resumo de bases analiticas de laboratório

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Resumo estruturas de laboratório clínico
Estrutura básicas de laboratório:
Iluminação, sistema de controle de temperatura , bancada, bancos , pias equipamentos de proteção coletivo, vidrarias, equipamentos.
Existem muitos equipamentos no laboratório como :
●Centrifuga: ela é usada para separação das amostras do laboratório, por meio da força da centrifuga, toda parte do sangue se precipita e fica no fundo. ●Espectrofotômetro: Tem diferentes complementos de ondas da luz onde faz a leitura de absorbância das amostras .
●Balança a analítica: Tem uma alta precisão, para s aber o peso de massas pequenas.
●Capela de exaustão: usado para fazer o manuseio de soluções e reagentes voláteis, e que os gases gerados apresentam toxicidade.
●Câmara de fluxo laminar: Tem uma luz ultravioleta que serve para es terilizar o ambiente, e é utilizada para manusear soluções que precisam de um ambiente estéril. Também temos as vidrarias e instrumentos laboratoriais sendo eles:
●Tubo de ensaio: Usado para experiencias com pouco volume ou que precisa ir para aquecimento, usado também para agitar soluções. ●Proveta: Usada para fazer aferição de volumes.
●Balão volumétrico: Usado para soluções, tem um volume exatos, e para diluições.
●Becker: volume não exato, usado para preparo de soluções. ●Erlenmeyer: usado para preparo de soluções, não tem um volume usado.
●Kitasato: usado para filtração a vácuo, processo de filtração, usado junto a uma bomba a vácuo, que serve para criar/retirar vácuo além de acelerar o processo de filtração. ●Micropipetas: multicanal usada para pipetar várias vezes ao mesmo tempo; monocanal usada para pipetar um de cada vez. 
Vidrarias são uns dos materiais mais utilizados no laboratório de Química para realizar misturas, reações e testes.
Elas têm formatos, capacidade e funções diferentes, sendo empregadas nas diferentes atividades de um químico.
As vidrarias podem ser feitas de vidro comum, vidro pirex, quartzo fundido ou vidro temperado.
Confira as vidrarias mais utilizadas e suas respectivas funções:
· Balão de fundo chato:
Utilizado no preparo e armazenamento de soluções, pois facilita a homogeneização. Também é útil em experimentos cujas reações desprendem gases ou aquecimento brando de líquidos e soluções.
· Balão de fundo redondo:
Por suportar elevadas temperaturas e ter formato arredondado, que permite aquecimento uniforme, essa vidraria é utilizada em processos de destilação, sistemas de evaporação a vácuo e refluxo.
· Balão de destilação:
Utilizado para armazenar uma mistura no processo de destilação. Os gases separados são direcionados à saída lateral, que é acoplada a um condensador, onde serão resfriados à medida que os vapores são desprendidos.
· Balão volumétrico :
Utilizado para preparar soluções ou diluições que necessitam de medidas extremamente precisas, já que seu volume é fixo.
· Bastão de vidro :
Possui aspecto de haste e é útil para homogeneizar ou agitar soluções, já que não reage quimicamente. Serve também para direcionar um líquido na transferência de um recipiente para outro.
· Béquer ou Becker:
Utilizado para medição de volumes, que não requerem precisão, e a presença de um bico facilita a transferência de líquidos. Essa vidraria é de uso geral, útil para realizar misturas e dissolver substâncias em experimentos.
· Bureta:
· Utilizada para medir e transferir líquidos. Com ela é possível controlar o escoamento do material, rápido ou por gotejamento, pois a torneira na extremidade da vidraria permite fazer esse controle. É amplamente utilizada em titulações, para comportar a substância titulante 
· Condensador:
Utilizado para condensar os vapores separados no processo de destilação de misturas líquido-líquido e sólido-líquido. Ele funciona acoplado a uma mangueira que transfere a água fria para as paredes da vidraria. O vapor quente entra no condensador, troca calor com a água e é resfriado.
· Coluna de fracionamento:
Utilizada para destilação em pequena escala, cuja separação dos componentes da mistura homogênea ocorre pela diferença de volatilidade das ssubstâncias
· Dessecador :
Utilizado para eliminar a umidade de materiais com o auxílio de um agente secante. Geralmente, utiliza-se sílica-gel na secagem. A vedação do dessecador permite criar uma atmosfera controlada e livre de umidade.
· Erlenmeyer :
Utilizado para preparar soluções, armazená-las e realizar experimentos que necessitem de aquecimento. Em processos de titulação, é geralmente utilizado para comportar a substância que vai ser titulada.
· Funil de bromo ou funil de separação :
Utilizado para separar misturas heterogêneas de líquidos imiscíveis através da decantação. Ao deixar a mistura em repouso, os líquidos, que possuem densidades diferentes, são separados pelo escoamento do líquido mais denso ao abrir a torneira na extremidade da vidraria.
· Funil de vidro :
Utilizado no processo de filtração de mistura sólido-líquido com o papel de filtro em seu interior. Dessa forma, os sólidos, que não estão dissolvidos no líquido, são retidos no meio filtrante. Também é útil para transferir materiais de um recipiente para o outro, evitando perdas.
· Kitassato:
Utilizado para realizar filtrações a vácuo. A separação da mistura ocorre em um funil de Büchner, que é inserido na parte superior da vidraria. O duto na lateral do kitassato é acoplado a uma mangueira que succiona o ar, gerando vácuo, e acelera a separação.
· Placa de Petri :
Utilizada como recipiente para cultivar e observar o comportamento de micro-organismos, como bactérias, em laboratórios bioquímicos ou biológicos. Também é útil na secagem de materiais, como cristais e sólidos filtrados.
· Pipeta graduada :
Utilizada para medir e transferir pequenas e variáveis quantidades de líquidos ou soluções, pois possui graduações marcando o volume ao longo do seu tubo.
· Pipeta volumétrica :
Tem a mesma função de uma pipeta graduada, porém é mais precisa por comportar um volume fixo de líquido ou solução. O material é succionado para seu interior utilizando um pipetador ou uma pera de sucção. 
· Proveta:
Utilizada para medição e transferência de volumes de líquidos ou soluções com menor precisão que as pipetas. Seu tubo de vidro cilíndrico possui graduação para marcação do volume que ela comporta.
· Tubos de ensaio :
Utilizados para realizar reações químicas, coleta de amostras ou aquecimento de substâncias, onde os reagentes estão em pequenas quantidades.
· Vidro de relógio :
Utilizado para comportar pequenas quantidades de materiais que serão pesados em uma balança. Também é útil para cobrir recipientes e colocar substâncias para evaporações em pequena escala.
· Do que são feitas as vidrarias?
O vidro é um material inorgânico, composto por uma mistura de matérias-primas, em sua maioria óxidos fundidos em elevadas temperaturas.
O aquecimento permite que os componentes sejam moldados até que a vidraria seja formada e, após resfriada, tornar-se um material rígido e versátil.
Os óxidos de metais utilizados são: óxido de silício (SiO2), óxido de boro (B2O3), óxido de sódio (Na2O) e óxido de alumínio (Al2O3). Essa mistura, principalmente dos óxidos de boro e silicato, favorecem a resistência do vidro para que não ocorra dilatação.
Algumas vidrarias depois de prontas não podem ser aquecidas, pois possuem baixa resistência mecânica e química. É o caso dos materiais fabricados com vidro comum.
Vidros de borossilicato, ou Pirex, são os mais utilizados em laboratório, por possuírem baixo coeficiente de dilatação.
Vidrarias que necessitam suportar elevadas temperaturas são fabricadas em vidro temperado. Já o quartzo fundido, não sofre interferência química das substâncias e também resiste a elevadas temperaturas.
· Como limpar as vidrarias?
As vidrarias precisam passar por um processo de limpeza antes e após a utilização para que os testes realizados nelas não sofram interferências pela presença de contaminantes.
O método de higienização varia de acordo com o tipo de substância que foi inserida na vidraria e respeitando as normas de segurança.A limpeza comum de um material é feita com água corrente e detergente. Também, são utilizadas escovas próprias para o tipo de vidraria, que facilitam a remoção de materiais do seu interior.
Escovas utilizadas para limpeza de vidrarias.
Uma solução sulfocrômica – mistura de água (H2O), dicromato de potássio (K2Cr2O7) e ácido sulfúrico (H2SO4) – é utilizada para limpezas mais profundas e a água deionizada para garantir a remoção de soluções solúveis.
