Apostila de aulas praticas

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FACULDADE DE CIÊNCIAS FARMACÊUTICAS DE 
 RIBEIRÃO PRETO - USP 
 
DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA 
DISCIPLINA DE BIOQUÍMICA 
 
 
 
CURSO DE ODONTOLOGIA 
 
 
 
 
 
 
Práticas de Bioquímica 
 
Conceitos Gerais 
 
 
 
 
 
 
 
Elaboração: 
Profa. Dra. Yara Maria Lucisano Valim (Coordenação) 
Profa. Dra. Ana Isabel de Assis Pandochi 
Prof. Dr. Augusto César C. Spadaro 
Profa. Dra. Carem Gledes Vargas Rechia 
Prof. Dr. Carlos Curti 
Dra. Luciana Mariko Kabeya 
Dra. Daniela Trinca Bertazzi 
 
 
 
 
 
 
 
 
2008 
2 
 
 
UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO 
FACULDADE DE CIÊNCIAS FARMACÊUTICAS DE 
RIBEIRÃO PRETO 
 
 
Reitora: 
Profa. Dra. Suely Vilela 
 
Vice-Reitor: 
Prof. Dr. Franco Maria Lajolo 
 
Diretor: 
Prof. Dr. Augusto César C. Spadaro 
 
Vice-Diretor: 
Prof. Dr. Jairo Kenupp Bastos 
 
 
DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA 
 
Chefe do Departamento: 
Profa. Dra. Pierina Sueli Bonato 
 
Suplente do Chefe do Departamento: 
Profa. Dra. Glória Emília Petto de Souza 
 
 
Endereço: 
Faculdade de Ciências Farmacêuticas de Ribeirão Preto – USP 
Departamento de Física e Química – Disciplina de Bioquímica 
Via do Café, S/N 
14.040-903 - Ribeirão Preto - S.P. - Brasil 
Fone: (16) 3602-4179 
Fax: (16) 3602-4880 
 
 
 
3 
 
 
SUMÁRIO 
 
 INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO..........................................................5 
 I. Recomendações gerais ...............................................................5 
 II. Antes do experimento ...............................................................6 
 III. Durante o experimento ..............................................................6 
 III.A. manuseio dos reagentes ......................................................6 
 III.B. preparo de soluções .........................................................6 
 III.C. medida do volume de líquidos ................................ 7 
 III.D. aquecimento de líquidos em tubo de ensaio e chama de bico 
Bunsen ................................................................
 
7 
 IV. Depois do experimento ..............................................................7 
 V. Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros ..........................8 
 VI. Principais vidrarias e materiais utilizados nas aulas práticas .....................9 
 
 PREPARO DE SOLUÇÕES................................................................11 
 I. Introdução ................................................................11 
 II. Formas de expressar a concentração das soluções ................................11 
 II.A. Molaridade ................................................................11 
 II.B. Concentração da solução expressa em porcentagem ..............................12 
 II.C. Partes por milhão (ppm) ......................................................13 
 III. Informações sobre o reagente .......................................................14 
 III.A. Porcentagem de pureza do reagente ................................14 
 III.B. Densidade ................................................................15 
 IV. Diluição de soluções ...............................................................15 
 IV.A. Fórmula geral ................................................................15 
 IV.B. Diferença entre diluição A:B e mistura na proporção A:B ......................16 
 V. Medida do volume de soluções .......................................................18 
 VI. Procedimento geral para uso de pipetas ................................19 
 
 TITULAÇÃO..........................................................................21 
 I. Definição de termos ................................................................21 
 II. Preparo do titulante ...............................................................21 
 III. Titulação ácido-base ...............................................................22 
 
 CAPACIDADE TAMPONANTE..............................................................26 
 I. Dissociação da água ................................................................26 
 II. Relação entre [H+] e [OH-] em soluções aquosas e o valor do pH ......................26 
 III. Teoria de Brönsted-Lowry para ácidos e bases ................................28 
 IV. Dissociação de ácidos fracos .......................................................29 
 V. Solução tampão ................................................................30 
 V.A. Aspectos gerais ...............................................................30 
 V.B.. Como funciona uma solução tampão ................................31 
 V.C. A equação de Henderson-Hasselbach ................................33 
 VI. Capacidade tamponante ..............................................................33 
 VI.A. Aspectos gerais ..............................................................33 
 VI.B. Capacidade tamponante da saliva ................................34 
 VI.C. Cálculo da capacidade tamponante ................................34 
 VII. Resumo ................................................................35 
 VII.A. Itens levados em consideração na elaboração de uma solução 
tampão ................................................................
35 
4 
 
 
 VII.B. Principias equações citadas neste capítulo ................................35 
 VII.C. Regras matemáticas envolvendo logarítmos ................................35 
 VIII. Exemplo de preparo de uma solução tampão ................................36 
 
 PROTEÍNAS..........................................................................38 
 I. Introdução ................................................................38 
 II. Reações para aminoácidos ...........................................................39 
 III. Reações para identificação de proteínas ................................39 
 IV. Separação de proteínas por precipitação ................................40 
 IV.A. Precipitação pelos reagentes de alcalóides ................................40 
 IV.B. Precipitação fracionada por soluções salinas concentradas ....................41 
 
 GLICÍDEOS..........................................................................42 
 I. Introdução ................................................................42 
 II. Parte experimental ................................................................44 
 II.A.Preparação da solução de amido ................................ 44 
 II.B.Pesquisa de amido na solução preparada ................................44 
 II.C.Obtenção de glicose a partir da solução de amido preparada ....................45 
 II.D. Caracterização química dos glicídeos ................................45 
 II.D.1.Reação com alfa-naftol (teste de Molisch) ...............................45 
 II.D.2.Pesquisa de sacarídeos redutores (reação de Benedict) ...................46 
 
 LIPÍDEOS...........................................................................48 
 I. Introdução ................................................................48
 II. Ácidos graxos ................................................................48 
 III. Propriedades gerais ................................................................50 
 III.A. Solubilidade ................................................................50 
 III.B. Saponificação ...............................................................50 
 III.C. Propriedade dos sabões ......................................................50 
 
 SALIVA.............................................................................52 
 I. Introdução ................................................................52 
 II. Estudo da atividade da amilase salivar ................................53II.A.Fatores que influenciam na atividade enzimática ...............................53 
 II.A.1.pH ................................................................54 
 II.A.2.Temperatura .............................................................54 
 II.A.3.Concentração de substrato ................................54 
 II.A.4.Concentração de enzima ..................................................55 
 II.A.5.Presença dos cofatores e/ou coenzimas ................................55 
 
 
5 
 
 
INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO 
 
 
O laboratório é um lugar privilegiado para a realização de 
experimentos, possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em 
todas as bancadas. Possui ainda local especial para manipulação das 
substâncias tóxicas, denominado capela, que dispõe de sistema próprio de 
exaustão de gases. 
O laboratório é um local onde há um grande número de substâncias 
que possuem os mais variados níveis de toxicidade e periculosidade. Este 
é um local bastante vulnerável a acidentes, caso não se trabalhe com as 
devidas precauções. 
As regras gerais de segurança em laboratório resultam de vários 
anos de esforços de pessoas preocupadas em tornar o trabalho no 
laboratório uma atividade segura, minimizando os riscos de acidentes. 
Para tirar o máximo de proveito delas, é necessário que todos os usuários 
as conheçam e as pratiquem, desde o primeiro instante em que pretenderem 
permanecer em um laboratório. São regras simples, fáceis de memorizar e 
de seguir. 
 
