entre as que 
constituem