Propriedades da água e soluções aquosas

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Propriedades da água e soluções aquosas
Prof.ª Luciana Barreiros de Lima
Descrição
Caracterização química da água e sua relação com o funcionamento do
sistema biológico. Definição das interações intermoleculares, suas
ocorrências em meio aquoso e o processo de solubilização de
compostos iônicos e não iônicos em água. Conceituação de soluções,
suas representações e aplicações.
Propósito
A água é popularmente conhecida como solvente universal e não é à
toa. 70% do nosso organismo é composto por água, nossas principais
reações e funções bioquímicas acontecem em meio aquoso e ela está
presente também nos mais diversos ambientes de pesquisa e indústria.
Por isso o entendimento de suas propriedades é fundamental para o
profissional que trabalhe nessas áreas.
Preparação
Antes de iniciar o conteúdo, tenha à mão uma calculadora científica e
consulte uma tabela periódica atualizada, como a da IUPAC, que está
disponível na Internet.
Objetivos
Módulo 1
A água
Reconhecer as características químicas da água e suas funções nos
sistemas biológicos.
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Módulo 2
Forças intermoleculares e
soluções
Comparar as interações intermoleculares que ocorrem em meio
aquoso.
Módulo 3
Soluções e cálculos de solução
Aplicar os cálculos das principais unidades de concentração.
Módulo 4
Água e medidas corporais
Aplicar os cálculos envolvidos em medidas corporais e nas diluições.
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Introdução
Iremos compreender, analisar e aplicar a Química Biológica como
a área do conhecimento que estuda as biomoléculas,
componentes dos seres vivos, e a forma como elas interagem,
respeitando as leis físicas e químicas da matéria de forma a
manter e perpetuar a vida.
A água é uma substância essencial para a vida. Ela é o principal
componente do nosso corpo, tanto que 70% do nosso peso
corporal é água. Idade, sexo ou gordura corporal são
determinantes importantes para estabelecer esse percentual que
afeta quase todas as funções do nosso organismo.
Vamos adquirir os conceitos básicos sobre a composição
química da água e a função que ela representa nos seres vivos.
Também veremos os processos pelos quais as interações
ocorrem em meio aquoso, analisando as unidades de
concentração e os cálculos envolvidos em diluição e dosagens.
1 - A água
Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer as características
químicas da água e suas funções nos sistemas biológicos.
As características químicas

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da água
Importância da água
Quase todas as formas de vida na Terra dependem da água.
Aproximadamente 97% da água do nosso planeta é água do mar. Porém,
a água marinha não é adequada para consumo humano e uso na
agricultura.
Além disso, três quartos da água doce estão imobilizados na forma de
neve, geleiras ou extensões congeladas. Foi estimado que a
humanidade consome cerca de um quinto da água de escoamento que
vai para o mar, e a maior fração é dedicada a atividades agrícolas.
Dessa forma, é muito importante compreender os processos químicos
que ocorrem na água para entender a biologia relacionada a isso.
Curiosidade
Normalmente, pensa-se que a água natural que conhecemos é um
composto químico de fórmula H2O, mas este não é o caso. Devido à sua
grande capacidade de dissolução, toda água encontrada na natureza
contém diferentes quantidades de várias substâncias em solução e em
suspensão, que corresponde a uma mistura.
A água é essencial para praticamente todas as funções do organismo,
sendo também o seu componente mais abundante.
Nós seres humanos não somos capazes de sintetizar
água, no entanto utilizamos a água para diversas
reações bioquímicas de maneira que sem ela
morreríamos. Por isso, ela deve ser ingerida
regularmente.
A água faz parte da dieta de qualquer ser vivo, maiores do que os de
qualquer outro nutriente.
Podemos perder quase toda a gordura e quase metade da proteína em
nosso corpo e continuamos vivos, mas a perda de 1 a 2% da água
corporal afeta a termorregulação, os sistemas cardiovasculares e
sistema respiratório, além de limitar severamente nossas atividades
físicas e mentais.
Água quimicamente pura e suas características
O que é a água quimicamente pura?
Corresponde a um composto com a fórmula molecular H2O. Como o
átomo de oxigênio possui apenas dois elétrons desemparelhados, para
explicar a formação da molécula de H2O, considera-se que a
hibridização dos orbitais atômicos 2s e 2p do átomo de oxigênio resulta
na formação de dois orbitais híbridos sp3. A sobreposição de cada um
dos dois orbitais atômicos híbridos com o orbital 1s1 de um átomo de
hidrogênio forma duas ligações covalentes, que geram a formação da
molécula de H2O, e os 2 orbitais sp
3 são orientados para os vértices de
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um tetraedro triangular regular. Os outros vértices são ocupados pelos
pares não compartilhados de elétrons do oxigênio. Observe os modelos
a seguir:
Modelo molecular da água.
Isso está de acordo com o princípio de exclusão de Pauli e com a
tendência de os elétrons desemparelhados se separarem o máximo
possível. Experimentalmente, verificou-se que o ângulo formado pelas
duas ligações covalentes oxigênio-hidrogênio é de 105°. Também foi
identificado que o comprimento da ligação oxigênio-hidrogênio é 0,96
angstroms e gasta-se 118 kcal/mol para quebrar uma dessas ligações
covalentes na molécula de H2O. Além disso, o fato de o ângulo de
ligação experimental ser menor do que o teoricamente esperado (109°)
é explicado como resultado do efeito dos dois pares de elétrons não
compartilhados no oxigênio, que são muito volumosos e comprimem o
ângulo de ligação para, aproximadamente, 105°.
Além disso, núcleos atômicos de carga igual se repelem. As forças de
atração se devem ao fato de que elétrons e núcleos se atraem porque
têm cargas opostas. O spin oposto permite que dois elétrons ocupem a
mesma região, mas fiquem o mais longe possível do restante dos
elétrons.
A estrutura de uma molécula é o resultado líquido da
interação das forças atrativas e repulsivas (forças
intermoleculares), que estão relacionadas às cargas
elétricas e ao spin dos elétrons.
De acordo com a Teoria Ácido-Base de Brönsted-Lowry, os dois pares de
elétrons não compartilhados de oxigênio na molécula de H2O conferem
a ela características alcalinas. As duas ligações covalentes da molécula
de H2O são polares porque o átomo de oxigênio é mais eletronegativo
do que o átomo de hidrogênio. Então, essa molécula tem um momento
dipolar eletrostático igual a 3,33x10-30 Cm (Coulomb.metro) o que
também indica que a molécula de H2O (H-O-H) não é linear. Observe:
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Modelagem de moléculas de água.
O “segredo” das características excepcionais da água está precisamente
em sua composição e estrutura, que lhe dão o maior número de
propriedades físicas e químicas "anormais" entre as substâncias
comuns. Essa "personalidade" é responsável por sua importância na
homeostase, estrutura e função de células e tecidos do corpo. Quando
comparado a moléculas de peso molecular e composição semelhantes,
a água tem propriedades físicas únicas, uma consequência de sua
natureza polar e sua capacidade de formar ligações de ponte de
hidrogênio com outras moléculas, conforme visto na imagem anterior.
A água também tem um altovalor de tensão superficial. As moléculas
de superfície são fortemente atraídas, embora algumas substâncias
possam quebrar essa atração. É o caso do sabonete, que forma espuma
ou sais biliares que facilitam a digestão de gorduras. Veja a seguinte
imagem:
Tensão superficial.
Reações químicas da água
Tipos de reação
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Os três tipos mais importantes de processos químicos que ocorrem na
água são:
Assim, o pH e o conteúdo dos principais íons de uma água natural vêm
quase determinados pela solubilização de CO2 em água e a lavagem de
carbonatos das rochas.
Reação da água com diferentes elementos
Vamos ver como a água reage em contato com elementos distintos?
Embora seja uma substância geralmente inofensiva, existem vários
produtos químicos que podem reagir perigosamente com ela por várias
razões: exotermicidade da reação, geração de substâncias inflamáveis,
tóxicas ou corrosivas, ou mesmo decomposição violenta ou explosiva
de reagentes. Veja como ocorre a reação entre a água e os metais:
Lítio fino.