 
I. RECOMENDAÇÕES GERAIS 
 
1. Tendo qualquer dúvida solicite aos professores os devidos 
esclarecimentos. 
2. Compareça às aulas nos dias e nos laboratórios designados para sua 
turma. 
3. Lembre-se que o laboratório é um lugar para trabalhos sérios e não 
para experimentos ao acaso; portanto, evite brincadeiras que dispersem 
a sua atenção e a de seus colegas. 
4. Realize somente os experimentos indicados na aula. Nada, além disso. 
Você não sabe avaliar o perigo e a abrangência do procedimento 
“inocente” que pretende fazer. 
5. Vestimenta 
 
Recomendada Não recomendada 
Avental longo (até os joelhos) 
Calça comprida 
Sapato fechado 
Óculos de segurança 
Luvas de material adequado 
Cabelo comprido preso 
Bermuda ou short 
Calçado aberto (sandália, chinelo) 
Uso de lente de contato 
Uso de braceletes, correntes ou 
outros adereços 
Cabelo comprido solto 
 
6. Não é permitido no Laboratório: 
• Fumar, comer e beber 
• Sentar no chão, sentar ou debruçar na bancada 
• Correr 
7. Não deixar livros, blusas, etc., jogados nas bancadas; coloque-os 
longe do local do experimento. 
8. Quando houver quebra ou danos nos materiais ou aparelhos, comunique 
aos professores. 
9. Certifique-se da localização dos itens de emergência, principalmente: 
chuveiro de emergência, lava-olhos, extintores de incêndio, saídas de 
emergência. 
 
 
6 
 
 
II. ANTES DO EXPERIMENTO 
 
1. Leia as práticas com antecedência para obter melhor aproveitamento das 
aulas. 
2. Vista o avental (guarda-pó, bata). 
3. Organize o seu campo de trabalho. 
4. Verifique se o material está em condição adequada para uso (não 
utilize material de vidro trincado ou quebrado). 
 
 
III. DURANTE O EXPERIMENTO 
 
III.A. Manuseio dos reagentes 
 
1. Não troque os reagentes de uma bancada para outra. 
2. Leia duas vezes o rótulo dos frascos de reativos, antes de utilizá-
los. Nunca utilize um reagente que não esteja identificado ou 
rotulado. 
3. Não manuseie sólidos e líquidos desconhecidos apenas por curiosidade. 
4. Identifique imediatamente qualquer reagente ou solução preparada. 
5. Para evitar contaminação das soluções: 
- Antes de introduzir pipetas nas soluções, certifique-se de que 
estão limpas; 
- Use sempre uma pipeta para cada reagente; 
- Não troque as rolhas ou tampas dos frascos dos reagentes; 
- Nunca devolva a solução para o frasco estoque; 
- Não use a mesma vidraria para medir substâncias ou soluções 
diferentes. 
 
6. Nunca teste amostras ou reagentes pelo sabor. Não leve à boca qualquer 
reagente, nem mesmo o mais diluído. 
7. Para verificar o odor da substância, nunca leve o rosto diretamente 
sobre o frasco. Os vapores devem ser abanados com uma das mãos em 
direção ao nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão. 
8. Não leve a mão à boca ou aos olhos enquanto estiver manuseando 
produtos químicos ou biológicos. 
9. Reagentes voláteis ou tóxicos devem ser manuseados na capela. 
10.Nunca deixe ou abra frascos de líquidos inflamáveis (éter, álcool, 
acetona, benzeno, etc.), nas proximidades de chamas. 
11.Para medir substâncias corrosivas ou tóxicas, obturar a extremidade 
superior da pipeta com um pouco de algodão, ou usar uma bureta, que é 
mais seguro. 
12.Quando pipetar sangue, ácido concentrado ou soluções alcalinas 
concentradas lavar imediatamente com água o material utilizado. 
13.Não pipetar soluções ou amostras com a boca, use pipetador ou pêra de 
sucção. 
 
 
III.B. Preparo de soluções 
 
1. Soluções ácidas: para preparar soluções de ácidos fortes (sulfúrico, 
clorídrico, nítrico, etc), verter sempre o ácido sobre a água, nunca a 
água sobre o ácido, porque provoca reação exotérmica violenta. 
 
2. Soluções alcalinas (NaOH, KOH, etc.): tome bastante precaução pois a 
reação é exotérmica e corrosiva. Mantenha o frasco em banho de gelo 
7 
 
 
para evitar quebras. Não aspirar os vapores desprendidos, usar a 
capela). Acondicionar em frascos plásticos. 
 
3. Soluções alcoólicas: o álcool e a água devem ser medidos separadamente 
e depois reunidos, porque há diminuição do volume total. 
 
 
III.C. Medida do volume de líquidos 
 
1. O líquido no interior da vidraria forma menisco. A leitura deve ser 
feita na parte inferior do menisco, e na altura da linha dos olhos. 
2. O material volumétrico vem calibrado com água destilada a uma dada 
temperatura, conforme vem registrado (15, 20, 25oC). 
3. As pipetas volumétricas têm maior precisão que as graduadas, sendo 
utilizadas para preparo de soluções padrões e molares. 
4. Para uso das pipetas graduadas, observar o quadro abaixo: 
 
para medir volumes entre usar pipeta de 
 
0 e 1 mL 1 mL (graduada ao centésimo) 
1 e 2 mL 2 mL (graduada ao centésimo) 
2 e 5 mL 5 mL (graduada ao décimo) 
5 e 10 mL 10 mL (graduada ao décimo) 
 
Acima de 10 mL recomenda-se o uso de proveta ou bureta. 
 