Se o material for um composto orgânico insolúvel em água, por exemplo, deve-se utilizar um solvente orgânico, recomendado pelo fabricante, para dissolver as substâncias impregnadas.
Outra preocupação que se deve ter é com o método de secagem. Utilizar panos ou toalhas podem deixar fibras na vidraria. O ideal é deixar secar naturalmente ou as vidrarias que não são volumétricas podem ir para um estufa, que realiza esterilização a seco.
Vale lembrar que os equipamentos individuais de segurança e proteção devem ser sempre utilizados. Luvas, óculos de proteção, jaleco e sapato fechado são essenciais para proteger do contato com produtos químicos.
· atividades realizadas em um laboratório químico :
· Separação de misturas:
Separação de misturas é o processo utilizado para separar duas ou mais substâncias e isolar o componente de interesse.
Lembre-se que mistura é a combinação de duas ou mais substâncias, e ela pode ser homogênea ou heterogênea.
A necessidade de separar essas substâncias surge por diversos motivos. São exemplos, a separação da água do mar para obter sal, a separação de poluentes no tratamento da água e a própria separação de lixo.
· Processos de separação de misturas:
O processo de separação pode ocorrer de várias formas e o método a ser utilizado depende dos seguintes aspectos:
· Tipo de mistura: homogênea ou heterogênea;
· Natureza das substâncias que formam as misturas;
· Densidade, temperatura e solubilidade dos componentes da mistura.
· Separação de misturas homogêneas :
As misturas homogêneas são aquelas que têm apenas uma fase. Os principais processos de separação dessas misturas são:
*Destilação simples:
A destilação simples é a separação entre substâncias sólidas dissolvidas em substâncias líquidas através de seus pontos de ebulição.
Exemplo: a mistura água com sal submetida à temperatura de ebulição da água (100 ºC) evapora este componente com menor ponto de ebulição, sobrando apenas o sal.
*Destilação fracionada :
A destilação fracionada é a separação entre substâncias líquidas miscíveis através da temperatura de ebulição (TE). Para que esse processo seja possível, os líquidos são separados por partes, iniciando com os de menor ponto de ebulição até que obtenha o líquido que tem o maior ponto de ebulição.
Exemplo: separar água (TE 100 ºC) de acetona (TE 58 ºC).
*Vaporização :
A vaporização, cujo tipo mais conhecido é a evaporação, consiste em aquecer a mistura sólido-líquido até o líquido passar para o estado gasoso, separando-se do soluto na forma sólida. Nesse caso, o componente líquido é separado lentamente.
Exemplo: processo para obtenção de sal marinho a partir da água do mar.
*Liquefação fracionada:
A liquefação fracionada é realizada através de equipamento específico, no qual a mistura de gases é resfriada ou se eleva a pressão do sistema até um dos componentes tornar-se líquido. Após isso, passa-se pela destilação fracionada e a separação ocorre conforme o ponto de ebulição.
Exemplo: separação dos componentes do ar atmosférico.
· Separação de misturas heterogêneas:
As misturas heterogêneas são aquelas que têm pelo menos duas fases. Os principais processos de separação são:
*Centrifugação:
A centrifugação ocorre através da força centrífuga, a qual separa o componente mais denso do que é menos denso pela rotação do equipamento em alta velocidade.
Exemplo: centrifugação no processo de lavagem de roupas, a qual separa a água das peças de vestuário.
*Filtração:
A filtração é a separação entre substâncias sólidas insolúveis em uma fase líquida ou gasosa ao fazer a mistura a passar por um filtro.
Exemplo: fazer café utilizando coador. Para obter a bebida, ela é coada separando o pó do líquido.
*Decantação:
A decantação é a separação entre substâncias que apresentam densidades diferentes. Ela pode ser realizar entre líquido-sólido e líquido-líquido imiscíveis.
Pela ação da gravidade, o componente mais denso fica na parte inferior, ou seja, o sólido ficará depositado no fundo do recipiente. Para esse processo, é utilizado o funil de decantação.
Exemplo: separação de água e areia ou separar água de um líquido menos denso, como o óleo.
*Dissolução fracionada:
A dissolução fracionada é usada para separação de substâncias sólidas ou sólidas e líquidas. Ela é utilizada quando há na mistura alguma substância solúvel em solventes, como a água, que é adicionado para promover a separação.
Após o método de dissolução, a mistura deve passar por outro método de separação, como a filtração ou destilação.
Exemplo: separação de areia e sal cloreto de sódio (NaCl). A adição de água faz com que o sal solubilize e, assim, a areia seja separada da mistura
*Separação magnética:
A separação magnética é a separação de metal de outras substâncias sólidas mediante o uso de ímã.
Exemplo: separar limalha de ferro (metal) de enxofre em pó ou areia
*Ventilação:
A ventilação é a separação de substâncias com densidades diferentes utilizando a força de uma corrente de ar. Exemplo: separação de cascas de arroz, amendoim ou cereais, que são mais leves, e que vêm misturadas antes de prepará-los.
*Levigação:
A levigação é a separação entre substância sólidas mediante a passagem de água pela mistura. É o processo utilizado pelos garimpeiros e que é possível graças à densidade diferente das substâncias.
Exemplo: o ouro separa da areia na água porque o metal é mais denso do que a areia.
*Peneiração ou Tamisação:
A peneiração é a separação entre substâncias sólidas de diferentes tamanhos através de uma peneira.
Exemplo: peneirar o açúcar para separar grãos maiores para fazer um bolo apenas com o açúcar mais fino. Os sólidos menores passam pela peneira enquanto os maiores ficam retidos.
*Flotação:
A flotação é a separação de substâncias sólidas e substâncias líquidas, o que é feito através da adição de substâncias que propiciam a formação de bolhas. As bolhas formam, então, uma espuma, separando as substâncias que se aglutinaram nela.
Exemplo: remoção de gorduras no tratamento de água.
*Floculação:
A floculação consiste na adição de substâncias coagulantes, como o sulfato de alumínio (Al2(SO4)3), adicionado a água juntamente com óxido de cálcio (CaO). A reação entre essas duas substâncias origina o hidróxido de alumínio (Al(OH)3).
As partículas pequenas em suspensão na água se agregam e unem-se ao hidróxido de alumínio, formando flóculos/flocos maiores, o que permite a decantação.
Esse processo é uma das etapas do tratamento da água. Ele é extremamente importante pois partículas muito pequenas não se sedimentam e ficam em suspensão na água, o que dificulta a retirada.
*Catação:
A catação é um método simples de separação de misturas. Trata-se de uma operação manual, separando partes sólidas de tamanhos diferentes.
Exemplo: separação dos materiais do lixo ou separação de sujeiras de grãos de feijão
· Cromatografia:
Cromatografia é um processo de separação e identificação de componentes de uma mistura.
Essa técnica é baseada na migração dos compostos da mistura, os quais apresentam diferentes interações através de duas fases.
· Fase móvel: fase em que os componentes a serem isolados "correm" por um solvente fluido, que pode ser líquido ou gasoso.
· Fase estacionária: fase fixa em que o componente que está sendo separado ou identificado irá se fixar na superfície de outro material líquido ou sólido.
Para compreender a cromatografia, você precisa saber dois conceitos básicos:
· Eluição:é a corrida cromatográfica.
· Eluente: é a fase móvel, um tipo de solvente que vai interagir com as amostras e promover a separação dos componentes.
O processo cromatográfico consiste napassagem da fase móvel sobre a fase estacionária, dentro de uma coluna ou sobre uma placa. Assim, os componentes da mistura são separados pela diferença de afinidade através das duas fases.
Cada um dos componentes da mistura é seletivamente retido pela fase estacionária, resultando em migrações diferenciais destes componentes.
A cromatografia serve para identificação de substâncias, purificação de compostos e separação de componentes de misturas.
· Tipos de cromatografia:
Os tipos de cromatografia são divididos através dos seguintes critérios:
Forma física do sistema cromatográfico:
1. Cromatografia em coluna:
A cromatografia em coluna é a mais antiga técnica cromatográfica. É uma técnica para separação de componentes entre duas fases, sólida e líquida, baseada na capacidade de adsorção e solubilidade.
O processo ocorre em uma coluna de vidro ou metal, geralmente, com uma torneira na parte inferior. A coluna é preenchida com um adsorvente adequado que irá permitir o fluxo do solvente.
Cromatografia em coluna
A mistura é então colocada na coluna com um eluente menos polar. É usado uma sequência contínua de vários eluentes com o objetivo de aumentar a sua polaridade e consequentemente, o poder de arraste de substâncias mais polares.