Metais alcalinos do grupo 1 da tabela
 Reações ácido-base (ou
neutralização)
Controlam o conteúdo de íons na água.
 Reações de oxidação-redução
(redox)
Controlam o tipo de íons e, principalmente, o
conteúdo e as características da matéria orgânica
presente.
 Reações de precipitação
Controlam o conteúdo de íons na água, assim como
as reações de neutralização. Podem ser
enquadradas em um conceito mais amplo:
solubilidade.
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periódica
Estes elementos são todos sólidos que, em contato com a
água, causam sua decomposição rápida para combinar
vigorosamente com o ânion OH-, criando os correspondentes
hidróxidos estáveis e liberando hidrogênio. Essa reação é muito
exotérmica. A velocidade ou violência da reação pode ser
influenciada, além da temperatura da água, pelo grau de
subdivisão do sólido, pois, quanto menores as partículas da
substância simples do elemento, maior a superfície de contato
com a água, o que aumenta o perigo.
Exemplo: 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2
Magnésio fino.
Metais alcalino-terrosos
Esses elementos, assim como os elementos alcalinos, reagem
exotermicamente com água, mas de forma menos violenta,
gerando os hidróxidos correspondentes e liberando hidrogênio.
Sua reatividade aumenta à medida que sua massa atômica
aumenta, embora o calor liberado pela reação não seja
suficiente para iniciar a reação de combustão de gás
inflamável.
Exemplo: Mg + 2 H2O → Mg(OH)2 + H2
Algumas singularidades sobre reações de metais alcalinos-
terrosos podem ser observadas: o magnésio finamente
dividido, em contato com a água, pode explodir sob a ação de
um impacto; a ação do cálcio na água pode ser violenta,
principalmente na presença de cloreto férrico, cloreto de ouro
ou cloreto de platina.
Boro fino.
Boro e alumínio (grupo 13)
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As reações da água com boro e alumínio (grupo 13) em pó
resultam numa decomposição violenta da água, liberando
hidrogênio capaz de inflamar pelo calor da reação.
Exemplo: 2 Al + 3 H2O → Al2O3 + 3 H2
Agora, veja como ocorre a reação da água com os demais tipos de
elementos (não metais):
Não metais
O flúor é um elemento não metal que reage violentamente com
a água, gerando ácido fluorídrico e oxigênio e difluoreto de
oxigênio.
Exemplos:
2 F2 + 2 H2O → 4 HF + O2
2 F2 + H2O → F2O + 2 HF
Haletos (Fluoretos, cloretos, brometos,
iodetos)
Geram reações violentas, liberando substâncias ácidas
corrosivas, geralmente os hidrácidos correspondentes.
Exemplos de reações típicas com os haletos:
2 CIF + 2 H2O → 2 HCI + 2 HF + O2
CH3COCI + H2O → HCI + CH3COOH
CaCl2 + 2 H2O → 2 HCI + Ca (OH)2
AICI3 + 3 H2O → 6 HCI + Al2O3
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Sais
A água reage com sais e forma hidratos: a água forma
combinações complexas com alguns sais, sendo chamados de
hidratos. Em alguns casos, os hidratos perdem água de
cristalização e mudam sua aparência, como acontece com o
sulfato cúprico, que, quando hidratado, é azul, mas se
transforma em sulfato cúprico anidro de cor branca devido à
perda de água.
As funções da água nos
sistemas biológicos
A maior parte da água é encontrada nas células que desempenham
funções vitais no corpo. A água tem a função de transportar nutrientes
para as células, auxiliando na digestão dos alimentos ou estabilizando
nossa temperatura. Portanto, ter o hábito de beber água regularmente é
sinônimo de saúde.
A quantidade total de água do organismo está localizada principalmente
nas células, que acumulam dois terços da água no corpo. Por exemplo,
em um homem com cerca de 70 quilos de peso, há, aproximadamente,
47 litros de água.
Para entender a importância da água em nosso corpo, três fatores
devem ser levados em consideração:

O cérebro, pulmões, coração, fígado e rins possuem de 65% a 85% de
água.
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�
Os ossos também contêm água, embora em menor grau, com
aproximadamente 30%.

O sangue é composto fundamentalmente pela água. O plasma, que
corresponde a 55% do volume sanguíneo, é formado por 90% de água.
Funções da água nos
sistemas biológicos
Neste vídeo, o especialista responde as perguntas mais procuradas da
internet sobre o papel e a importância da água nos sistemas biológicos.
Agora que você assistiu ao vídeo, vamos aprender um pouco mais sobre
as funções da água?
A água controla a temperatura do nosso corpo: ela permite que o corpo
elimine calor quando a temperatura ambiente é baixa. Mas, quando está
quente, acontece o contrário: o corpo faz com que a água evapore e
apareça o suor para esfriar o corpo.
A água, entre suas principais funções, ajuda a eliminar as toxinas. Com
a ingestão de H2O, as toxinas são descartadas e expelidas na forma de
fezes ou urina. O consumo regular de água ajuda na digestão (a água
torna esta função do nosso corpo mais rápida e efetiva), facilita o fluxo
sanguíneo, a reprodução e movimento celular. Além de tudo isso, a água
é um lubrificante eficaz para as articulações e atua como um
amortecedor para os olhos, o cérebro, a medula espinhal e, em mulheres
grávidas, é fundamental para o feto e o líquido amniótico. A água ainda
impede que as membranas mucosas sequem, como lágrimas, saliva na
boca ou muco no nariz. Vejamos sua distribuição ao longo da
constituição do corpo humano:

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Água em determinados órgãos e partes do corpo humano.
A composição e a estrutura dão à água algumas características físicas e
químicas de grande importância nas suas funções biológicas,
especialmente aquelas relacionadas às capacidades solvente, de
transporte, estrutural e termorregulatória. Vamos lembrar que as
funções dos sistemas e processos biológicos sempre podem ser
explicadas em termos de processos físicos e químicos.
O comportamento térmico da água é único e, por isso,
a água é a principal responsável pelo sistema
termorregulador do organismo, mantendo constante a
temperatura corporal, independentemente do ambiente
e da atividade metabólica. Esta é uma de suas funções
mais importantes.
A água possui alta condutividade térmica, o que permite a distribuição
rápida e regular do calor corporal, evitando gradientes de temperatura
entre as diferentes áreas corpo e favorecendo a transferência de calor
para a pele a ser evaporada. Seu alto calor específico [1 kcal/kg.°C =
4180J/kg·K], consequência da grande capacidade para armazenamento
de energia em ligações de hidrogênio, converte-a em um regulador de
variações térmicas. Embora receba ou produza uma grande quantidade
de calor, sua temperatura muda muito pouco, graças à sua grande
capacidade de armazenar calor.
O aparelho metabólico do homem para a digestão e processamento de
nutrientes e para a contração muscular é altamente endergônico,
liberando grandes quantidades de calor que devem ser dissipadas para
manter a homeotermia.
Exemplo
O efeito termogênico da digestão dos alimentos é de 10-15% do
conteúdo calórico de uma dieta mista. A contração muscular é ainda um
contribuinte maior para a carga de calor do corpo, uma vez que a
transformação da energia química (ATP) em energia mecânica é muito
ineficaz, liberando 70-75% energia na forma de calor. Assim, durante o
exercício, quando aumenta a necessidade de uso de energia mecânica,
a produção de calor também é maior.
Nestes casos, para evitar um aumento perigoso da temperatura, a água
absorve o calor onde é gerado e o dissipa em compartimentos líquidos
do corpo, minimizando o risco de dano a enzimas ou estruturas de
proteínas por elevação da temperatura corpórea (T> 40°C ). Daí a
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importância da grande quantidade de água que o corpo possui e, ainda,
que essa quantidade não fique abaixo de certos limites.