 
III.D. Aquecimento de líquidos em tubo de ensaio e chama de bico de 
Bünsen 
 
1. Para aquecer o tubo de ensaio na chama direta, no bico de Bünsen, 
observe se o tubo está externamente seco, caso contrário, seque o 
mesmo antes de efetuar a operação. 
2. Segure o tubo com o auxílio de pinça adequada, de madeira ou metal, e 
mantenha-o em constante agitação, em cima da chama e fora dela, para 
que o aquecimento seja uniforme. 
3. Dirigir a boca do tubo para o lado oposto ao seu, nunca em direção a 
si mesmo ou ao colega, pois poderá ocorrer um esguicho e com isto 
atingi-lo. 
4. Aquecer lentamente, sem permitir que a chama aqueça o vidro na parte 
sem líquido, para evitar o superaquecimento e a quebra do tubo. 
5. Espere sempre que o vidro quente volte a esfriar antes de pegá-lo. 
Lembre-se, o vidro quente parece sempre estar frio. 
6. Terminado o uso do bico de Bünsen, verifique se as torneiras do gás 
estão bem fechadas, evitando assim explosões e intoxicações. 
 
 
IV. DEPOIS DO EXPERIMENTO 
 
- Descartar os reagentes conforme recomendado em cada aula. 
- Passe água de torneira nos tubos e outros materiais utilizados e 
deixá-los em bacia na pia. 
- As pipetas devem ser colocadas dentro das cubas. 
 
 
 
8 
 
 
V. ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS SOCORROS 
 
CORTES- Lavar o ferimento em água corrente abundante e em seguida comprimir 
com ajuda de algodão/gaze. 
- Sempre que possível, elevar a parte ferida acima do nível do corpo. 
 
QUEIMADURAS 
 
- Superficiais: quando atingem algumas camadas da pele. 
- Profundas: quando há destruição total da pele. 
 
A)QUEIMADURAS TÉRMICAS - causadas por calor seco (objetos aquecidos ou 
chama) 
 
A1) Tratamento para queimaduras leves - pomada picrato de butesina, 
paraqueimol, furacim solução, etc. 
A2) Tratamento para queimaduras graves - elas devem ser cobertas com 
gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de 
sódio a 1%, ou soro fisiológico, encaminhar logo à assistência 
médica. 
 
B) QUEIMADURAS QUÍMICAS - causadas por ácidos, álcalis, fenol, etc. 
 
B1) Por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância. Em 
seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio a 1% e, 
novamente com água. (ATENÇÃO: no caso de contato da pele com ácido 
sulfúrico concentrado, primeiramente enxugue a região com papel 
absorvente, para somente depois lavá-la com água). 
B2) Por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com água. Tratar 
com solução de ácido acético a 1% e, novamente com água; 
B3) Por fenol: lavar com álcool absoluto e, depois com sabão e água; 
 
ATENÇÃO: Não retire corpos estranhos ou graxas das lesões. 
Não fure as bolhas existentes. 
Não toque com as mãos a área atingida. 
Procure atendimento médico com brevidade. 
 
C) QUEIMADURAS NOS OLHOS 
Lavar os olhos com água em abundância ou, se possível, com soro 
fisiológico, durante vários minutos, e em seguida aplicar gaze 
esterilizada embebida com soro fisiológico, mantendo a compressa, até 
atendimento médico. 
 
ENVENENAMENTO POR VIA ORAL 
 
A) A droga não chegou a ser engolida: Deve-se cuspir imediatamente e 
lavar a boca com muita água. Levar o acidentado para respirar ar 
puro. 
B) A droga chegou a ser engolida: Deve-se chamar um médico imediatamente. 
Dar por via oral um antídoto, de acordo com a natureza do veneno. 
 
INTOXICAÇÃO POR VIA RESPIRATÓRIA 
 
Retirar o acidentado para um ambiente arejado, deixando-o descansar. 
Dar água fresca. Se recomendado, dar o antídoto adequado. 
9 
 
 
"A CALMA E O BOM SENSO SÃO AS MELHORES PROTEÇÕES CONTRA ACIDENTES NO 
LABORATÓRIO" 
 
 
VI. Principais vidrarias e materiais utilizados nas aulas práticas 
 
 
10 
 
 
Exemplos de utilização dos materiais de laboratório 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
 Solução é uma mistura homogênea, constituída por dois ou mais 
componentes por exemplo: água salgada, gasolina, vinagre, ar. As soluções 
podem ser sólidas, gasosas ou líquidas. As mais empregadas são as 
soluções líquidas aquosas (ou simplesmente soluções aquosas), nas quais o 
solvente é a água. 
Uma solução líquida consiste de duas partes: o material que foi 
dissolvido (soluto) e um material líquido no qual este foi dissolvido 
(solvente). Se dissolvêssemos 1 g de cloreto de sódio e de açúcar em 100 
g de água, referir-nos-íamos à água como solvente e ao NaCl e açúcar como 
soluto. Pode-se pensar no solvente como o componente no qual as 
partículas do soluto encontram-se dispersas ao acaso. 
Dois outros termos bastante empregados quando se refere a soluções 
são: concentrado e diluído. São termos relativos e geralmente usados para 
dar uma indicação qualitativa da concentração de um soluto em uma 
solução. Assim, uma “solução concentrada de NaCl” tem uma proporção maior 
de NaCl do que uma “solução diluída de NaCl”. A palavra concentrado é 
também empregada para especificar certas soluções disponíveis 
comercialmente. Por exemplo, “ácido sulfúrico concentrado” se refere à 
solução que é fornecida pelos laboratórios fabricantes de produtos 
químicos, constituída de cerca de 95% de ácido sulfúrico e 5% de água, em 
massa. 
A quantidade de soluto (em massa ou moles) contida no volume da 
solução, ou seja, a concentração da solução, pode ser expressa por 
diferentes unidades de concentração. As mais utilizadas em Bioquímica 
são: mol/L, g/mL, ppm, %(m/v). Essas unidades descrevem de forma 
quantitativa a composição de uma solução. 
 
 
 
II. FORMAS DE EXPRESSAR A CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 
II.A. Molaridade 
 Molaridade (M) é o número de moles do soluto (n) dissolvido por 
litro de solução. Ela é calculada tomando-se a relação do número de moles 
do soluto pelo volume da solução em litros, e expressa em mol/L. 
 