Assim, os diferentes componentes da mistura irão se mover em velocidades distintas, conforme a afinidade com o adsorvente e eluente. Isso torna possível a separação dos componentes.
2. Cromatografia planar
A cromatografia planar compreende a cromatografia em papel e a cromatografia em camada delgada:
*Cromatografia em papel: é uma técnica para líquido-líquido, no qual um deles é fixo a um suporte sólido. Recebe esse nome porque a separação e identificação dos componentes da mistura ocorre sobre a superfície de um papel filtro, sendo essa a fase estacionária.
*Cromatografia em camada delgada: é uma técnica para líquido-sólido, na qual a fase líquida ascende por uma camada fina de adsorvente sobre um suporte, geralmente, uma placa de vidro colocada dentro de um recipiente fechado. Ao ascender, o solvente arrastará mais os compostos que interagiram menos na fase estacionária. Isso provocará a separação dos componentes mais adsorvidos.
Cromatografia em papel
Fase móvel empregada:
1 Cromatografia gasosa
A cromatografia gasosa é um processo de separação dos componentes da mistura através de uma fase gasosa móvel sobre um solvente.
Esse método ocorre em um tubo estreito, por onde os componentes da mistura irão passar por uma corrente de gás, que representa a fase móvel, em fluxo do tipo coluna. A fase estacionária é representada pelo tubo.
Os fatores que promovem a separação dos componentes são: a estrutura química do composto, a fase estacionária e a temperatura da coluna.
2 Cromatografia líquida
Na cromatografia líquida, a fase estacionária é constituída de partículas sólidas organizadas em uma coluna, a qual é atravessada pela fase móvel.
A cromatografia líquida compreende a cromatografia líquida clássica e a cromatografia líquida de alta eficiência:
*Cromatografia líquida : clássica: a coluna é preenchida, geralmente, uma só vez, pois parte da amostra usualmente se adsorve de forma irreversível.
*Cromatografia líquida de alta eficiência: é uma técnica que utiliza bombas de alta pressão para a eluição da fase móvel. Isso faz com que a fase móvel possa migrar a uma velocidade razoável através da coluna. Assim, pode realizar a análise de várias amostras em pouco tempo. Porém, necessita de equipamentos específicos.
3 Cromatografia supercrítica: A cromatografia supercrítica caracteriza-se por utilizar na fase móvel um vapor pressurizado, acima de sua temperatura crcrítica.O eluente supercrítico mais utilizado é o dióxido de carbono.
Fase estacionária empregada: De acordo com a fase estacionária empregada, a cromatografia pode ser líquida ou gasosa:
· Fase estacionária líquida: o líquido é adsorvido sobre um suporte sólido ou imobilizado sobre ele.
· Fase estacionária sólida: quando a fase fixa é um sólido.
· Soluto e Solvente: o que são, diferenças e exemplos:
Soluto e solvente são os dois componentes de uma mistura homogênea chamada de solução química.
*Soluto: é a substância que se encontra dispersa no solvente. Corresponde a substância que será dissolvida e, geralmente, apresenta-se em menor quantidade na solução.
*Solvente: é a substância na qual o soluto será dissolvido para formação de um novo produto. Apresenta-se em maior quantidade na solução.
A dissolução entre o soluto (disperso) e o solvente (dispersante) ocorre através de interações entre suas moléculas.
A diferença entre esses dois componentes de uma solução é que o soluto é a substância que será dissolvida e o solvente é a substância que irá realizar a dissolução.
O solvente mais conhecido é a água, considerada o solvente universal. Isso porque, ela possui a capacidade de dissolver uma grande quantidade de substâncias.
Exemplos de soluto e solvente
· Água e sal
· Soluto: Sal de cozinha – Cloreto de sódio (NaCl)
· Solvente: Água
Por se tratar de um composto iônico, o cloreto de sódio na solução dissocia-se e forma íons que, por sua vez, são solvatados por moléculas de água.
O polo positivo da água (H+) interage com o ânion do sal (Cl-) e o polo negativo da água (O2-) interage com o cátion (Na+).
Esse é um tipo de solução eletrolítica, pois as espécies iônicas em solução são capazes de conduzir corrente elétrica.
· Água e açúcar
· Soluto: Açúcar – Sacarose (C12H22O11)
· Solvente: Água
O açúcar é um composto covalente e quando dissolvido em água as moléculas se dispersam, mas não alteram a sua identidade.
Essa solução aquosa é classificada como não eletrolítica, pois o soluto disperso em solução é neutro e, por isso, não reage com a águ Soluto a.
· Vinagre
· Soluto: Ácido acético (CH3COOH)
· Solvente: Água
O vinagre é uma solução que contém pelo menos 4% de ácido acético, um ácido carboxílico que, por ser polar, interage com a água, também polar, por meio das ligações de hidrogênio.
Uma importante regra para solubilidade é que semelhante dissolve semelhante. Compostos polares são dissolvidos em solventes polares, enquanto que substâncias apolares dissolvem-se em solventes apolares.
· Outras soluções
Além das soluções líquidas, existem também as soluções gasosas e sólidas.
O ar que respiramos é um exemplo de solução gasosa, cujos gases em maior quantidade são nitrogênio (78%) e oxigênio (21%).
As ligas metálicas são soluções sólidas. Por exemplo, o latão (zinco e cobre) é uma mistura utilizada para fabricar instrumentos musicais.
· O que é o Coeficiente de Solubilidade?
O coeficiente de solubilidade é o limite de soluto adicionado ao solvente a uma determinada temperatura, para formar uma solução saturada.
O coeficiente de solubilidade varia de acordo com as condições, podendo aumentar ou diminuir conforme as mudanças de temperatura e do soluto em questão.
Existe um limite para que o solvente possa realizar a dissolução.
Exemplo: Se você colocar açúcar em um copo com água, no primeiro momento, perceberá que o açúcar desaparece na água.
Dispersão das moléculas de açúcar em água
Entretanto, se continuar a acrescentar açúcar, perceberá que em determinado momento ele começará a se acumular no fundo do copo.
Isso acontece porque a água, que é o solvente, atingiu o seu limite de solubilidade e a quantidade máxima de concentração. O soluto que resta no fundo do recipiente e que não se dissolve é chamado de corpo de fundo.
O excesso de açúcar no fundo do copo não será dissolvido e não influenciará na concentração da solução. Além disso, o açúcar depositado no fundo do copo não deixará a água mais doce.
· Classificação das soluções
As soluções podem ser classificadas quanto à quantidade de soluto dissolvido. Assim, podem ser de três tipos: saturadas, insaturadas e supersaturadas.
*Solução saturada: A solução atingiu o limite do coeficiente de solubilidade, ou seja, há uma quantidade máxima de soluto dissolvido no solvente, em uma determinada temperatura.
* Solução insaturada: A quantidade de soluto dissolvido aindanão atingiu o coeficiente de solubilidade. Isso significa que pode ser acrescentado mais soluto.
* Solução supersaturada: Há mais soluto dissolvido do que em condições normais. Nesse caso, apresentam precipitado
Concentração de soluções
A partir do soluto e solvente é possível calcular a concentração de uma solução.
A concentração comum é definida como a relação da massa do soluto dissolvido em um certo volume de solução.
O cálculo da concentração é feito através da seguinte fórmula:
Reto C espaço igual a espaço reto m sobre reto V
Sendo, 
C: Concentração (g/L);
M: massa do soluto (g);
V: volume da solução (L). 
Exemplo:
(Faap) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução aquosa de nitrato de sódio que contém 30 g de sal em 400 mL de solução:
Resolução:
Observe as informações relacionadas com as quantidades de soluto e solvente. Existem 30 g de sal (soluto) em 400 mL de solução aquosa (solvente).
Porém, o volume está em mL e precisamos transformá-lo para L:
Agora, para saber a concentração, deve-se apenas aplicar a fórmula:
Com esse resultado, chegamos a conclusão que ao misturarmos 30 g de sal com 400 mL de água obteremos uma solução com concentração de 75 g/L.
Concentração de soluções
A concentração das soluções corresponde a quantidade de soluto presente em uma determinada quantidade de solvente.
Quando nos referimos à concentração, estamos interessados em descobrir a relação entre a quantidade de soluto e solvente em uma solução.
Existem diversas formas de calcular a concentração de uma solução e diferentes unidades de medidas podem ser utilizadas.