A função termorreguladora da água também está relacionada a outra de
suas características físicas, o que lhe confere seu efeito de
resfriamento: seu alto calor de vaporização (a 25ºC é 540 kcal/L), uma
consequência da atração entre as moléculas de água adjacentes (das
pontes de hidrogênio) que conferem à água líquida grande coesão
interna.
A água, para evaporar, absorve mais calor do que qualquer outra
substância. Para cada litro de suor ou água na respiração que o corpo
vaporiza, cerca de 540 kcal de calor corporal são dissipados para
alcançar um resfriamento eficaz. Assim, diante de uma carga extra de
calor, ele vai ser dissipado pela evaporação de quantidades
relativamente pequenas de água, protegendo-nos do superaquecimento.
Atenção!
Embora suar seja uma forma muito eficaz de remover o calor, pode levar,
quando ocorrer por tempo prolongado, à perda excessiva de água que,
se não for substituída, pode causar problemas graves.
Na verdade, o corpo precisa equilibrar a perda de ingestão de líquidos
para poder continuar a manter a capacidade de regular a temperatura
corporal. Quando as perdas de suor ultrapassam perigosamente a
ingestão, o sistema circulatório não é capaz de lidar com a situação e o
fluxo sanguíneo para a pele é reduzido. Isso dá lugar a menos suor e,
portanto, menos capacidade de perder calor. Nessas condições, há um
aumento na temperatura corporal, que pode ter consequências fatais.
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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
(PISM – UFJF) Você já deve ter observado um inseto caminhando
pela superfície da água de uma lagoa. A propriedade da água que
permite que a pata do inseto não rompa a camada de água é
A adesão.
B calor específico.
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Parabéns! A alternativa C está correta.
A tensão superficial da água é a quantidade de energia necessária
para aumentar a superfície da água definida por unidade de área. A
causa da tensão superficial da água são as forças das ligações de
hidrogênio dentro das moléculas de água, embora também dependa
da natureza e da temperatura ambiente.
Questão 2
Um indivíduo se perdeu em uma floresta e ficou sem acesso à água
por 2 dias inteiros. Além de diversos sintomas, seu sistema excretor
se adaptou à nova condição, o que quer dizer que
Parabéns! A alternativa D está correta.
C tensão superficial.
D calor de vaporização.
E capilaridade.
A
a produção de urina vai aumentar nesse indivíduo a
fim de eliminar metabólitos tóxicos decorrentes das
vias alternativas de produção de energia.
B
a reabsorção de glicose e aminoácidos é diminuída
a fim de aumentar a eliminação de solutos e
disponibilizar água livre no organismo.
C
a urina formada tem menor concentração de ureia
uma vez que teremos menos água na urina.
D
a urina formada terá maior concentração de sais
uma vez que o volume de água disponível para
eliminação será menor.
E
a taxa de filtração glomerular estará aumentada em
função da maior quantidade de água que precisará
ser eliminada.
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Nesse caso, haverá produção de urina com maior concentração de
sais, pois, como o indivíduo está perdendo água sem reposição por
ingestão, a reabsorção de água nos rins será intensa a fim de
manter a quantidade ideal dessa substância no organismo.
2 - Forças intermoleculares e soluções
Ao �nal deste módulo, você será capaz de comparar as interações
intermoleculares que ocorrem em meio aquoso.
Forças intra e
intermoleculares
As forças intermoleculares são as interações entre as moléculas de um
composto ou mistura. Elas definem, em grande medida, o
comportamento físico e químico das substâncias e podem ser de dois
tipos: internos ou intramoleculares e externos ou intermoleculares.
Intramolecular
Deve-se à interação entre os núcleos dos átomos e as nuvens
eletrônicas que os cercam. Existem forças de atração entre os núcleos
dos átomos e elétrons na própria nuvem e nas nuvens eletrônicas de
átomos com os quais se ligam. Existem forças repulsivas entre núcleos
vizinhos ou entre elétrons. As forças de atração devem ser maiores que
as repulsivas para que a molécula seja estável.
Intermolecular
Deve-se à polaridade das moléculas e, em parte, ao estado de
agregação do composto, à solubilidade, à temperatura de fusão, ao
ponto de ebulição e à viscosidade. As forças são estabelecidas entre
pares de substâncias como íon, íon-dipolo, interações dipolo-dipolo,
forças de Van der Waals e ligações de hidrogênio.
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Veja cada uma dessas substâncias citadas a seguir:
 Interação íon-íon
As substâncias com a polaridade mais alta são
iônicas. Na ligação iônica, há as forças mais
intensas devido à atração entre espécies com carga
oposta ou íons. No cloreto de sódio sólido, NaCl(s),
encontra-se a interação íon-íon entre os íons de
sódio (Na+) e cloreto (Cl-). Na imagem
correspondente, interação íon-íon, uma interação
eletrostática.
 Interação íon-dipolo
Em relação à intensidade da força, segue-se a
interação íon-dipolo, que ocorre em soluções
aquosas de cloreto de sódio, por exemplo. Neste
caso, a atração entre água e íons é tão forte que
quebra a ligação iônica e separa os íons em um
processo conhecido como dissociação. Há atração
entre íon sódio e oxigênio da água e entre o íon
cloreto e os hidrogênios na água. Interação entre
moléculas de água e íons Na+ e Cl-.
 Interação dipolo-dipolo
As interações dipolo-dipolo ocorrem entre as
moléculas polares; o polo positivo de uma molécula
atrai o polo negativo da outra molécula. Quanto
maior a polaridade de um composto, maiores serão
as forças de interação geradas entre suas
moléculas. Esta interação ocorre no sistema
l fó i (CHCl ) i d t (CH I) A
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clorofórmio (CHCl3) - iodometano (CH3I). As
interações dipolo-dipolo também ocorrem entre as
moléculas do mesmo composto, por exemplo, no
iodometano, em queocorre a interação entre o iodo
de uma molécula e os hidrogênios de outra. Na
imagem correspondente, interação entre os dipolos
permanentes de diferentes moléculas.
 Interações com dipolos induzidos
(forças de London)
Existem interações fracas entre as moléculas dos
compostos apolares. Essas pequenas forças
ocorrem devido ao aparecimento momentâneo de
dipolos induzidos pelo movimento de elétrons na
nuvem, de tal forma que, em um determinado
momento, os elétrons estão localizados em uma
extremidade da nuvem, gerando um dipolo induzido
de forma semelhante. Essas forças são conhecidas
como interações com dipolos induzidos. Na
imagem correspondente, forças de London.
 Forças de Van Der Waals
São as interações que ocorrem entre núcleos e
elétrons. Também se incluem aquelas que
acontecem devido a dipolos induzidos. Esse
conceito foi introduzido pelo físico Johannes van
der Waals para explicar a interação entre as
moléculas apolares e entre elas e as polares. São
interações responsáveis por fenômenos como
adesão, fricção, tensão superficial e viscosidade.
Essas forças ocorrem entre gases apolares e são
responsáveis pela propriedade de liquefação, que
ocorre a baixas temperaturas e altas pressões. Na
i d t F d V d W l
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Como explicar a variação em pontos de ebulição e fusão de diferentes
substâncias e seu comportamento geral em relação às mudanças na
temperatura?
Podemos resumir a resposta a essa pergunta em dois fatores principais:
Forças intermoleculares e Massa molecular.
Vemos a variação dos pontos de ebulição dos hidretos dos grupos 14,
15, 16 e 17. Esse gráfico nos dá uma visão muito clara dessa diferença.
imagem correspondente, Forças de Van der Waals,
também causadas por dipolos induzidos.
 Ligações de hidrogênio
São força de atração forte que ocorrem entre uma
molécula polar com, pelo menos, um átomo de
hidrogênio ligado a um átomo altamente
eletronegativo (F, O, N) e próximo a outra molécula
polar, que também possui outro átomo
eletronegativo. A ponte de hidrogênio explica o alto
ponto de ebulição da água (100°C) em comparação
com H2S (-60,7°C), H2Se (-41,5°C) e H2Te (-2,2°C).