M (mol/L) = n sendo que n = massa (gramas) 
 V (litros) massa molecular (g/mol) 
 
 
12 
 
 
Exemplo 1: 
Um aluno dissolveu 8,70 g de NaCl (M.M. = 58 g/mol, pureza = 100%) 
em água destilada suficiente para preparar 100 mL de solução. Qual 
é a molaridade da solução? 
 
a. Calcular o número de moles. 
n = m = 8,70 g = 0,15 moles 
 M.M. 58 g/mol 
 
 b. Converter o volume para litros. 
V = 100 mL = 0,1 L 
 
c. Calcular a molaridade. 
M = n = 0,15 moles = 1,5 mol/L 
 V 0,1 L 
 
 
II.B. Concentração da solução expressa em porcentagem 
 
• Porcentagem em massa por volume (%m/v): indica a massa do soluto 
(em gramas) presente em cada 100 mL de solução. A unidade utilizada 
é o símbolo de porcentagem (%), que pode ser seguido pela notação 
m/v (massa/volume). 
 
% em massa/volume = massa do soluto (g) X 100 
 volume da solução (mL) 
 
Exemplos: 
- solução de dextrose a 5%(m/v) contém 5 g de dextrose em cada 100 
mL de solução. 
- concentração do soro fisiológico: NaCl 0,9% ou NaCl 0,9%(m/v) [cada 100 
mL de solução contém 0,9 g de NaCl] 
 
 
• Porcentagem em massa (%m/m): indica a massa de soluto (em gramas) 
presente em 100 g de solução. 
 
% em massa = massa do soluto (g) X 100 
 massa da solução (g) 
 
Exemplo: uma solução de ácido nítrico a 70%(m/m) contém 70 g de 
ácido nítrico em cada 100 g de solução. 
 
 
• Porcentagem em volume (%v/v): indica o volume do soluto (em mL) 
presente em cada 100 mL de solução. É usada para expressar a 
concentração de uma solução que consiste de líquidos apenas. 
 
% em volume = volume do soluto (mL) X 100 
 volume da solução (mL) 
 
Exemplo: uma solução de formol a 10%(v/v) contém 10 mL de formol em 
cada 100 mL de solução. 
 
Quando não houver anotação após o símbolo de %, entende-se por 
(massa / volume). 
 
13 
 
 
II.C. Partes por milhão (ppm) 
 
Uma unidade empregada para expressar baixas concentrações é ppm 
(partes por milhão). Mais recentemente, tem-se adotado a notação 
microgramas por mililitro (µg/mL). Uma parte por milhão é equivalente a 1 
mg/L ou 1 g/KL. (ver conversão de unidades no quadro 2, página 16) 
 
Exemplo 2: Um frasco contém 200 mL de solução de NaF a 0,5 mol/L. 
Qual a concentração da solução de NaF em %(m/v) e em ppm? E qual a 
concentração do íon Fluoreto em %(m/v) e em ppm? (massas atômicas: 
Na = 23; F = 19). 
 
* Concentração da solução: refere-se à concentração do sal (Na+F-) 
 
a. Massa molecular do NaF. 
M.M. = 23 + 19 = 42 g/mol 
 
 b. Número de moles de NaF contidos em 200 mL de solução. 
0,5 mol/L ____ 0,5 mol de NaF ___ 1000 mL de solução 
 x ___ 200 mL de solução 
 x = 0,1 mol de NaF 
 
c. Massa do NaF em 200 mL de solução. 
1 mol NaF ___ 42 g 
0,1 mol NaF ___ Y 
y = 0,42 g de NaF 
 
d. Concentração em %(m/v): massa (g) em 100 mL de solução. 
0,42 g de NaF ___ 200 mL de solução 
z ___ 100 mL de solução 
z = 0,21 g de NaF 
Portanto, a concentração da solução de NaFé de 0,21% (m/v). 
 
e. Concentração em ppm (µg/mL). 
0,42 g de NaF ___ 200 mL de solução 
z ___ 1 mL de solução 
z = 0,0021 g de NaF 
 
1 g ___ 1000000 µg 
0,0021g ___ w 
W = 2100 µg 
Portanto, a concentração da solução de NaF é 2100 µg/mL ou 2100 ppm. 
 
*Concentração de flúor: refere-se apenas à concentração do íon F-. 
 
a. Massa molecular do NaF. 
M.M. = 23 + 19 = 42 g/mol 
 
 b. Número de moles de NaF contidos em 200 mL de solução. 
0,5 mol/L ____ 0,5 mol de NaF ___ 1000 mL de solução 
 x ___ 200 mL de solução 
 x = 0,1 mol de NaF 
c. Massa do F em 200 mL de solução. 
1 mol NaF ___ 19 g de F 
0,1 mol NaF ___ y 
y = 0,19 g de F 
 
14 
 
 
d. Concentração em %(m/v): massa (g) em 100 mL de solução. 
0,19 g de F ___ 200 mL de solução 
Z ___ 100 mL de solução 
Z = 0,095 g de F 
Portanto, a concentração de F na solução é de 0,095% (m/v). 
 
e. Concentração em ppm (µg/mL). 
0,19 g de F ___ 200 mL de solução 
Z ___ 1 mL de solução 
Z = 0,00095 g de F 
 
1 g ___ 1000000 µg 
0,00095g ___ w 
W = 950 µg 
Portanto, a concentração de F na solução é de 950 µg/mL ou 950 ppm. 
 
 
 
III. INFORMAÇÕES SOBRE O REAGENTE 
 
III.A. Porcentagem de pureza do reagente 
 É comum encontrar, no laboratório, reagentes que não são 100% puros 
contendo percentuais variados de outros componentes (geralmente indicado 
no rótulo do frasco). A porcentagem de pureza de um reagente X, seja ele 
sólido ou líquido, refere-se à massa do composto X (em gramas) contida em 
100 gramas do reagente. 
Exemplos de reagentes sólidos: fluoreto de sódio, cloreto de 
cálcio, hidróxido de sódio, ácido cítrico, glucose. 
Exemplos de reagentes líquidos: ácido sulfúrico, ácido clorídrico, 
dimetilsulfóxido, dimetilformamida. 
 