Tipos e formas de calcular a concentração
Concentração comum
A concentração comum é a relação estabelecida entre a massa do soluto e o volume da solução.
Ela é expressa através da seguinte fórmula:
C = m / V
Onde:
C = concentração comum, em g/L
M = massa do soluto, em g
V = volume da solução, em L
Não confunda a concentração comum com a densidade, que relaciona a massa e o volume da solução. A densidade é calculada da seguinte forma:
D = m / V
D = densidade, em g/L
M = massa da solução (massa do soluto + massa do solvente), em g
V = volume da solução, em L
Concentração Molar ou Molaridade
A concentração molar ou molaridade é a relação existente entre a massa de soluto em número de mols e o volume de uma solução.
A molaridade é expressa através das seguintes fórmulas:
M = n1 / V ou M = m / M1.V
Onde:
M = molaridade, em mols/L
N1 = número de mols do soluto, em mol
M = massa de soluto, em g
M1 = massa molar, em g/mol
V = volume da solução, em L
Concentração em Título
O título ou porcentagem em massa da solução consiste na relação entre a massa do soluto e a massa da solução.
Ele é expresso a partir da seguinte fórmula:
T = m1 / m ou T = m1 / m1 + m2
Onde:
T = título
M = massa da solução, em g
M1 = massa de soluto, em g
M2 = massa de solvente, em g
O título não possui uma unidade de medida, sendo expresso, na maioria dos casos, em porcentagem. Para isso, deve-se multiplicar por 100 o resultado alcançado: % = 100 . T
Quando a solução for gasosa ou apenas líquida, o título também pode ser calculado a partir do volume da solução, substituindo os valores de massa por volume. Porém, não é possível somar o volume de solvente e soluto.
T = V1 / V
Partes por milhão
Em alguns casos, a massa de soluto presente na solução é extremamente pequena, sendo inviável calcular a porcentagem.
Uma possibilidade é calcular a quantidade de soluto, em gramas, presente em 1 000 000 (106) gramas de solução.
A fórmula para este cálculo é a seguinte:
1 ppm = 1 parte de soluto / 106 de solução
Molalidade
A molalidade ou concentração molal expressa a quantidade de número de mols de soluto presente no solvente.
W = 1000 . m1 / m2. M1
Onde:
W: Molalidade, em mol/Kg
M1: massa de soluto
M2: massa do solvente, em kg
M1: massa molar do soluto
Relação entre as concentrações
Além das formas apresentadas, também é possível calcular a concentração a partir da relação entre a concentração comum, densidade e título.
A fórmula a ser usada é a seguinte:
C = 1000 . d . T
Onde:
C = concentração comum
D = densidade
T = título
Solubilidade
Solubilidade é a propriedade física das substâncias de se dissolverem, ou não, em um determinado líquido.
Denomina-se soluto, os compostos químicos que se dissolvem em outra substância. O solvente é a substância na qual o soluto será dissolvido para formação de um novo produto.
A dissolução química é o processo de dispersão do soluto em um solvente, dando a origem a uma solução ou mistura homogênea.
Os solutos podem ser classificados em:
· Solúvel: são os solutos que se dissolvem no solvente.
· Pouco solúvel: são os solutos que apresentam dificuldade de se dissolver no solvente.
· Insolúvel: são os solutos que não se dissolvem no solvente.
Um princípio comum em solubilidade é: “semelhante dissolve semelhante”. Isso quer dizer que um soluto polar tende a se dissolver em um solvente polar. O mesmo é verdadeiro para substâncias apolares.
Veja alguns exemplos:
· Os hidrocarbonetos, compostos presentes na gasolina, são apolares e apresentam pouca solubilidade em água, que é polar.
· Os álcoois, como o etanol e o metanol, são polares devido à presença do oxigênio na cadeia carbônica e, por isso, são solúveis em água.
· Os sais apresentam solubilidade diferenciada. Eles podem ser classificados em: sal solúvel e sal praticamente insolúvel.
Coeficiente de Solubilidade
O coeficiente de solubilidade (Cs) determina a capacidade máxima do soluto que se dissolve em uma determinada quantidade de solvente. Isso, conforme as condições de temperatura.
Em resumo, o coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para saturar uma quantidade padrão de solvente a uma determinada condição.
Por exemplo, considere a seguinte situação:
Em um copo de água com sal (NaCl), inicialmente, o sal desaparece na água.
Entretanto, se for adicionado mais sal, em determinado momento ele começará a se acumular no fundo do copo.
Isso acontece porque a água, que é o solvente, atingiu o seu limite de solubilidade e a quantidade máxima de concentração. A isso também chamamos de ponto de saturação.
O soluto que resta no fundo do recipiente e que não se dissolve é chamado de corpo de fundo ou precipitado.
Em relação ao ponto de saturação, as soluções classificam-se em três tipos:
· Solução insaturada: quando a quantidade de soluto é menor que Cs.
· Solução saturada: quando a quantidade de soluto é exatamente a mesma do Cs. É o limite de saturação.
· Solução supersaturada: quando a quantidade do soluto é maior que o Cs.
Produto de Solubilidade
Como vimos, a solubilidade representa a quantidade de soluto dissolvida em uma solução. O produto de solubilidade (Kps) é uma constante de equilíbrio diretamente relacionada com a solubilidade.
O seu cálculo permite determinar se uma solução é saturada, insaturada ou saturada com precipitado. Esse cálculo está relacionado com o equilíbrio de dissolução e a concentração de íons na solução.
Isso porque o produto da solubilidade refere-se ao equilíbrio de dissolução de substâncias iônicas.
Entenda mais sobre Soluto e Solvente.
Curva de Solubilidade
A capacidade de solubilidade química de uma substância submetida à alteração de temperatura não é linear. A variação da capacidade de solubilidade, em função da temperatura, é conhecida por curva de solubilidade.
A maioria das substâncias sólidas têm o seu coeficiente de solubilidade aumentado com o aumento da temperatura. Assim, a solubilidade de cada material ocorre de maneira proporcional, conforme a temperatura.
Cada substância possui uma curva de solubilidade própria para um determinado solvente.
A variação de solubilidade é considerada linear quando não está sob influência da temperatura. Para conhecer a variação é preciso observar a curva de solubilidade.
Curva de Solubilidade
No gráfico, a curva de solubilidade demonstra que a solução é:
· Saturada: quando o ponto está sobre a curva de solubilidade.
· Insaturada: quando o ponto está abaixo da curva de solubilidade.
· Saturada homogênea: quandoo ponto está acima da curva de solubilidade.
Fórmula do Coeficiente de Solubilidade
A fórmula para calcular o coeficiente de solubilidade é:
Cs = 100 . m1/m2
Onde:
Cs:coeficiente de solubilidade
M1: massa do soluto
M2: massa do solvente
Soluções químicas
As soluções químicas são misturas homogêneas formadas por duas ou mais substâncias.
Os componentes de uma solução são denominados de soluto e solvente:
· Soluto: representa a substância dissolvida.
· Solvente: é a substância que dissolve.
Geralmente, o soluto de uma solução está presente em menor quantidade que o solvente.
Um exemplo de solução é a mistura de água e açúcar, tendo a água como solvente e o açúcar como soluto.
A água é considerada o solvente universal, devido ao fato de dissolver uma grande quantidade de substâncias.
As soluções químicas estão presentes em nosso cotidiano
Classificação das soluções
Como vimos, uma solução consiste de duas partes: o soluto e o solvente.
Porém, esses dois componentes podem apresentar diferentes quantidades e características. Como resultado, existem diversos tipos de soluções e cada uma delas baseia-se em uma determinada condição.
Quantidade de soluto
De acordo com a quantidade de soluto que possuem, as soluções químicas podem ser:
· Soluções saturadas: solução com a quantidade máxima de soluto totalmente dissolvido pelo solvente. Se mais soluto for acrescentado, o excesso acumula-se formando um corpo de fundo.
· Soluções insaturadas: também chamada de não saturada, esse tipo de solução contém menor quantidade de soluto.
· Soluções supersaturadas: são soluções instáveis, nas quais a quantidade de soluto excede a capacidade de solubilidade do solvente.
Estado físico
As soluções também podem ser classificadas de acordo com o seu estado físico:
· Soluções sólidas: formadas por solutos e solventes em estado sólido. Por exemplo, a união de cobre e níquel, que forma uma liga metálica
· Soluções líquidas: formadas por solventes em estado líquido e solutos que podem estar em estado sólido, líquido ou gasoso. Por exemplo, o sal dissolvido em água.