Na imagem correspondente, ligações de hidrogênio
entre moléculas do mesmo composto.
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Pontos de ebulição de hidretos.
As forças que mantêm as moléculas unidas geralmente são chamadas
de forças ou interações intermoleculares. Elas são particularmente
importantes em relação à forma como as moléculas interagem
biologicamente.
As interações intermoleculares são responsáveis por uma ampla
variedade de propriedades físicas: estado de agregação, solubilidade,
pontos de fusão e ebulição, tensão superficial, viscosidade.
O normal é que, em um mesmo sistema, estejam
presentes mais de um tipo dessas interações atuando
de forma simultânea.
A soma de todos eles confere uma energia excepcionalmente alta.
Temos que levar em consideração que a manifestação dessas
propriedades é altamente dependente da temperatura.
Na tabela a seguir, há uma comparação entre as ligações químicas
(forças intramoleculares) e as forças intermoleculares:
Ligações químicas Forças intermoleculares
Não são muito
dependentes da
temperatura.
São altamente dependentes da
temperatura: um aumento na
temperatura produz uma
diminuição nas interações
intermoleculares.
São consideravelmente
mais fortes do que as
forças intermoleculares.
São mais fracos do que as
ligações químicas, na ordem de
100 vezes mais fracos.
A distância da ligação é
muito pequena, no nível
de Å.
A distância da ligação está no
nível de vários Å.
Existe uma
estequiometria
dependente dos elétrons
compartilhados.
Não têm uma estequiometria
definida.
As interações entre os
átomos são quebradas e
formados por reações
químicas.
As interações se rompem e se
formam por meio de mudanças
físicas.
Eles não mudam no nível
microscópico, a menos
que quebrem.
Eles estão constantemente
mudando no nível
microscópico.
Luciana Barreiros de Lima
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Forças intermoleculares:
propriedades físicas
Como vimos anteriormente, dentro de uma molécula, os átomos são
unidos por forças intramoleculares (principalmente ligações iônicas,
metálicas ou covalentes). Esses são os pontos fortes que devem ser
superados para produzir uma mudança química. Essas forças, portanto,
determinam as propriedades químicas das substâncias.
No entanto, existem outras forças intermoleculares que atuam em
diferentes moléculas ou íons que se quebram e se atraem. Essas forças
são aquelas que determinam as propriedades físicas das substâncias
como, por exemplo, o estado de agregação, o ponto de fusão e ebulição,
a solubilidade, a tensão superficial, a densidade etc.
Como as interações entre as moléculas geralmente são fracas, mas
muito numerosas, sua contribuição é importante para definir as
características físicas tanto de substâncias puras como de misturas. O
esquema, a seguir, resume os diferentes tipos de forças
intermoleculares:
Interações entre moléculas.
Não podemos esquecer que uma molécula é um dipolo quando há uma
distribuição assimétrica de elétrons, já que a molécula é composta por
átomos de eletronegatividade diferente. Como consequência, os
elétrons estão, preferencialmente, na vizinhança do átomo mais
eletronegativo. Isso cria duas regiões (ou polos) na molécula, uma com
carga parcial negativa e outra com carga parcial positiva.
As ligações de hidrogênio são um caso especial de interação dipolo-
dipolo. Eles ocorrem quando um átomo de hidrogênio é covalentemente
ligado a um elemento que é:
1. Muito eletronegativo e com pares eletrônicos sem
compartilhamento.
2. Muito pequeno, portanto, capaz de se aproximar do núcleo de
hidrogênio.
Essas duas condições são satisfeitas no caso dos átomos de F, O e N.
A ligação que esses elementos formam com o hidrogênio é muito polar.
O átomo de hidrogênio é um centro de cargas positivas que será atraído
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para os pares de elétrons não compartilhados dos átomos
eletronegativos de outras. É uma ligação fraca (entre 2 e 10 kcal/mol).
Porém, por serem muito abundantes, sua contribuição para a coesão
entre as biomoléculas é grande.
Ligações de hidrogênio na água.
Muitas das propriedades físicas e químicas da água ocorrem devido às
ligações de hidrogênio. Cada molécula de água é capaz de formar
quatro ligações de hidrogênio, o que explica seu alto ponto de ebulição,
já que é necessário quebrar muitas ligações de hidrogênio para que uma
molécula de água passe ao estado gasoso.
Essa interação é essencial nos meios biológicos, uma vez que:
1. Condiciona grandemente a estrutura espacial de proteínas e ácidos
nucleicos.
2. Está presente em grande parte das interações que ocorrem entre
diferentes tipos de biomoléculas em uma infinidade de processos
fundamentais para os seres vivos.
Cada molécula de água, com suas quatro cargas parciais em um arranjo
tetraédrico, pode ser ligada por ligação de hidrogênio a quatro outras
moléculas vizinhas que, por sua vez, estão dispostas tetraedricamente
em torno da molécula central.
No gelo, cada molécula de água está ligada a exatamente quatro de
suas vizinhas, formando uma rede cristalina regular. Quando o gelo
derrete, algumas ligações de hidrogênio são quebradas, de modo que, à
temperatura ambiente, cada molécula de água é ligada a uma média de
3 moléculas adjacentes. Se a rigidez do gelo for comparada com a
extrema fluidez da água líquida, essa pequena diferença entre os dois é
surpreendenteem termos do grau de ligação entre suas moléculas; se
as moléculas de água líquida são tão fortemente ligadas por hidrogênio,
ela deve ser muito mais viscosa.
Por que isso acontece?
A explicação para esse curioso fenômeno está na curta vida da ponte
de hidrogênio. Como a energia envolvida na formação de uma ponte de
hidrogênio é da mesma ordem de grandeza que a energia térmica
presente na água à temperatura ambiente, elas são estabelecidas e
quebradas com muita facilidade.
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Foi calculado que a meia-vida de uma ligação de hidrogênio é da ordem
de 10-9 segundos. Essa circunstância permite às moléculas de água
uma grande mobilidade em um raio curto, pois cada uma pode formar
ligações de hidrogênio sucessivas com muitas de suas moléculas
vizinhas em um tempo muito pequeno.
Solubilização
A abundância e onipresença da água na matéria viva não deve nos levar
ao erro de considerá-la um líquido inerte. Pelo contrário, a água participa
ativamente como reagente de muitas reações químicas celulares e,
mais importante, a estrutura e as propriedades das fibras
biomoleculares e outros componentes celulares dependem de sua
interação com as moléculas de água que a rodeiam.
Entre as propriedades físicas da água, a extraordinária capacidade que
possui para dissolver uma ampla gama de substâncias destaca-se pela
sua importância biológica. Outras propriedades são usadas por alguns
seres vivos, nos quais a água desempenha funções específicas.
Como a grande maioria das biomoléculas é encontrada
nas células em solução aquosa, as propriedades de
dissolução da água são de suma importância para
todas as formas de vida.
Assim como as demais propriedades físicas, a capacidade solvente da
água é baseada em sua natureza dipolar, o que lhe permite estabelecer
interações eletrostáticas com certos tipos de solutos. Podemos
considerar três seguintes tipos de substâncias quanto à sua
solubilidade em água:
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Substâncias hidrofílicas (do grego
“amantes da água”)
São claramente solúveis em água. Entre elas, podemos
diferenciar substâncias iônicas, que possuem carga elétrica
líquida, e substâncias polares, com cargas parciais em sua
molécula. Muitas biomoléculas são substâncias iônicas, como
sais minerais e biomoléculas orgânicas que possuem grupos
funcionais ionizados no pH da célula (por exemplo,
aminoácidos). Muitas outras são substâncias polares, como
biomoléculas orgânicas com grupos funcionais capazes de
formar ligações de hidrogênio (por exemplo, açúcares).
A água é um bom solvente para esse tipo de substância, pois
sua molécula, por apresentar cargas parciais, pode estabelecer
interações eletrostáticas com moléculas de soluto: quando
uma substância iônica ou polar se dissolve na água, as
interações água-soluto substituem de forma energética
favorável às interações soluto-soluto da rede cristalina.