Exemplo 3: 
Suponha que o reagente NaCl utilizado pelo aluno, no exemplo 1, era 
de pureza igual a 80%. Qual é a molaridade da solução preparada? 
 
a. Calcular a massa de NaCl contida no reagente pesado 
80% de pureza: 100 g do reagente ____ 80 g de NaCl 
 8,70 g do reagente ____ x 
 x = 6,96 g de NaCl 
 b. Calcular o número de mols 
n = m = 6,96 g = 0,12 mols 
 M.M. 58 g/mol 
 
 c. Converter o volume para litros 
V = 100 mL = 0,1 L 
 
 d. Calcular a molaridade 
M = n = 0,12 mols = 1,2 mol/L 
 V 0,1 L 
NaCl
impurezas
NaCl
pureza: 95%
REAGENTE Pureza do reagente NaCl igual a 95%
significa que cada 100 g do reagente contém
95 g de NaCl
5g de impurezas
NaCl
impurezas
NaCl
pureza: 95%
REAGENTE Pureza do reagente NaCl igual a 95%
significa que cada 100 g do reagente contém
95 g de NaCl
5g de impurezas
15 
 
 
III.B. Densidade 
 Uma das propriedades que servem para caracterizar uma substância é 
a sua densidade. Ela expressa a quantidade de matéria contida em uma dada 
unidade de volume. 
 Empregando unidades métricas, as densidades dos sólidos são 
comumente expressas em unidades de gramas por centímetro cúbico (g/cm3), 
as dos gases em gramas por litro (g/L), e as dos líquidos em gramas por 
mililitro (g/mL) ou quilogramas por litro (Kg/L). 
Para os reagentes líquidos, a densidade indica a razão entre a 
massa da solução e o seu volume. 
d = m 
 V 
 
 Os reagentes líquidos geralmente não podem ser pesados. Assim, para 
preparar soluções a partir de um reagente líquido é fundamental conhecer 
o valor da sua densidade, pois a partir dele obtém-se o valor do volume 
do reagente a ser medido. 
 
Exemplo 4: 
Preparar 1 L de solução de ácido acético a 0,1 mol/L. 
(d = 1,058 g/mL; M.M. = 60,05; pureza = 90%). 
 
a. Calcular a massa teórica de ácido acético 
1 mol de ácido acético ____ 60,05 g 
0,1 mol de ácido acético ____ y 
y = 6,0 g 
 
b. Calcular a massa real de ácido acético a ser utilizada no 
preparo da solução, considerando a porcentagem de pureza do 
reagente. 
90% de pureza: 100 g do reagente ____ 90 g de ácido acético 
 z ____ 6,0 g de ácido acético 
 z = 6,7 g do reagente 
 
 c. Calcular o volume do reagente a ser medido 
d = m ou V = m = 6,7 g = 6,3 mL 
 V d 1,058 g/mL 
 
d. Importante: seqüência de passos para preparar a solução 
1. Colocar no balão volumétrico cerca de 500 mL de água destilada 
2. Adicione o volume de ácido calculado (6,3 mL) 
3. Completar o volume para 1 litro com água destilada 
 
 
IV. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
IV.A. Fórmula geral 
Soluções aquosas são freqüentemente preparadas por diluição, ou 
seja, pela adição de água a uma solução mais concentrada, cuja 
concentração é conhecida. Quando diluímos uma solução, evitamos o ato de 
pesar e dissolver a quantidade necessária de soluto. Visto que a 
quantidade de soluto não se altera, uma equação simples permite calcular 
a nova concentração: 
 
C1 x V1 = C2 x V2 
 
C1 e V1 são os valores iniciais de molaridade e volume 
C2 e V2 são os valores finais de molaridade e volume 
16 
 
 
Atenção: as unidades de C1 e de C2 devem ser as mesmas, e as 
unidades de V1 e V2 também devem ser as mesmas. 
 
 
Exemplo 5: qual o volume de H2SO4 18 mol/L necessário para preparar 
500 mL de uma solução a 0,15 mol/L? 
 
C1 x V1 = C2 x V2 
18 mol/L x V1 = 0,15 mol/L x 500 mL 
V1 = 0,15 x 500 
 18 
V1 = 4,2 mL 
 
- Procedimento para diluição: em um frasco volumétrico de 500 
mL, colocar um pouco de água, pipetar 4,2 mL de H2SO4 18 mol/L 
e completar para um volume final de 500 mL. 
 
 
IV.B. Diferença entre diluição A:B e mistura na proporção A:B 
 Para descrever o procedimento de obtenção de uma solução de uma 
determinada concentração a partir da diluição de uma solução de 
concentração maior, duas expressões comumente usadas são diluição A:B e 
mistura na proporção A:B. 
Ambas têm a mesma representação gráfica (A:B), o que causa uma 
certa confusão, mas significado químico diferente (veja abaixo). Por 
isso, deve-se prestar bastante atenção na palavra que antecede a notação 
A:B. 
 
* Diluição A:B 
- Pegar um volume A e adicionar o solvente para obter o volume final B 
- Volume final = B 
 
* Mistura A:B 
- Pegar um volume A e adicionar um volume B 
- Volume final = A + B 
 
 
 
Exemplo 6: 
Uma aluna está no laboratório preparando soluções para avaliar a 
atividade de enzimas salivares. Ela precisa de solução aquosa de 
NaCl na concentração de 0,9%. Entretanto, ela não dispõe do sal na 
forma sólida, apenas de soluções de NaCl mais concentradas. Os 
rótulos dos frascos contêm informações para diluição. Qual o 
procedimento de obtenção da solução a 0,9%? 
17 
 
 
Solução A: 
• Concentração: NaCl 3,6 %(m/v) 
• Instrução do rótulo: diluir 1:4 com água para obter NaCl 0,9% 
• Procedimento para diluição: 
- Pipetar 1 mL da solução de NaCl 3,6% 
- Transferir para uma proveta ou balão volumétrico 
- Adicionar água destilada até obter o volume de 4 mL 
- Volume final: 4 mL 
 
Solução B: 
• Concentração: NaCl 4,5 %(m/v) 
• Instrução do rótulo: misturar com água na proporção 1:4 para 
obter NaCl 0,9% 
• Procedimento para diluição: 
- Pipetar 1 mL da solução de NaCl 4,5% 
- Transferir para uma proveta 
- Adicionar 4 mL de água destilada 
- Volume final: 5 mL 
 
 
Exemplo 7: 
Considerando o exemplo 6: A aluna estava distraída, e inverteu os 
procedimentos para preparar as soluções. Quais as concentrações 
finais das soluções preparadas? 
 
solução A: NaCl 3,6 %(m/v) - ao invés de diluir 1:4 com água, Maria 
misturou com água na proporção 1:4 
CA x VA = CB x VB 
3,6% x 1 mL = CB x 5 mL 
CB = 0,72% 
 
solução B: NaCl 4,5%(m/v) - ao invés de misturar com água na 
proporção 1:4, Maria diluiu 1:4 com água 
CA x VA = CB x VB 
4,5% x 1 mL = CB x 4 mL 
CB = 1,13% 
 
 
Exemplo 8: 
O volume de solução preparado pela aluna no exemplo 6 foi 
insuficiente para o ensaio. Ela precisa preparar mais 100 mL deNaCl 0,9%, partindo das soluções A e B. Como ela deve proceder? 
 