· Soluções gasosas: formadas por solutos e solventes em estado gasoso. Por exemplo, o ar atmosférico.
Natureza do soluto
Além disso, segundo a natureza do soluto, as soluções químicas são classificadas em:
· Soluções moleculares: quando as partículas dispersas na solução são moléculas, por exemplo, o açúcar (molécula C12H22O11).
· Soluções iônicas: quando as partículas dispersas na solução são íons, por exemplo, o sal comum cloreto de sódio (NaCl), 
formado pelos íons Na+ e Cl-.
Coeficiente de solubilidade
Solubilidade é a propriedade física das substâncias de se dissolverem, ou não, em um determinado solvente.
O coeficiente de solubilidade representa a capacidade máxima do soluto de se dissolver em uma determinada quantidade de solvente. Isso conforme as condições de temperatura e pressão
Conforme a solubilidade, as soluções podem ser:
· Soluções diluídas: a quantidade de soluto é menor em relação ao solvente.
· Soluções concentradas: a quantidade de soluto é maior que a de solvente.
Quando temos uma solução concentrada, podemos notar que o soluto não se dissolve completamente no solvente, o que leva a presença de um corpo de fundo.
Para calcular o coeficiente de solubilidade é utilizada a seguinte fórmula:
Onde:
Cs: coeficiente de solubilidade
M1: massa do soluto
M2: massa do solvente
Concentração das soluções
O conceito de concentração © está intimamente relacionado com a quantidade de soluto e de solvente presente em uma solução química.
Sendo assim, a concentração da solução indica a quantidade, em gramas, de soluto existente em um litro de solução.
Para se calcular a concentração utiliza-se a seguinte fórmula:
Onde:
C: concentração
M: massa do soluto
V: volume da solução
No Sistema Internacional (SI), a concentração é dada em gramas por litro (g/L), a massa em gramas (g) e o volume em litros (L).
Fique Atento!
Não devemos confundir o conceito de concentração © com o de densidade (d) da solução:
Concentração:
Densidade
Diluição das soluções
A diluição de soluções corresponde à adição mais solvente em uma solução.
Como resultado, passamos de uma solução mais concentrada para uma solução mais diluída.
Diferença entre solução concentrada e solução diluída
É importante ressaltar que a mudança ocorre no volume da solução e não na massa do soluto.
Podemos concluir então que quando há o aumento do volume, a concentração diminui. Em outras palavras, o volume e a concentração de uma solução são inversamente proporcionais.
Destilação Simples e Fracionada
A destilação é um processo de separação de misturas homogêneas através da ebulição. Para que a mistura seja separada os componentes devem apresentar diferentes pontos de ebulição.
Esse processo físico ocorre através do aquecimento e resfriamento. Quando a mistura é aquecida, a substância que possui menor ponto de ebulição, ou seja, a mais volátil, é evaporada primeiro. Após isso, o líquido vaporizado é condensado.
A destilação é realizada nos laboratórios e nas indústrias utilizando equipamentos específicos, como condensador, termômetro, balão de destilação, bico de bunsen, béquer, manta de aquecimento e coluna de fracionamento.
Um exemplo natural do processo de destilação é observado quando as gotículas de água são condensadas nos dias mais frios.
Além disso, as chamadas bebidas destiladas, como cachaça, vodca, conhaque, tequila, rum e uísque, são produzidas por meio do processo de destilação fracionada, utilizado desde a antiguidade.
Tipos de Destilação
A destilação pode ocorrer de duas maneiras e depende da natureza das misturas separadas.
Destilação Simples
Na imagem a seguir é representado o método de destilação simples realizado em laboratório.
Destilação simples
Através da destilação simples, a separação de uma mistura homogênea de sólido e líquido, como água (H2O) e sal, cloreto de sódio (NaCl), é realizada.
A água é evaporada através do aquecimento e atravessa o condensador em forma líquida (gotículas de água). O sal fica retido e é separado no recipiente chamado de balão de destilação.
Destilação Fracionada
Diferente do processo de destilação simples, a destilação fracionada utiliza uma coluna de fracionamento.
Destilação Fracionada
Muito utilizada na indústria, a destilação fracionada separa uma mistura homogênea de líquido e líquido, por exemplo, água e acetona. O ponto de ebulição da água é 100 °C e o ponto de ebulição da acetona etílico é 56 °C.
Destilação do Petróleo
O processo de destilação fracionada é utilizado para a obtenção de produtos derivados do petróleo (gasolina, querosene, óleo combustível, parafina, asfalto).
Neste processo, o líquido de menor ponto de ebulição é separado primeiramente até chegar ao líquido de maior ponto de ebulição.
Lembre-se que o petróleo é uma substância natural composta por vários compostos orgânicos, especialmente hidrocarbonetos (moléculas de carbono e hidrogênio).
Destilação Azeotrópica
A destilação azeotrópica é utilizada quando a separação de misturas não pode ser realizada pelo método simples de destilação.
Quando se tem um azeótropo, ou seja, uma mistura que apresenta baixa volatilidade e ponto de ebulição constantes, como ácido clorídrico (HCl) e água (H2O), utilizamos esse método de destilação.
Titulação
Titulação é uma técnica utilizada para determinar a quantidade de matéria em uma amostra utilizando uma solução de concentração conhecida.
Em outras palavras, titulação é uma análise química quantitativa. Nesse processo, a amostra tem sua concentração determinada por meio de uma reação química ao ser misturada com outra substância.
Essa técnica também é chamada de volumetria ou titulometria. O tipo mais conhecido é a titulação ácido-base ou neutralização. O uso de indicadores de pH nesse processo é útil para determinar o ponto final da titulação, indicando que toda a amostra reagiu.
A titulação serve para determinar de maneira precisa a quantidade de uma substância, confirmar se a concentração descrita no rótulo é verdadeira ou se a quantidadede um composto químico é a indicada na embalagem.
Processo de Titulação
1 Pesagem da amostra
Descrição :
Pesagem da amostra	pesagem da amostra	Com a amostra sólida em um vidro de relógio, é feita a pesagem na balança
 2 Dissolução da amostra
Descrição:
A amostra é transferida para um erlenmeyer com água, onde é feita a dissolução.
 3 Solução-problema
Descrição 
A solução é transferida para um balão volumétrico e o volume é completado com água, criando-se a solução-problema.
 4 Transferência de alíquota
Descrição
Retirada de uma alíquota da solução problema com o auxílio de uma pipeta e transferida para um erlenmeyer.
 5 Titulação
Descrição
Ao erlenmeyer, é adicionado à solução problema (titulado) e na bureta é inserida a solução de concentração conhecida (titulante).
Ao titulado também é adicionado um indicador ácido-base para indicar o momento que se deve parar a titulação pela mudança de coloração. A mudança de cor indica o ponto final ou ponto de viragem da titulação.
Depois isso, ao persistir a mudança de coloração, verifica-se o volume de titulante utilizado e os cálculos estequiométricos nos ajudarão a descobrir a concentração da solução titulada.
Titulação ácido-base
Para esse tipo de análise volumétrica, sendo utilizado um ácido forte e uma base forte, a reação química entre os componentes ocorre da seguinte forma:
HX + YOH → YX + H2O
Por exemplo, podemos utilizar uma solução hidróxido de sódio (NaOH) para descobrir a concentração de uma solução de ácido clorídrico (HCl) por meio da titulação.
Quando as duas substâncias químicas entram em contato, ocorre a reação de neutralização:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Para encontrar a concentração da solução de HCl, temos que lembrar de:
· Anotar a concentração da solução de NaOH utilizada
· Anotar o volume de HCl utilizado na titulação
· Estar atento ao momento que a solução mudar de cor e encerrar a titulação
· Anotar o volume de NaOH utilizado para reagir com todo HCl
O ponto de equivalência é atingido quando:
Nº de mol de H+ = nº de mol de OH–
Se utilizarmos como indicador a fenolftaleína, a solução antes da titulação estará incolor, indicando pH ácido. No final da titulação, a cor da solução deve estar levemente rosa, pois indica que todo ácido reagiu com a base adicionada.
Cálculos de Titulação
Após realizada a titulação, são feitos cálculos para determinar a quantidade de substância contida na amostra.