Substâncias hidrofóbicas (do grego “medo
da água”)
São totalmente insolúveis ou imiscíveis com a água. São
caracterizadas por não possuírem cargas elétricas líquidas ou
parciais, ou seja, são totalmente apolares. Este caráter apolar
impede que estabeleçam interações energéticas favoráveis
com as moléculas de água.
Além disso, interferem nas ligações de hidrogênio entre elas,
razão pela qual, quando em meio aquoso, tendem a se agregar
e precipitar. Dessa forma, eles oferecem à água a mínima
superfície de contato possível e também minimizam as
interferências que exercem nas ligações de hidrogênio entre
suas moléculas.
Algumas biomoléculas, como gorduras neutras e ceras, são de
natureza hidrofóbica; o mesmo ocorre com os gases
biologicamente importantes, como O2, CO2 e N2, que são
pouquíssimo solúveis em água.
Substâncias an�páticas
São substâncias que possuem uma parte polar (ou carregada)
e uma parte apolar em sua molécula. Quando essas
substâncias são misturadas à água, as duas zonas de sua
molécula experimentam tendências opostas: as zonas polares
tendem a estabelecer interações eletrostáticas com as
moléculas de água, enquanto as zonas apolares tendem a se
agregar para oferecer a mínima superfície de contato com ela.
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O resultado dessas duas tendências opostas é que as
moléculas anfipáticas se associam para formar estruturas
estáveis chamadas micelas, nas quais as zonas polares estão
dispostas para fora, em contato com a água, enquanto as
zonas apolares não estão em íntimo contato com a água. Eles
se movem para dentro, isolados do contato com a água e
unidos por atrações fracas chamadas interações hidrofóbicas.
Sob certas condições, as substâncias anfipáticas na água
podem dar origem a bicamadas fechadas sobre si mesmas,
que constituem a base estrutural das membranas celulares.
Algumas biomoléculas importantes são substâncias
anfipáticas; estes incluem ácidos graxos, proteínas globulares
e uma ampla categoria de lipídios chamados lipídios de
membrana.
Visto que a água é o solvente no qual a grande maioria das
biomoléculas está dissolvida, é claro que as propriedades das soluções
aquosas serão de grande importância para os seres vivos. Agora,
analisaremos quais tipos de soluções aquosas estão presentes nos
seres vivos, bem como suas propriedades mais relevantes do ponto de
vista biológico.
Dois tipos de soluções aquosas de interesse biológico são reconhecidos
com base no tamanho das partículas de soluto:
As partículas de soluto medem menos de 10 nm nelas. Cada
partícula é uma molécula individual.
O tamanho das partículas do soluto oscila entre 10 nm e 100 nm.
Essas partículas podem ser agrupamentos de moléculas (por
exemplo, micelas) ou grandes moléculas únicas
(macromoléculas).
Dado que as biomoléculas têm tamanhos muito variados, podemos
conceber o meio celular como uma solução aquosa complexa, na qual
coexiste uma infinidade de solutos, alguns de tamanho molecular e
muitos outros de tamanho coloidal.
A presença de solutos dissolvidos altera a geometria característica dos
aglomerados de moléculas de água. Cada molécula ou íon do soluto
interage com uma série de moléculas de água ao seu redor, forçando-as
a se organizarem de maneira diferente do que fariam na ausência do
soluto. Essa alteração na estrutura da água se manifesta pelo
surgimento de uma série de novas propriedades, características da
solução, chamadas de propriedades coligativas. Essas propriedades
incluem uma diminuição do ponto de fusão, um aumento do ponto de
Soluções moleculares (ou verdadeiras) 
Soluções coloidais 
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ebulição e uma diminuição da pressão de vapor, mas a que tem maior
interesse biológico é a osmose. Por isso, vamos prestar atenção
especial a ela.
Osmose
Quando duas soluções aquosas de diferentes concentrações, como
representado na imagem a seguir, são separadas por uma membrana
semipermeável, ou seja, por uma membrana que permite a passagem de
moléculas de água, mas não de moléculas de soluto, a tendência do
solvente de diluir o soluto se manifesta por um fluxo diferencial de água
através da membrana: mais água passa da solução mais diluída para a
mais concentrada do que na direção reversa.
Osmose: fluxo diferencial em membrana semipermeável.
Esse fenômeno é conhecido pelo nome de osmose. De acordo com a
base físico-química, as interações eletrostáticas entre as moléculas de
água e as moléculas de soluto, mais abundantes na solução mais
concentrada, retêm as moléculas de água em maior extensão no
compartimento que armazena essa solução.
O fluxo diferencial a que nos referimos provoca um aumentodo nível do
líquido no compartimento da solução mais concentrada. Quando o
líquido atinge uma determinada altura (h), a pressão hidrostática gerada
por esse volume adicional de líquido neutraliza o referido fluxo
diferencial, atingindo o equilíbrio quando o referido fluxo é de igual
magnitude em ambas as direções. Essa pressão hidrostática,
necessária para atingir o equilíbrio, é conhecida como pressão
osmótica.
Por que há um maior interesse na osmose?
O interesse biológico dessa propriedade das soluções que chamamos
de osmose reside no fato de que as membranas celulares são
semipermeáveis: permitem a passagem livre de moléculas de água, mas
exercem uma permeabilidade seletiva na maioria das biomoléculas nela
dissolvidas. Como consequência, as células estão sujeitas a fenômenos
osmóticos, que dependerão da concentração de solutos no meio em
que se encontram.
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A seguir, veja o que ocorre quando a célula está inserida em meios com
diferentes quantidades de soluto.
Hipertônica
Se a concentração de solutos no meio for maior do que no
interior da célula (meio hipertônico), ele perderá água por
osmose, sofrendo uma retração que levará à morte celular em
grau extremo (plasmólise).
Isotônica
Se a concentração de solutos no meio for igual à do interior da
célula (meio isotônico), ela estará em equilíbrio osmótico com
seu ambiente e não sofrerá alterações.
Hipotônica
Se a concentração de solutos no meio for inferior à do interior da
célula (meio hipotônico), a consequente entrada de água na
célula produzirá um aumento da pressão osmótica em seu
interior.
Na condição hipotônica, vale dizer que esse aumento se traduzirá em
um inchaço maior da célula (turgescência); posteriormente, quando a
pressão osmótica interna superar a resistência mecânica da membrana
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(que é muito limitada), ocorrerá a lise (ruptura da membrana com perda
do conteúdo celular) e a morte da célula (plasmoptise).
Propriedades físicas
Neste vídeo, a especialista explica questões sobre os principais
conceitos de forças intermoleculares e soluções.

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
(UFV-MG) Das substâncias representadas a seguir, aquela que
apresenta ligações de hidrogênio entre suas moléculas é:
Parabéns! A alternativa B está correta.
A ligação de hidrogênio é realizada entre o hidrogênio ligado à F, N
ou O e esses mesmos átomos presentes em outra molécula. O
composto b possui o oxigênio ligado ao hidrogênio.
Questão 2
A CH3COONa
B CH3CH2OH
C CH3CH2OCH2CH3
D CH3COCl
E CH3COCH3
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(FUC-MT) Na desidratação infantil, aconselha-se a administração de
soro fisiológico para reequilibrar o organismo. Quando injetado nas
veias, este soro deve:
Parabéns! A alternativa A está correta.
Uma solução isotônica é caracterizada pela igualdade de
concentração de soluto nas soluções, por exemplo a quantidade de
água que entra na célula é a mesma que sai, ou seja, há um
equilíbrio entre a solução e a célula.
3 - Soluções e cálculos de solução
Ao �nal deste módulo, você será capaz de aplicar os cálculos das
principais unidades de concentração.
Soluções
Uma solução é uma mistura homogênea cujos componentes, soluto e
solvente, não podem ser separados por métodos mecânicos simples
A Ser isotônico em relação ao sangue.