Solução A: 
• Concentração: NaCl 3,6 %(m/v) 
• Instrução do rótulo: diluir 1:4 com água para obter NaCl 0,9% 
 
 
C1 = 3,6% C2 = 0,9% V2 = 100 mL V1 = ? 
 
Resolução 1 
 
C1 x V1 = C2 x V2 
3,6% x V1 = 0,9% x 100 mL 
V1 = 25 mL 
 
18 
 
 
Resolução 2 
Diluir 1:4 ___ 1 mL NaCl __ 4 mL solução 
 x
 
__ 100 mL solução 
 x = 25 mL NaCl 
 
• Procedimento para diluição: 
- Medir 25 mL da solução de NaCl 3,6% em pipeta ou proveta 
- Transferir para uma proveta ou balão volumétrico 
- Adicionar água destilada até obter o volume de 100 mL 
 
Solução B: 
• Concentração: NaCl 4,5 %(m/v) 
• Instrução do rótulo: misturar com água na proporção 1:4 para 
obter NaCl 0,9% 
 
C1 = 4,5% C2 = 0,9% V2 = 100 mL V1 = ? 
 
Resolução 1 
 
C1 x V1 = C2 x V2 
4,5% x V1 = 0,9% x 100 mL 
V1 = 20 mL 
 
Resolução 2 
Misturar na proporção 1:4 ___ 1 mL NaCl __ 5 mL solução 
 x
 
__ 100 mL solução 
 x = 20 mL NaCl 
 
• Procedimento para diluição: 
- Medir 20 mL da solução de NaCl 4,5% em pipeta ou proveta 
- Transferir para uma proveta ou balão volumétrico 
- Adicionar água destilada até obter o volume de 100 mL 
 
 
V. MEDIDA DO VOLUME DE SOLUÇÕES 
 
Quando adicionamos soluções aquosas em provetas, buretas e pipetas, 
observamos que: a superfície de separação entre o líquido e o ar não é 
plana, mas geralmente tem formato côncavo. Essa superfície é denominada 
menisco. O mesmo pode também ser observado na porção alongada de um balão 
volumétrico, quando completamos o volume da solução. A leitura do volume 
em tais vidrarias deve ser realizada na parte inferior do menisco. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
VI. PROCEDIMENTO GERAL PARA USO DE PIPETAS 
 
Quando usar uma pipeta (graduada ou volumétrica), coloque um 
pipetador adequado na parte superior do tubo de sucção. Nunca use a boca 
para encher as pipetas, e jamais coloque uma pipeta nos lábios, seja qual 
for o líquido que esteja sendo medido. 
1. Antes de medir o volume do líquido, lave a pipeta com uma pequena 
quantidade do líquido. 
2. Encha a pipeta com o líquido, levando-o até 1 a 2 cm acima da 
marca da graduação. 
3. Remova o pipetador, e coloque o dedo indicador para fechar a 
extremidade superior da pipeta. 
4. Com o auxílio de um papel absorvente, remova todo o líquido que 
aderiu à parte externa da haste inferior. 
5. Mantenha a pipeta na posição vertical e a marca no nível do seus 
olhos. 
6. Deixe o líquido escorrer lentamente até que a parte inferior do 
menisco fique na posição correta. 
7. Encoste a ponta da pipeta na parte interna do recipiente de 
trabalho (proveta ou balão volumétrico), remova o dedo da parte 
superior e deixe o líquido escoar. 
8. Remova a pipeta e lave-a sob água corrente ou conforme 
recomendações específicas. 
 
 
Quadro 1. Resumo dos conceitos relacionados ao preparo de soluções 
 
Para uma solução X 
concentração em molaridade: n. de mols do composto X / volume em litros 
concentração expressa em % 
% massa/volume: 
% massa: 
% volume: 
 
massa em g do composto X em 100 mL de solução 
massa em g do composto X em 100 g de solução 
volume em mL do composto X em 100 mL de solução 
concentração em ppm: 1 ppm = 1 µg/mL = 1 mg/L = 1g/1000 L 
 
Para um reagente Y 
% de pureza do reagente Y 
(sólido ou líquido): 
 
massa em g do composto Y em cada 100 g de reagente 
densidade (líquido): massa em g do composto Y / volume em mL 
 
Diluição de soluções 
fórmula geral: C1 x V1 = C2 x V2 
(C1 e V1: valores iniciais; C2 e V2: valores finais) 
diluição (A:B) : V1 = A ; V2 = B 
mistura na proporção (A:B) : V1 = A ; V2 = A + B 
 
 
 
 
 
20 
 
 
Quadro 2. Resumo de conversões métricas 
 
Conversões de massa 
 
Conversões de volume 
 
 
 
1 g = 0,001 Kg = 1 x 10-3 Kg 
 
1 L = 0,001 KL = 1 x 10-3 KL 
1 g = 1000 mg = 1 x 103 mg 
 
1 L = 1000 ml = 1 x 103 mL 
1 g = 1000000 µg = 1 x 106 µg 1 L = 1000000 µL = 1 x 106 µL 
 
 
 
1 mg = 0,000001 Kg = 1 x 10-6 Kg 
 
1 mL = 0,000001 KL = 1 x 10-6 KL 
1 mg = 0,001 g = 1 x 10-3 g 
 
1 mL = 0,001 L = 1 x 10-3 L 
1 mg = 1000 µg = 1 x 103 µg 1 mL = 1000 µL = 1 x 103 µL 
 
 
 
1 µg = 0,000000001 Kg = 1 x 10-9 Kg 1 µL = 0,000000001 KL = 1 x 10-9 KL 
1 µg = 0,000001 g = 1 x 10-6 g 1 µL = 0,000001 L = 1 x 10-6 L 
1 µg = 0,001 mg = 1 x 10-3 mg 1 µL = 0,001 mL = 1 x 10-3 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
TITULAÇÃO 
 
 
I. DEFINIÇÃO DE TERMOS 
 
Análise titrimétrica: análise química em que se determina o volume de uma 
substância de concentração exatamente conhecida necessário para reagir 
com um volume definido de uma amostra. Anteriormente, era denominada 
análise volumétrica. 
 
Titulante: solução cuja concentração é exatamente conhecida, sendo também 
chamada de solução padrão ou solução padronizada. É adicionado com o 
auxílio da bureta. 
 
Titulado: amostra (solução de concentração desconhecida). 
 
Titulação: é o nome da operação de adição do titulante ao titulado até 
que a reação se complete. 
 
Ponto estequiométrico ou ponto de equivalência: é o volume exato do 
titulante necessário para reagir com toda a amostra. 
 