Veja a seguir como ocorre a titulação ácido-base:
Titulação ácido-base utilizando o indicador fenolftaleína
Observando as imagens, podemos fazer as seguintes considerações:
Início da titulação	
O volume de HCl utilizado é 25 mL
A solução de HCl. está incolor
A bureta foi preenchida com 50 mL de NaOH
A concentração de NaOH é 0,1 mol/L
Final da titulação
A solução no erlenmeyer ficou rosa
A bureta indica que restaram 40 mL de NaOH
A partir desses dados, efetuamos os cálculos da seguinte forma:
1º passo: Calcular o volume gasto na titulação.
Transformando a unidade do volume para litros, obtemos o resultado:
2º passo: Calcular o número de mols de NaOH utilizados na titulação.
Como a molaridade da solução é de 0,1 mol/L, temos:
3º passo: 
Interpretar a estequiometria da reação.
Pela estequiometria, para a reação ocorrer 1 mol de base deve reagir com 1 mol de ácido. Sendo assim, como foi utilizado 0,001 mol de NaOH, essa quantidade reagiu com 0,001 mol de HCl.
4º passo: Calcular a concentração molar do ácido clorídrico (HCl).
Como o volume de ácido utilizado está em mL, devemos transformá-lo em L:
Sabendo que o volume utilizado foi de 0,025 L e a quantidade de ácido que reagiu foi de 0,001 mol, calculamos a molaridade da seguinte forma:
Outra maneira de encontrar a concentração de interesse, é utilizando a fórmula de titulação:
O número de mols corresponde à multiplicação da concentração molar pelo volume da solução.
Tipos de titulação
Os principais tipos de titulação realizados em um laboratório químico são:
· Ácido-base : Também conhecida como acidimetria-alcalimetria, ocorre uma reação ácido-base que é perceptível pelo uso de um indicador de pH. Exemplo de reação: H+ + OH- → H2O.
· Precipitação : A reação entre o titulante e o titulado resulta na formação de um precipitado.
Exemplo de reação: Ag+ + Cl- ⇔ AgCl(s).
· Oxidação-redução : As espécies envolvidas na titulação reagem por meio da transferência de elétrons, onde uma irá oxidar e a outra reduzir.Exemplo de reação: Fe2+ + Ce4+ ⇔ Fe3+ + Ce3+.
· Complexação : Formam-se complexos solúveis e o titulante mais utilizado nesse tipo de análise é o EDTA (Sal dissódico do ácido etilenodiaminotetracético) para determinar metais.Exemplo de reação: Y4- + Ca2+ ⇔ CaY2-
Diluição de soluções
A diluição consiste em adicionar solvente a uma solução, sem modificar a quantidade de soluto.
Em uma diluição, a quantidade de solvente e o volume da solução aumentam, enquanto a quantidade de soluto permanece igual. Como resultado, a concentração da solução diminui.
Lembre-se que a solução é uma mistura homogênea formada por solvente e soluto.
A diluição é um processo comum no dia a dia. Por exemplo, ao adicionarmos água a algum produto de limpeza, como desinfetantes, para torná-lo menos concentrado.
Outro exemplo é a preparação de sucos a partir de concentrados industrializados. É indicado no rótulo do produto a quantidade de água que deve ser adicionada, tornando o suco menos concentrado.
Para entender o processo de diluição devemos conhecer a solução em seu momento inicial e após a adição de solvente:
· Concentração inicial: Ci = m1 / Vi
· Concentração final: Cf = m1 / Vf
 Onde:
Ci / Cf = concentração inicial / concentração final
M1 = massa de soluto
Vi / Vf = volume inicial / volume final
Considerando que a massa de soluto não é alterada durante a diluição, temos a seguinte equação: Ci . Vi = Cf . Vf
Exemplos
1 Ao diluir 100 mL de uma solução de concentração igual a 15g/L ao volume final de 150 mL, a nova concentração será?
Resolução:
Ci . Vi = Cf . Vf
15 . 100 = Cf . 150
Cf = 1500/150
Cf = 10g/L
2 Foram adicionados 200 mL de uma solução aquosa de glicose de concentração 60 g/L a 300 mL de uma solução de glicose de concentração 120 g/L. A concentração da solução final será:
Resolução:
C1 . V1 + C2 . V2 = Cf . Vf
60 . 200 + 120 . 300 = Cf . 500
Cf = 96 g/L
Termoquímica: o que é, reações químicas e entalpia:
Termoquímica é a parte da química que estuda a quantidade de calor (energia) envolvida nas reações químicas.
Quando uma reação libera calor, ela é classificada como exotérmica. A absorção de calor em uma reação, faz com que ela seja endotérmica.
A termoquímica estuda também a transferência de energia em alguns fenômenos físicos, tais como as mudanças de estados da matéria.
Termoquímica e calor :
Nas reações químicas pode haver absorção ou liberação de energia. Essa transferência de calor é feita a partir do corpo que tem a temperatura mais alta para aquele que possui a temperatura mais baixa.
Transferência de calor do corpo quente (A) para o corpo frio (B)
Vale lembrar que o calor, também chamado de energia calorífica, é um conceito que determina a troca de energia térmica entre dois corpos. O equilíbrio térmico é estabelecido quando os dois materiais atingem a mesma temperatura.
Reações Endotérmicas e Exotérmicas :
Chama-se reação endotérmica a reação em que há absorção de calor. Dessa forma, um corpo absorve calor do meio em que ele está inserido. É por isso que a reação endotérmica provoca uma sensação de resfriamento.
Exemplo: Ao passar álcool no braço, o braço absorve o calor dessa substância. Mas, ao soprar para o braço depois de ter passado álcool, sentimos um friozinho, sensação que é resultado da reação endotérmica.
Já a reação exotérmica é o inverso. Trata-se da liberação de calor e, assim, a sensação é de aquecimento.
Exemplo: Num acampamento, as pessoas se colocam junto de uma fogueira para que o calor liberado pelas chamas aqueça quem está à volta.
As trocas térmicas também acontecem nas mudanças de estado físico. Ocorre que, namudança do estado sólido para o líquido e do líquido para o gasoso, o processo é endotérmico. De maneira oposta, é exotérmica a mudança do estado gasoso para o líquido e do líquido para o sólido.
Entalpia:
Entalpia (H) é a energia trocada nas reações de absorção e de liberação de energia, respectivamente, endotérmica e exotérmica.
Não existe um aparelho que seja capaz de medir a entalpia. Por esse motivo, mede-se a sua variação (ΔH), o que é feito considerando a entalpia do reagente (energia inicial) e a entalpia do produto (energia final).
Os tipos de entalpia mais recorrentes são:
Entalpia de Formação: Energia absorvida ou liberada necessária para formar 1 mol de uma substância.
Entalpia de Combustão : Energia liberada que resulta na queima de 1 mol de substância.
Entalpia de Ligação: Energia absorvida na quebra de 1 mol de ligação química, no estado gasoso.
Enquanto a entalpia mede a energia, a entropia mede o grau de desordem das reações químicas
Lei de Hess:
Germain Henry Hess estabeleceu que:
“A variação de entalpia (ΔH) em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação, independente do número de reações.”
A variação da energia, de acordo com a Lei de Hess, é estabelecida através da seguinte fórmula:
ΔH = Hf – Hi
Onde,
· ΔH: variação da entalpia
· Hf: entalpia final ou entalpia do produto
· Hi: entalpia inicial ou entalpia do reagente
A partir disso, concluímos que a variação da entalpia é negativa quando estamos diante de uma reação exotérmica. Por sua vez, a variação da entalpia é positiva quando estamos diante de uma reação endotérmica.
Como a Lei de Hess pode ser calculada?
A variação da entalpia pode ser calculada subtraindo a entalpia inicial (antes da reação) da entalpia final (depois da reação):
ΔH = Hf – Hi
Outra forma de calcular é através da soma das entalpias em cada uma das reações intermediárias. Independente do número e tipo das reações.
ΔH = ΔH1 + ΔH2
Uma vez que esse cálculo considera apenas os valores inicial e final, conclui-se que a energia intermédia não influencia no resultado da sua variação.
Princípio da Conservação de Energia, a Primeira Lei da Termodinâmica.
Você também deve saber que a Lei de Hess pode ser calculada como uma equação matemática. Para isso, é possível realizar as seguintes Termodinâmica
*Inverter a reação química, nesse caso o sinal do ΔH também deve ser invertido;
*Multiplicar a equação, o valor do ΔH também deve ser multiplicado;
*Dividir a equação, o valor do ΔH também deve ser dividido
Diagrama de entalpia
A Lei de Hess também pode ser visualizada através de diagramas de energia
A Lei de Hess possibilita o cálculo das variações de entalpia – quantidade de energia encontrada nas substâncias durante as reações químicas. Essa lei, base da termoquímica, foi desenvolvida experimentalmente por Germain Henry Hess, em 1840, e estabelece que:
Em uma reação química, o calor liberado ou absorvido é constante e independente do número de etapas pelas quais a reação passa.