B Ser hipertônico em relação ao sangue.
C Ser hipotônico em relação ao sangue.
D Ter pressão osmótica maior do que a do sangue.
E Ter pressão osmótica menor do que a do sangue.
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(filtração, decantação e centrifugação). As soluções verdadeiras
consistem em um solvente e um ou mais solutos cujas proporções
variam de uma solução para outra.
Por definição, temos:
Solvente
A espécie encontrada em maior proporção.
Soluto
A espécie encontrada em menor proporção.
Nas soluções, pode haver diferentes combinações em que sólidos,
líquidos ou gases atuam como solutos ou como solventes. A classe
mais comum é aquela em o que o solvente é um líquido; por exemplo, a
água do mar é uma solução aquosa de muitos sais e alguns gases.
Formação da solução: uma solução é composta de partículas (solutos) e um solvente.
A facilidade do processo de solução depende de dois fatores:
1. A mudança de conteúdo energético (exotermicidade ou
endotermicidade).
2. A mudança na desordem (variação de entropia) que acompanha o
processo.
A espontaneidade de um processo é favorecida por uma diminuição na
energia do sistema, que corresponde a processos exotérmicos, e por um
aumento na desordem do sistema.
Muitos sólidos se dissolvem em líquidos por meio de processos
endotérmicos. A razão é que a endotermicidade é superada pelo grande
aumento da desordem que acompanha a solução do soluto. As
partículas de soluto são muito ordenadas em uma rede cristalina, mas
se movem para o aleatório em uma solução líquida. Quase todos os
processos de solução ocorrem em um aumento da desordem de soluto.
Veja como ocorre esse processo:
 A uma determinada temperatura, a taxa de
dissolução aumenta se os cristais forem
pulverizados como consequência do aumento da
área exposta do soluto com o solvente.
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Uma vez que o equilíbrio é estabelecido, não se dissolve mais sólido
sem que se produza cristalização do mesmo peso de íons dissolvidos.
Esta solução é denominada saturada.
A saturação ocorre em baixas concentrações para as espécies
dissolvidas em solventes em aqueles que são pouco solúveis e em altas
concentrações quando a substância é muito solúvel. A solubilidade dos
sólidos aumenta com a temperatura. Então, às vezes, eles podem
preparar soluções supersaturadas, que contêm uma concentração maior
de soluto do que o necessário para atingir a saturação. É o que
podemos ver a seguir:
 A pulverização também aumenta o número de
vértices e arestas. Com isso, os íons estarão menos
fortemente unidos.
 Quando um sólido iônico é introduzido na água,
alguns de seus íons se solvatam e se dissolvem.
 A velocidade desse processo diminui com o tempo
porque a superfície de cada cristal torna-se cada
vez menor. Ao mesmo tempo, os íons na solução
aumentam e há colisões entre os íons dissolvidos e
o sólido.
 Essas colisões causam recristalização ou
precipitação.
 Depois de um certo tempo, as velocidades dos dois
processos opostos se igualam e os íons sólidos e
dissolvidos são considerados em equilíbrio.
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Exemplo de solubilidade.
Alguns pontos devem ser levados em consideração:
Substâncias totalmente miscíveis podem ser dissolvidas em todas
as proporções.
Substâncias que podem ser dissolvidas, mas não em todas as
proporções, são parcialmente miscíveis.
A solubilidade é a concentração máxima que pode atingir um
determinado soluto em um determinado solvente.
A solubilidade depende da temperatura e pressão.
Para que uma substância seja solúvel em um solvente (e em que
medida seja), depende da entalpia e da entropia da solução.
Em um sistema em T (temperatura) e P (pressão) constantes, a
solubilidade depende da variação da energia livre de Gibbs no
processo de formação da dissolução.
Unidades de concentração
As principaisunidades
A quantidade de um soluto dissolvido em uma quantidade específica de
solvente é a sua concentração. Quando uma solução contém uma alta
concentração de soluto, é considerada uma solução concentrada;
quando contém uma quantidade relativamente pequena, é chamada de
solução diluída.
A concentração pode ser expressa de várias maneiras. Veja a seguir:
Físicas
Porcentagem (p/p ou
m/m; p/v; v/v)
Químicas
Molaridade (M)
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Partes por milhão (ppm)
e partes por bilhão
(ppb)
Fração molar (X)
Porcentagem
A concentração das soluções é expressa em termos de massa
percentual de soluto, isto é, o peso do soluto por 100 unidades de
massa da solução. A unidade usada com maior frequência é o grama
(g). Vejamos agora as fórmulas para cada caso:
Partes por milhão (ppm) e parte por bilhão (ppb)
São unidades de concentração usadas para soluções muito diluídas.
Uma solução cuja concentração é de 1 ppm contém 1 grama de soluto
por milhão (106) gramas de solução ou, em forma equivalente, 1 mg de
soluto por quilograma de solução. Já uma concentração de 1 ppb indica
que contém 1g de soluto por um bilhão (109) gramas de solução. Pelo
fato de que essas soluções aquosas diluídas têm densidades de 1 g/mL
= 1 kg/L, 1 ppm também corresponde a 1 mg de soluto por litro de
solução e 1 ppb corresponde a 1 µg de soluto por litro de solução.
Vejamos as fórmulas:
Molaridade (M ou mol/L)
A molaridade (M) é uma forma comum de expressar a concentração de
soluções. Ela é definida como o número de mols de soluto por litro de
solução. Em forma simbólica, molaridade é apresentada como:
Fração molar

 Porcentagem peso/peso (%p/p) ou massa/massa (%m/m) =
 massa de soluto (g)
 massa de solução (g)
.100
 Porcentagem peso/volume (%p/v) ou massa/volume (%m/v) =
 massa de soluto (g)
 volume de solução (mL)
⋅ 100
 Porcentagem volume/volume (%v/v) =
 volume de soluto (mL)
 volume de solução (mL)
⋅ 100
ppm =
 massa de soluto (g)
 massa de solução (g)
⋅ 106
 ppb  =
 massa de soluto (g)
 massa de solucão (g)
⋅ 109
M =  número de mols do soluto / litros de solução 
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A fração molar de um componente em uma solução é dada pelo número
de mols do referido componente dividido pelo número total de mols de
todos os componentes na solução (soluto mais solvente). O símbolo X é
comumente usado para a fração molar, com um subscrito que indica o
componente no qual a fração se refere. Por exemplo, a fração de ácido
clorídrico molar, HCl, em uma solução pode ser representado como
XHCl. A soma das frações molares de todos os componentes de uma
solução deve ser igual a 1,0.
Diluição de soluções
A diluição de soluções químicas pode ser calculada por uma fórmula
extremamente versátil:
Onde:
Ci = Concentração inicial;
Vi = Volume inicial;
Cf = Concentração final;
Cf = Volume final.
Essa fórmula pode ser usada com qualquer uma das unidades de
concentração vistas anteriormente, mas devemos lembrar que o
resultado da concentração final sairá na mesma unidade da solução
inicial.
Unidades de concentração
Neste vídeo, aprenda sobre porcentagens, concentração comum,
molaridade e as relações entre elas.
Mão na massa
Questão 1
Ci × Vi = Cf × Vf


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1. Quantos g de Ca(OH)2 são necessários para preparar 3 L de
solução 0,5 M? (Peso molecular = 74 g/mol).
Parabéns! A alternativa C está correta.
0,5 M significa que há 0,5 mol do composto em 1 L de solução;
então, o número de mols que existirá em 3 L pode ser obtido dessa
forma:
0,5 mol / 1 L = X / 3 L
X = 1,5 mol de Ca(OH)2
Como o PM permite transformar "1,5 mols de soluto em g", a
seguinte abordagem pode ser realizada:
74 g / 1 mol = X / 1,5 mol
X = 111g de Ca(OH)2
Questão 2
Quantos mols de HCl existem em 50 mL de solução 0,25 M desse
ácido?