Ponto final da titulação ou ponto de viragem: é o momento em que o 
titulante acabou de reagir com toda a amostra. 
 
Indicador: é um reagente auxiliar que permite identificar o ponto final 
da titulação, geralmente por mudança de cor. É adicionado na amostra, 
antes do início do procedimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Esquema ilustrativo dos componentes de uma análise titrimétrica. 
 
II. PREPARO DO TITULANTE 
Quando se dispõe de um reagente com alto grau de pureza, fácil de 
obter, purificar e secar, que não absorva umidade da atmosfera ou perca 
umidade facilmente, a solução do titulante pode ser preparada pesando-se 
uma massa conhecida, dissolvendo o material em um solvente apropriado 
(geralmente água) e completando com solvente até um volume conhecido. O 
titulante obtido por este procedimento é também denominado solução padrão 
primária ou padrão primário. 
titulante
(solução padronizada)
titulado
(amostra)
+ 
indicador
suporte
universal
garra
bureta
erlenmeyer
titulante
(solução padronizada)
titulado
(amostra)
+ 
indicador
suporte
universal
garra
bureta
erlenmeyer
22 
 
 
Algumas substâncias adequadas ao preparo de soluções padrões 
primárias: carbonato de sódio, hidrogenoftalato de potássio, tetraborato 
de sódio, hidrogenoiodato de potássio, oxalato de sódio, nitrato de 
prata, cloreto de sódio, cloreto de potássio, iodato de potássio, iodo, 
bromato de potássio, nitrato de chumbo, iodato de potássio. 
Quando o reagente não está disponível em pureza suficiente, como 
ocorre com a maior parte dos hidróxidos básicos, alguns ácidos 
inorgânicos e várias substâncias higroscópicas (que absorvem umidade 
atmosférica) ou deliqüescentes (que perdem umidade facilmente), prepara-
se inicialmente uma solução de molaridade próxima à desejada. Em seguida, 
esta solução é padronizada, isto é, o valor exato da sua molaridade é 
determinado por titulação com um padrão primário. O titulante obtido por 
este método é também denominado solução padrão secundária ou padrão 
secundário. 
Emprega-se este método indireto, por exemplo, na preparação de 
soluções da maior parte dos ácidos, hidróxido de sódio, hidróxido de 
potássio, hidróxido de bário, permanganato de potássio,amônia, 
tiocianato de potássio, tiossulfato de sódio. 
 
III. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
 A titulação ácido-base envolve reações de neutralização, onde um 
ácido e uma base reagem, formando sal e água. Este procedimento é 
utilizado para determinar a concentração de uma solução ácida ou básica. 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
 A determinação da concentração de uma solução básica através da 
adição de um ácido padrão é denominada acidimetria. O oposto, ou seja, a 
determinação da concentração de uma solução ácida através da adição de 
uma base é chamada alcalimetria. 
Na titulação de uma solução de um ácido de concentração 
desconhecida, um volume medido do ácido é adicionado a um erlenmeyer e 
uma solução de concentração conhecida de base, é adicionado com o auxílio 
de uma bureta até que o ponto de equivalência seja atingido. Este é o 
ponto no qual todos os íons H+ provenientes do ácido foram neutralizados 
pelos íons OH- provenientes da base, formando água. 
No procedimento mais simples, o ponto de equivalência é indicado 
pela mudança de cor de um indicador adicionado antes do início da 
23 
 
 
titulação. Normalmente, o pH no ponto de equivalência muda bruscamente 
com a adição de volumes muito pequenos de titulante. Assim, uma nítida 
mudança de cor fornece uma indicação clara do ponto de equivalência. 
Um indicador de pH é um par conjugado de ácido e base de BrØnsted-
Lowry cujo ácido apresenta uma coloração e a base outra. A maioria dos 
indicadores são moléculas orgânicas com estruturas relativamente 
complexas. Portanto, usaremos simplesmente a abreviação HIn para 
representar a forma ácida e In- a forma básica conjugada de um indicador. 
Assim, em solução aquosa, 
 
Indicador HIn + H2O ↔ In
-
 + H3O+ 
 (forma ácida) (forma básica) 
 
Fenolftaleína pH ácido pH básico 
 incolor rosa 
 
 Como pode ser observado nesse equilíbrio, o indicador existe na 
forma ácida em soluções mais ácidas e na forma básica em soluções menos 
ácidas, ou mais básicas. 
Em titulações ácido-base, o ponto de equivalência não ocorre 
necessariamente em pH 7,0. Isto significa que deve ser escolhido um 
indicador adequado antes de ser iniciado o procedimento. Normalmente, o 
pH aproximado no ponto de equivalência pode ser previsto, desta forma o 
problema se resume em escolher um indicador adequado para este pH. 
 
Tabela 1. Exemplos de indicadores de pH e suas mudanças de coloração. 
 
Indicador pK indicador intervalo de pH 
aproximado para 
mudança de cor 
mudança de cor 
correspondente 
azul de bromofenol 3,8 3,0 – 4,6 amarelo para azul 
vermelho de clorofenol 6,0 5,2 – 6,8 amarelo para vermelho 
Fenolftaleína 9,4 8,0 – 10,0 incolor para rosa 
Timolftaleína 10,0 9,4 – 10,6 incolor para azul 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
 
Figura 2. Titulação de um ácido com uma base, empregando fenolftaleína como indicador. 
 
Figura 3. Exemplos de curvas de titulação. A: ácido forte-base forte (HCl/NaOH). 
B: ácido fraco-base forte (CH3COOH/NaOH). 
 
 
EXEMPLO: 
Suponha que você queira determinar a concentração de ácido acético 
numa amostra de vinagre através de titulação. O procedimento experimental 
geral é o seguinte: 
1. Enchemos uma bureta com uma solução de base de concentração 
conhecida, digamos NaOH 0,5 mol/L. A bureta nos permite dispensar 
precisamente volumes variáveis de solução. 
2. Em um erlenmeyer, colocamos um volume medido de vinagre, por exemplo: 
10 mL, e adicionamos algumas gotas de solução de um indicador de pH 
apropriado,tal como fenolftaleína. 
NaOH
solução do ácido
+ 
fenolftaleína
início da titulação
(incolor)
final da titulação
(rosa)
NaOHNaOH
solução do ácido
+ 
fenolftaleína
solução do ácido
+ 
fenolftaleína
início da titulação
(incolor)
final da titulação
(rosa)
25 
 