Termoquímica e entalpia
A termoquímica ocupa-se no estudo das trocas de calor, isto é, a troca de energia que acontece durante as reações químicas. Essas trocas também podem acontecer durante os processos de transformação física da matéria.
Quando uma substância passa do estado físico sólido para o líquido e depois para o gasoso, ocorre a absorção de calor. Já quando a mudança é do estado gasoso para o líquido e em seguida para o sólido, ocorre a liberação de calor.
Essa energia das reações químicas é consequente da reordenação das ligações químicas dos reagentes que, consequentemente, se transformam em produtos. A energia armazenada é chamada de entalpia (H), que vem de dentro da molécula.
Nas reações químicas não é necessário calcular a entalpia, geralmente o cálculo é a variação de entalpia (ΔH). A representação gráfica de uma reação química é chamada de equações químicas.
Em uma equação termoquímica são listados todas os elementos que podem influenciar no valor da entalpia. São eles: estado físico, proporção estequiométrica, temperatura, pressão e variação de entalpia.
Confira abaixo os exemplos de equações:
Como utilizar a Lei de Hess
A variação de entalpia (ΔH), em uma reação química, depende somente do estado inicial e final dela. O cálculo da ΔH, seguindo a Lei de Hess, é dado da seguinte maneira:
ΔH = Hf – Hi
Sendo,
ΔH: variação de entalpia
Hf: entalpia final
Hi: entalpia inicial
A Lei de Hess também é chamada da lei da soma dos calores de reação. Isso porque a variação de entalpia é igual a soma das variações das etapas em que a reação pode ser fracionada, ou seja, as reações intermediárias. O cálculo é realizado da seguinte forma:
ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + …
As equações termoquímicas também podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. Dito isso, é importante ter atenção a algumas observações:
Se inverter a reação química, o sinal do ΔH também deve ser invertido;
Se multiplicar a equação, o ΔH também deve ser multiplicado;
Se dividir a equação, o ΔH também deve ser dividido.
Diagrama da entalpia
Reforçando o princípio da Lei de Hess, a variação de entalpia só depende do estado final e inicial de uma reação química. Isso pode ser demonstrado graficamente por meio de um diagrama.
Considere um sistema, cujo estado inicial é representado por A e o estado final por D. O final é alcançado por dois caminhos: o primeiro vai de A até D, que é o ∆H1; o segundo passa de A para B (∆H2), B para C (∆H3) e final C para D (∆H4)
As linhas horizontais indicam as entalpias dos vários estados.
Logo:
HD – HÁ = ∆H1 = ∆H2 + ∆H3 + ∆H4
Aplicação da Lei de Hess
Considere a reação química abaixo, que indicaremos o cálculo da variação de entalpia pela Lei de Hess:
O primeiro passo é escrever todas as equações intermediárias de acordo com a reação principal:
Na primeira equação, o C (grafite) é o termo comum, então ele deve ser escrito da mesma forma. A segunda equação, o termo comum é o H2(g), contudo essa equação foi multiplicada, inclusive a ΔH2. Na terceira equação, o CH4(g) é o termo comum e o sinal da ΔH3 foi modificado, pois a posição da equação foi invertida.
Os dados obtidos são:
Seguindo a Lei de Hess: ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 = (-94) + (-136) + 213 = -17 KJ/mol
Resumo sobre Lei de Hess
Possibilita calcular as variações de entalpia;
É base para a termodinâmica;
O cálculo é feito com a fórmula: ΔH = Hf – Hi (ΔH: variação de entalpia; Hf: entalpia final; Hi: entalpia inicial);
Cálculo também pode ser feito somando entalpias: ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + …
· ELETROFORESE 
*principais conceito 
A eletroforese é um método habitualmente usado para separar e também purificar macromoléculas, principalmente ácidos nucleicos e proteínas. Essas macromoléculas são submetidas a um campo elétrico, na qual migram para um polo positivo ou negativo de acordo com a sua carga.No caso de uma carga positiva, seguirá para o polo negativo e se for negativa, irá na direção do polo positivo.
O fluxo migratório é determinado pelo peso molecular, na qual moléculas de menor peso migram mais rápido que as de maior peso, formando as bandas características que serão visualizadas posteriormente
ELETROFORESE E SUAS APLICAÇÕES
A eletroforese é utilizada em inúmeros processos de biologia molecular, entre eles:
Ciência forense– para comparar o DNA encontrado no local do crime com o de possíveis suspeitos.
Genética– teste de paternidade, diferenciação de espécies ou linhagens e engenharia genética.
Microbiologia– detecção de diferentes patógenos como vírus, bactérias e fungos.
Bioquímica– detecção da expressão de proteínas.
 Passo a passo da Eletroforese em Gel
A eletroforese ocorre dentro de uma matriz ou gel que possibilita a corrida da amostra. O gel é introduzido dentro de uma solução tampão específica para eletroforese que fornece as condições ideais para a passagem da corrente e a manutenção do valor do pH.
Em seguida, as amostras são pipetadas em pequenos poços feitos com um pente no gel. Para ocorrer a migração, a cuba e fonte de eletroforese exercem uma voltagem, corrente e potênciaconstantes, esses fatores irão determinar o sucesso da técnica.
E por fim, as bandas são visualizadas sob luz ultravioleta ou LED, através do equipamento chamado de transiluminador.
EQUIPAMENTOS E MATERIAIS UTILIZADOS NA ELETROFORESE EM GEL:
Agarose: extraída a partir de algas marinhas é extremamente fácil de preparar, basta misturar o pó de agarose com solução tampão e derreter por aquecimento, ao resfriar transforma-se no gel de agarose.
Tampão de eletroforese: geralmente Tris-acetato-EDTA (TAE) ou Tris-borato-EDTA (TBE).
Marcador de peso molecular: estabelece o padrão de peso molecular que serve como ponto de referencia e monitoramento para a eletroforese.
Corante: para visualizar o resultado da corrida sob a luz ultravioleta, utilizava-se o brometo de etídeo no gel, porém esta é uma substância cancerígena e pode interferir no padrão de migração. A melhor opção em sua substituição é o corante safer, pois além de mais sensível não é mutagênico
Cuba de eletroforese e fonte de eletroforese: possibilita o preparo do gel e fornece a corrente necessária para uma corrida uniforme.
Transiluminador: fonte de luz UV ou LED usada para visualizar o resultado da corrida de eletroforese.
A eletroforese é uma técnica analítica utilizada na análise de macromoléculas como proteínas e ácidos nucléicos. Essa técnica foi descoberta e empregada pela primeira vez em 1937 por Arne Tisélius um bioquímico sueco. O efeito eletroforético tem como base a teoria de Debye-Hückel-Onsager, onde esta teoria de dissociação eletrolítica aceita o fato de as partículas carregadas moverem-se sob a influência de forças eletrostáticas para um eletrodo de carga oposta quando é aplicada uma diferença de potencial em uma solução contendo eletrólitos.
A eletroforese é a migração de uma molécula carregada sob a influência de um campo elétrico. A mobilidade eletroforética é dada por:
Μ= v/E = Z/f
Onde:
A mobilidade eletroforética (μ) é a razão entre a velocidade(v) da macromolécula e o potencial elétrico(E) que move a macromolécula ou a razão entre a carga líquida(Z) e o coeficiente de atrito(f).
Suportes para eletroforese
Os suportes para eletroforese comumente empregados são os géis de poliacrilamida para proteínas e agarose para os ácidos nucléicos, em virtude de estes polímeros funcionarem como uma peneira molecular, ou seja, separar as espécies em função de sua massa e tamanho molecular, respectivamente, inibe a propagação do calor em virtude do atrito causado pela migração e pela aplicação do campo elétrico.
Os géis de poliacrilamida são comumente utilizados na separação de proteínas em virtude de ser quimicamente inertes, facilidade de coloração com nitrato de prata e corante azul de Coomassie(corantes como esses coram totalmente a agarose impossibilitando a identificação das espécies no eletroforetograma), os poros são facilemente ajustáveis através do controle de acrilamida e bis-acrilamida que são os polímeros que formam o gel.