A 74g
B 100g
C 111g
D 122g
E 222 g
A 0,00125 mols
B 0,0125 mols
C 0,125 mols
D 1,25 mols
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Parabéns! A alternativa B está correta.
Aplicando a definição de molaridade: a concentração de 0,25 M
indica que há 0,25 mol de HCl em 1 L de solução. Portanto, o
cálculo do número de mols que estarão em 50 ml de solução (ou
0,05 L) é obtido a partir da seguinte proporção:
0,25 mol / 1 L = X / 0,05 L
X = 0,0125 mol de HCl
Questão 3
Qual volume de HNO3 2 M é necessário medir para ter 0,5 mol do
ácido necessário para uma certa reação?
Parabéns! A alternativa E está correta.
2 mol / 1 L = 0,5 mol / X
X = 0,25 L = 250 mL
Questão 4
(UFSCAR - SP) Uma solução salina contém 0,900 gramas de NaCℓ,
com massa molar igual a 58,5 g/mol, em 100 mL de solução
aquosa. Qual é a concentração salina expressa em mol/L?
E 12,5 mols
A 0,025 mL
B 0,25mL
C 2,5mL
D 25mL
E 250mL
A 0,0154 mol/L
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Parabéns! A alternativa B está correta.
Olhando para os dados fornecidos pela pergunta, você precisa usar
a fórmula da molaridade. Além disso, você não deve se esquecer de
converter os 100 mL da solução em litros, o que resulta em 0,1 L.
M = m / M1.V
M = 0,900 / 58,5 . 0,1
M = 0,154 mol/L
Questão 5
Calcule a fração molar de cada componente em uma solução de
NaOH 20% m/m. (MM: NaOH = 40 g/mol, água = 18 g/mol).
Parabéns! A alternativa A está correta.
20% m/m indica que a solução contém 20 g de NaOH (soluto) e 80
g de água (solvente) em uma massa total de 100 g de solução. O
número de mols de cada componente é calculado e a fração molar
de cada um:
Mols de NaOH = 20 g/40 g/mol = 0,5 mols
B 0,154 mol/L
C 1,54 mol/L
D 0,0308 mol/L
E 0,308 mol/L
A XNaOH=0,101; XH2O=0,899
B XNaOH=0,100; XH2O=0,900
C XNaOH=0,102; XH2O=0,898
D XNaOH=0,099; XH2O=0,901
E XNaOH=0,103; XH2O=0,897
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Mols de H2O = 80 g / 18 g/mol = 4,44 mols
X(NaOH) = 0,5 mol / 0,5 mol + 4,44 mol = 0,101
X(H2O) = 4,44 mol / 0,5 mol + 4,44 mols = 0,899
Questão 6
Calcule o volume de uma solução estoque de 3% de que
precisamos para preparar 90 mL de uma solução mais diluída cuja
concentração desejamos ser 2%.
Parabéns! A alternativa C está correta.
Vi . 3 = 90 . 2
Vi = 90 . 2 / 3 = 60 mL
Teoria na prática
Em um laboratório de controle de qualidade, o analista precisa fazer 150
mL de uma solução de NaOH 0,5M. Quantos gramas de NaOH ele
precisará pesar para preparar essa solução? Caso ele parta de uma
solução de 3M, quantos mL ele deverá usar?
Dados: MMNaOH= 40g
A 40mL
B 50mL
C 60mL
D 70mL
E 80mL
_black
Mostrar solução
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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
10mL de uma solução 5M de HCl foram utilizados para preparar
200 mL de uma solução mais diluída. Qual a concentração da
solução final?
Parabéns! A alternativa B está correta.
Questão 2
Quantos gramas de KOH devem ser pesados para preparar 3L de
uma solução 0,5M?
Dados: MMKOH= 56g/mol
A 0,025M
B 0,25M
C 2,5M
D 0,0125M
E 0,125M
Ci × Vi = Cf × Vf
5M × 10mL = Cf × 200mL
5M × 10mL
200mL
= Cf
Cf = 0, 25M
A 48g
B 56g
C 64g
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Parabéns! A alternativa E está correta.
Podemos começar calculando a massa de KOH em 0,5M:
1,0 mol ---- 56g
0,5 mol ---- xx = 28g
Porém, não queremos fazer 1 litro de solução, queremos 3L. Por
isso:
28g ---- 1L
y ---- 3L
y = 84g
Ou seja, é necessário pesar 84g de KOH para preparar 3L de
solução de KOH 0,5M.
4 - Água e medidas corporais
Ao �nal deste módulo, você será capaz de aplicar os cálculos envolvidos
em medidas corporais e nas diluições.
Isotonicidade
As células devem ser protegidas contra os fenômenos osmóticos
desfavoráveis aos quais estão expostas. Existem duas estratégias
evolutivas que adotaram para conseguir isso. Veja:
Primeira
D 78g
E 84g
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Viver exclusivamente em ambientes isotônicos em relação ao interior
das células, como fazem alguns organismos unicelulares e as células de
animais superiores, que foram dotadas de um ambiente interno
isotônico.
Segunda
Dotar-se de uma parede celular resistente que lhes permita suportar as
altas pressões osmóticas geradas pelos ambientes hipotônicos em que
habitualmente vivem. Essa proteção é típica das bactérias e células
vegetais.
Uma solução isotônica é aquela que apresenta a mesma concentração
de soluto em relação a uma solução separada ou isolada por uma
barreira semipermeável. Essa barreira permite que o solvente passe,
mas nem todas as partículas de soluto.
Em Fisiologia, a solução isolada refere-se ao fluido intracelular, ou seja,
ao interior das células; enquanto a barreira semipermeável corresponde
à membrana celular, formada por uma bicamada lipídica através da qual
as moléculas de água podem atravessar para o meio extracelular.
Quando se trata de uma célula e o meio aquoso no qual
ela está inserida, a isotonicidade, ocorre apenas
quando as soluções, dentro e fora da célula, contém o
mesmo número de partículas de soluto dissolvidas.
Assim, uma solução será isotônica se a concentração
de seus solutos for semelhante do fluido ou meio
intracelular. Solução salina a 0,9% é isotônica, por
exemplo.
Para que haja uma solução isotônica, primeiro devemos ter certeza de
que ocorre osmose somente na solução ou meio solvente e não na
difusão do soluto. Isso só é possível se houver uma barreira
semipermeável, que permite a passagem de moléculas de solvente, mas
não de moléculas de soluto, especialmente solutos carregados
eletricamente, íons.
Assim, o soluto não será capaz de se difundir de regiões mais
concentradas para regiões mais diluídas. Em vez disso, serão as
moléculas de água que se moverão de um lado para o outro, cruzando a
barreira semipermeável e realizando a osmose. Em sistemas aquosos e
biológicos, essa barreira é por excelência a membrana celular.
Tendo uma barreira semipermeável e um meio solvente, a presença de
íons ou sais dissolvidos em ambos os meios também é necessária: o
interno (dentro da barreira) e o externo (fora da barreira).
Atenção!
Se a concentração desses íons for a mesma nos dois lados, não haverá
excesso ou déficit de moléculas de água para solvatá-los. Ou seja, o
número de moléculas de água livres é o mesmo e, portanto, elas não
cruzarão a barreira semipermeável para nenhum dos lados para
equalizar as concentrações de íons.
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As soluções isotônicas ou líquidos isotônicos não causam nenhum
gradiente ou alteração na concentração de íons no corpo. Por isso, sua
ação está essencialmente voltada para a hidratação dos pacientes que
os recebem em caso de sangramento ou desidratação. Exemplos que
podem facilmente observados são:
Solução salina normal: uma dessas soluções é o soro fisiológico,
com concentração de NaCl de 0,9%.
Soluções isotônicas aquosas: outras soluções isotônicas utilizadas
para o mesmo propósito são o lactato de Ringer, que diminui a
acidez devido ao seu tampão, e as soluções de fosfato de
Sorensen, compostas por fosfatos e cloreto de sódio.