Os géis de agarose são utilizados para macmoléculas com massa molecular a superior a 200 kD visto que os ácidos nucléicos apresentam massas moleculares extremamente grande. A coloração do eletroforetograma de ácidos nucléicos é realizada como brometo de etídio, em fução dos outros corantes provocarem a coração total do gel de agrose impossibilitando a identificação dos ácidos
Eletroforese de macromoléculas em Gel de SDS
A amostra de interesse deve ser preparada com o rompimento da matriz em que encontra-se o composto de interesse, nesse caso é uma célula que é rompida por métodos, físicos ou químicos onde os métodos físicos incluem destruição mecânica ou maceração e métodos químicos funcionam através do rompimento por meio da adição de compostos químicos que não afetem as características físico-químicas, do composto de interesse.
Após a essa preparação a amostra é colocada em uma solução chamada de tampão de amostra que contém em sua composição agentes químicos redutores, desnaturantes e tamponantes. Em seguida essa solução é aquecida a 90ºC por um períodos de 5 a 10 minutos para desnaturação da macromolécula. Um exemplo desses agentes são:
SDS ou dodecilsulfato de sódio
É uma molécula anfifílica usada como desnaturante, ou seja, é um detergente que é adicionado a solução com o objetivo de proporcionar uma carga liquida negativa para a biomolécula de interesse, de modo que ele agrega-se ao redor desta.
Agentes redutores: os agentes redutores comumente utilizados são β-mercaptoetanol o DTT (ditiotreitol), que agem causando a redução das pontes dissulfeto que são responsáveis pela estrutura nativa da proteína.
Resumidamente o procedimento para eletroforese de macromoléculas é o seguinte:
As macromoléculas são colocadas em uma solução chamada tampão de amostra contendo SDS, Azul de Bromo-fenol e DTT;
A solução tampão de amostra contendo as proteínas é aquecida a 90ºC de 5 a 10 minutos;
Após o aquecimento das proteínas são desnaturadas, suas ligações dissulfeto são quebradas, e o SDS agrega-se ao redor das proteínas proporcionando uma carga líquida negativa.
Mecanismo da eletroforese
Abaixo é descrito o mecanismo da eletroforese.
1 – a amostra contendo as macromoléculas devidamente desnaturadas e reduzidas é distribuída ao nos poços ou cavidades do gel de suporte;
2 – após a distribuição o equipamento é fechado e o campo elétrico é aplicado no gel, através de um dispositivo diferencial de energia elétrica e as macromoléculas vão sendo distribuídas pela extensão do gel e são separadas em função de sua massa e tamanho molecular que são os principais fatores que determinam a mobilidade eletroforética.
No topo do gel existe uma mistura de macromoléculas de variados tamanhos e massas moleculares de modo que quando o campo elétrico é aplicado as moléculas menores migram primeiro, pela malha formada pelo gel. Ao passo que durante a distribuição o gel funciona como uma peneira molecular e as moléculas com massa molecular mais elevada vão sendo retidas ao longo do processo pelas malhas gel o que permite que as macromoléculas sejam analisadas pela sua massa molecular.
No final do processo quando todas as macromoléculas estão ditribuidas o gel é mergulhado em uma solução corante.
Para proteínas são usadas solução de nitrato de prata que detecta proteínas mesmo que a concentração seja muito baixa. Ou o gel é mergulhado em uma solução ácida e alcoólica de corante azul de coomassie. Um período de tempo é aguardo e em seguida observa-se o eletroforetograma que nada mais é do que o gel corado. Para analise de ácidos nucléicos (DNA e RNA) são usados corantes como brometo de etidio, laranja de acridina e profalvina que são corantes com estrutura aromática, quando sob a luz utravioleta apresentam fluorescência.
Focalização Isoelétrica de proteínas em gel de SDS
Uma técnica muito poderosa para analise de proteínas que proporciona alta resolução é chamada Focalização Isoelétrica onde as proteínas são separadas, através de seu ponto isoelétrico
A focalização isoelétrica consiste na neutralização das cargas das proteínas onde um gel contendo anfólitos (íons que se comportam como ácido e base ao mesmo tempo), é submetido a um campo elétrico de modo que no momento em que os anfólitos migram em direção aos pólos negativos e positivos de acordo com sua carga elétrica e distribuem-se pelo gel cilíndrico, estabelecendo assim um gradiente de pH estável onde as proteínas irão migrar para um local onde seu ponto isoelétrico seja igual o do anfólito. A focalização isoelétrica se processa da seguinte maneira:
No primeiro gel os anfólitos adicionados são distribuídos com a aplicação do campo elétrico.
No segundo gel é adicionada a solução de proteínas.
No terceiro gel é aplicado o campo novamente e as proteínas migram em direção a seu ponto isoelétrico.
O processo de migração termina por que as cargas se igualam, ou seja, pI = pH as cargas se anulam de modo que na equação inicial Z=0, e a proteína é focalizada ou seja ela para exatamente no ponto conhecido.
Eletroforese Bidimensional ou 2D
Essa técnica oferece uma resoluçãomelhor, ou seja, um grau maior de detalhes no eletroforetograma final por que combina a focalização isoelétrica e a eletroforese em gel SDS. De acordo com o esquema abaixo
Na eletroforese bidimensional o gel da focalização isoelétrica é colocado horizontalmente sobre um gel de sds, o campo elétrico é aplicado e as macromoléculas protéicas são separadas de acrodo com o ponto isoelétrico e em função de sua massa molecular, fornecendo um eletroforetograma que possibilita a visualização e identificação de várias proteínas de uma só vez
Potencial hidrogeniônico ( ph)
 O pH é definido como potencial hidrogeniônico, que é uma escala logarítmica que indica com valores de 0 a 14 se a solução é ácida, neutra ou básica. Segundo a Teoria da dissociação iônica de Arrhenius, uma substância é considerada ácida se, em meio aquoso, ela liberar como único cátion o H+ (ou H3O+).
Quanto maior a quantidade desses íons no meio, maior será a acidez da solução.
O bioquímico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) propôs o uso de uma escala logarítmica para trabalhar com as concentrações do íon hidrônio [H3O+(aq)] nas soluções, que ele chamou de pH.
O pH é a sigla usada para potencial (ou potência) hidrogeniônico, porque se refere à concentração de [H+] (ou de H3O+) em uma solução. Assim, o pH serve para nos indicar se uma solução é ácida, neutra ou básica.
A escala de pH varia entre 0 e 14 na temperatura de 25ºC. Se o valor do pH for igual a 7 (pH da água), o meio da solução (ou do líquido) será neutro. Mas se o pH for menor que 7, será ácido, e se for maior que 7, básico
Valores de pH para soluções ácidas, neutras e básicas
Observe que quanto menor o valor do pH, mais ácida a solução será. Isso acontece porque, conforme já mencionado, essa escala é logarítmica, o que quer dizer que o pH é definido como logaritmo negativo da concentração dos íons [H+(aq)] na base 10:
Colog [H+] = - log [H+]
pH = - log [H+]
[H+] = 10-pH, em mol/L
Isso significa que, por exemplo, se temos duas soluções a 25ºC com volumes iguais, sendo que a primeira tem pH igual a 4 e a segunda tem pH igual a 3, então a segunda solução possui 10 vezes mais íons H+ que a primeira.
Veja abaixo os valores de pH para algumas substâncias do cotidiano:
Escala de pH com exemplos de soluções com pH próximo ao indicado
Esses valores podem ser medidos de forma precisa por meio de um aparelho chamado peagômetro, como o mostrado abaixo:
Peagômetro usado para medir o pH de soluções
Muitas vezes, em laboratórios, para determinar o pH de soluções de um modo não tão preciso, utilizam-se indicadores ácido-bases. Esses são substâncias naturais ou sintéticas que mudam de cor na presença de soluções ácidas e básicas e em diferentes faixas de pH. Entre os indicadores sintéticos mais usados está a fenolftaleína, que é incolor em meio ácido e bem rosa em meio básico; o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de ácidos e azul na presença de bases; e o indicador universal, que apresenta cores diferentes para cada valor de pH, sendo bastante preciso:
Exemplos de indicadores ácido-base sintéticos: tiras de indicador universal, fenolftaleína e papel de tornassol
Entre os indicadores naturais, temos as soluções extraídas de muitos vegetais, tais como das folhas de repolho roxo, beterraba, uvas, jabuticabas, amoras, bem como em folhas vermelhas e flores de pétalas coloridas, como as flores de azaleia e quaresmeira.