A isotonicidade também pode ser aplicada a sistemas não aquosos,
como aqueles em que o solvente é um álcool; desde que exista uma
barreira semipermeável que favoreça a penetração das moléculas do
álcool e retenha as partículas de soluto.
Água e cálculos envolvendo
medidas corporais
A importância da água para sistemas biológicos
Além de ser o solvente no qual outras biomoléculas se movem e
interagem, o que constitui sua principal função biológica, a água
desempenha outras funções importantes nos seres vivos, que se
adaptaram efetivamente ao seu meio aquoso e desenvolveram formas
para explorar em seu proveito as excepcionais propriedades físicas da
água, tais como:
 Alto calor especí�co da água
É usado por animais homeotérmicos para regular
sua temperatura corporal.
 Alto calor de vaporização da água
É usado por alguns vertebrados para remover o
excesso de calor por meio da evaporação do suor.
 Alto grau de coesão interna da
água líquida
Dá i f ô d il id d ã
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A influência da água na evolução biológica foi profunda e decisiva. Os
seres vivos adaptaram-se progressivamente ao ambiente aquático do
qual se originaram. Se formas de vida surgiram em algum outro lugar do
universo, é razoável pensar que deve haver grande quantidade de água
disponível como solvente.
A in�uência do paciente na dose
Muitos tipos de medicamentos e sua dosagem, seja intravenosa, oral ou
outros, dependem do peso do paciente, por segurança e eficiência. Para
eliminar consequências graves para os dados peso errôneo, uma
pesagem formal do paciente com equipamento capaz de evitar erros
humanos.
Existem erros específicos que ocorrem para diferentes tipos de
pacientes. Veja alguns pontos de atenção:
Pacientes obesos
Dosagem de medicamentos para pacientes com obesidade depende de
medicamentos específicos – alguns medicamentos requerem dosagens
com base no peso ideal, outros exigem para um peso ideal + (%) do
peso atual.
Pacientes pediátricos, idosos e
imunocomprometidos
Eles são ainda mais suscetíveis ao perigo devido a erros de dosagem e
devem ser monitorados de perto para intolerâncias a drogas, apesar da
dosagem correta com base no peso.
Às vezes, se expressam as dosagens de um medicamento em função
do peso do paciente. Elas são calculadas da seguinte maneira:
Dá origem a fenômenos de capilaridade que são
utilizados pelas plantas para transportar os
nutrientes nela dissolvidos desde as raízes até as
folhas.
 Densidade da água líquida
O fato de a água líquida ser mais densa do que o
gelo tem consequências importantes para os
organismos aquáticos: lagoas, lagos e mares
congelam no inverno de cima para baixo, de modo
que a camada superficial de gelo isola a água
subjacente do ar frio, evitando que ele congele.
 DOSE (mg) =  dose do medicamento (mg/kg) ×  peso corporal (kg)
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As unidades de medida devem sempre ser especificadas. É importante
prestar atenção para que todos os valores de massa e peso estejam nas
mesmas unidades para que não ocorram erros.
No caso de expressarmos a dosagem segundo a área de superfície
corporal, essa média pode ser obtida mediante fórmulas em função do
peso e da altura do paciente (a área da superfície corporal se expressa
em m2):
Dose com base no peso
corporal
Neste vídeo, o especialista resolve questões de cálculo de dose, dose
diária e dose baseada na superfície corporal de um paciente com
diferentes níveis de dificuldade.
 DOSE DIÁRIA (mg) =  dose do medicamento (mg/kg) ×  peso corporal (kg) ×  frequência  (n∘ d
DOSE(mg) =  dose / unidade de superfície corporal  (mg/m2). área de superfície corporal  (m2)

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Um paciente pediátrico de 37,5kg com uma infecção, precisará ser
tratado com amoxicilina suspensão oral a cada 8 horas. Sabendo
que a dose recomendada desse antibiótico é de 40mg/kg/dia e que
o medicamento está disponível na concentração de 250mg/5mL,
qual volume de suspensão que o paciente deverá tomar a cada
dose?
A 5mL
B 8mL
C 10mL
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Parabéns! A alternativa C está correta.
Sabemos que a dose diária do medicamento é de 40mg/kg/dia,
vamos começar calculando a dose diária que o paciente deverá
tomar com base em seu peso:
40mg ---- 1kg
X mg ---- 37,5kg
X = 1500mg
O paciente deverá tomar 1500mg de antibiótico por dia, porém ele
deve tomar 3 doses em 1 dia (1 dose a cada 8 horas), logo, cada
dose deverá conter:
Sabendo que o medicamento contém 250mg/5mL, fazemos:
250mg ---- 5mL
500mg ---- y mL
X = 10 mL
Questão 2
Um médico prescreveu ao seu paciente, tomar 10mg/kg de dipirona
sódica a cada 6 horas em caso de dor. Sabendo que o paciente tem
90kg e que ele tem dipirona sódica gotas em sua casa na
concentração de 500mg/mL, quantas gotas de dipirona ele deverá
tomar?
Dado: 20 gotas = 1mL
D 12mL
E 15mL
 Dose  =
1500mg
3
= 500mg
A 30 gotas
B 32 gotas
C 34 gotas
D 36 gotas
E 38 gotas
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Parabéns! A alternativa D está correta.
Começamos calculando a massa de dipirona necessária por dose:
Sabemos ainda que 1 mL equivale a 20 gotas, então a concentração
da dipirona pode ser expressa como 500mg/20gotas e podemos
achar o número de gotas:
20 gotas ---- 500mg
X gotas ---- 900mg
X= 36 gotas
Considerações �nais
Como vimos, a maior parte da água é encontrada nas células que
desempenham funções vitais no corpo. A água tem a função de
transportar nutrientes para as células, auxiliando na digestão dos
alimentos ou estabilizando nossa temperatura. Portanto, ter o hábito de
beber água regularmente é sinônimo de saúde.
Entendemos que a água desempenha várias funções no corpo: é usada
para construir células e fluidos corporais; atua como meio de reação,
como solvente e como reagente. Além disso, é responsável pelo
transporte de nutrientes e ajuda a eliminar os resíduos do corpo através
da urina.
Pudemos compreender as forças intermoleculares que atuam sobre
essas moléculas e lhes conferem características tão particulares e
importantes para a química e a biologia.
Vimos ainda os diversos cálculos que envolvem a conversão de
unidades de concentração, de diluição e aqueles que se baseiam no
peso corporal do indivíduo em questão.
Podcast
Agora, a especialista Luciana de Lima encerra o tema falando sobre a
importância da água no corpo humano e quais tipos de água existem.
 Dose  =
10mg
kg
× 90kg = 900mg de dipirona 

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Busque o artigo Água – Uma Visão Integrada, de Hélio A. Duarte, e
aprenda mais sobre as propriedades químicas e físicas da água.
Referências
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biológica. Granadilla: Acta Académica. 2005.
CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn. Bioquímica. 2. ed. São Paulo:
Cengage Learning, 2015.
DAU, Ana Paula A. (organizadora). Bioquímica Humana. São Paulo:
Pearson Education do Brasil, 2015.
GALANTE, Fernanda; ARAÚJO, Marcus Vinicíus Ferreira de. Princípios da
Bioquímica para universitários, técnicos e profissionais da área de
saúde. São Paulo: Rideel, 2018.
MARTÍNEZ R, RODRÍGUEZ J, SÁNCHEZ L. Química, un proyecto de la
American Chemical Society. Barcelona: Reverte, 2007.
MORAN, Laurence A. Bioquímica. 5. ed. São Paulo: Pearson Education
do Brasil, 2013.
NELSON, David L.; COX, Michael M. Princípios de Bioquímica de
Lehninger. 7. ed. Porto Alegre: Artmed, 2019.
SACKHEIM, George I.; Lehman, Dennis D. Química e Bioquímica para
Ciências Biomédicas. 8. ed. Barueri: Manole, 2001.
SANCHO J. Agua es vida. Rev Real Academia de las Ciencias 2007;
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