 
3. Depois adicionamos lentamente o titulante, contido na bureta, sobre a 
amostra (vinagre) até que o indicador mude de cor. Não se esqueça de 
manter a amostra sob agitação. 
4. Assim que o indicador mudar de cor, fechamos a torneira da bureta. 
Podemos então ler o volume de base que foi adicionado. Suponha que 
foram necessários 17,1 mL de NaOH 0,5 mol/L para neutralizar o ácido 
acético do vinagre. 
5. O cálculo da concentração de ácido é baseado na razão molar de ácido 
para base. Escrevemos a equação da reação: 
 
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O 
CH3COO- + H+ + Na+ + OH- → CH3COO-Na+ + H2O 
 
 Resolução 1: 
a. Inicialmente, calculamos o número de mols de NaOH contidos em 
17,1 mL. 
NaOH 0,5 mol/L __ 0,5 mol de NaOH ____ 1000 mL de solução 
 x ____ 17,1 mL de solução 
 x = 0,00855 mol de NaOH 
 
b. Pela equação da reação, verificamos que cada mol de NaOH reage 
com um mol de ácido. A partir dessa relação, podemos calcular o 
número de mols de ácido acético contidos no volume titulado 
(10 mL). 
1 mol de NaOH ____ 1 moL de CH3COOH 
0,00855 mol de NaOH ____ Y 
y = 0,00855 mol de CH3COOH 
 
c. No final, calculamos a concentração do ácido acético em mol/L. 
0,00855 mol de CH3COOH ____ 10 mL de amostra 
z ____ 1000 mL 
z = 0,855 mol de CH3COOH 
 
d. Portanto, a concentração de ácido acético na amostra de vinagre 
é 0,855 mol/L. 
 
 
 Resolução 2: 
a. Como a reação envolve números iguais de moles de ácido e 
base, podemos também obter a concentração do ácido acético no 
vinagre de modo direto, utilizando a relação: 
CA x VA = CB x VB 
sendo: 
CA e VA - concentração e volume do ácido 
CB e VB - concentração e volume da base 
 
CA x VA = CB x VB 
CA x 10 mL = 0,5 mol/L x 17,1 mL 
CA = 0,855 mol/L 
 
b. Portanto, a concentração de ácido acético na amostra de vinagre 
é 0,855 mol/L. 
26 
 
 
CAPACIDADE TAMPONANTE 
 
 
I.DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA 
 
A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, como 
conseqüência de sua habilidade de sofrer autodissociação. A dissociação 
da água pode ser escrita como: 
 
 H2O 
 
 
H+ + OH- 
ou como: H2O + H2O 
 
 
H3O+ + OH- 
 
 Para esta dissociação, a condição de equilíbrio pode ser escrita 
como 
 [H+].[OH-] = K’ 
 [H2O] 
 
ou como: [H3O+].[OH-] = K” 
 [H2O]2 
 
 Em qualquer um dos casos, como a concentração de moléculas de H2O é 
essencialmente constante, 
 [H+].[OH-] = [H2O] . K’ = Kw 
 
ou: [H3O+].[OH-] = [H2O]2 . K” = Kw 
 
O valor de Kw é 1,0 x 10-14 a 25ºC. Kw é a constante de dissociação 
da água, também chamada de produto iônico da água. 
 
 
 
II. RELAÇÃO ENTRE [H+] e [OH-] EM SOLUÇÕES AQUOSAS E O VALOR DO pH 
 
A equação [H+].[OH-] = Kw = 1 x 10-14 (a 25ºC) aplica-se não somente 
à água pura, mas também às soluções aquosas, nas quais as [H+] e de [OH-] 
podem ser diferentes. Podemos afirmar, então, que o produto da 
concentração de íons hidrogênio e íons hidróxido em solução aquosa é uma 
constante, e que à temperatura ambiente (25ºC, usual em laboratório) é 
igual à aproximadamente 1 x 10-14. Se a [H+] ou a [OH-] for conhecida, a 
outra poderá ser calculada. 
 
Exemplo 1: 
Suponha que você tem uma solução de HCl 0,01 mol/L, que está 
completamente dissociado em H+ e Cl-. Determinar a concentração de 
H+ e OH- na solução. 
HCl 
 
 
H+ + Cl- 
 
Considerando-se que o ácido está totalmente dissociado, então [H+] = 
[HCl] = 0,01 mol/L ou 1 x 10-2 mol/Le a [OH-] na solução será: 
 
 
[H+].[OH-] = 1 x 10-14 
1 x 10-2+.[OH-] = 1 x 10-14 
[OH-] = 1 x 10-12 mol/L 
 
 
27 
 
 
Exemplo 2: 
Para uma solução de NaOH 0,0001 mol/L, que está completamente 
dissociado, qual a concentração de H+ e OH- na solução? 
 
NaOH 
 
 
Na+ + OH- 
Considerando-se que a base está totalmente dissociada, então 
[OH-] = [NaOH] = 0,0001 mol/Lou 1 x 10-4 mol/L. 
 
[H+].[OH-] = 1 x 10-14 
[H+].1 x 10-4 = 1 x 10-14 
[H+] = 1 x 10-10 mol/L 
 
 
Pode-se observar que existe uma relação inversa entre [H+] e [OH-] 
em soluções. Quando uma delas aumenta, a outra diminui. Geralmente, 
expressa-se o valor de [H+], e não de [OH-]. 
A concentração total do íon hidrogênio em uma solução, ou [H+], é 
expresso pelo valor do pH. Matematicamente, o pH é definido como o valor 
negativo do logaritmo (log) da concentração do íon hidrogênio: 
 
pH = - log[H+] ou pH = log 1/[H+] 
 
Deve-se lembrar que os valores de pH são funções logarítmicas das 
concentrações reais de íons H+. Portanto, uma diferença de pH de uma 
unidade representa uma diferença de 10 vezes na concentração real de H+. 
Exemplos: 
pH = 3 → [H+] = 0,001 mol/L 
pH = 4 → [H+] = 0,0001 mol/L 
 
A acidez ou a alcalinidade de uma solução é determinada pelas 
proporções de H+ e OH- presentes. Assim, 
 
solução neutra: [H+] = [OH-] pH = 7 
solução ácida: [H+] > [OH-] pH < 7 
solução alcalina: [H+] < [OH-] pH > 7 
 
 
Por que o pH de uma solução neutra é igual a 7? 
Em uma solução neutra [H+]=[OH-]. 
Assim, a concentração hidrogeniônica, [H+], em uma solução neutra 
 
Kw = [H+].[OH-] = 1,0 x 10-14 
 
como [H+]=[OH-]: [H+].[H+] = 1,0 x 10-14 
 
[H+]2 = 1,0 x 10-14 
 
[H+]= 1,0 x 10-7 mol/L 
 
pH = -log [H+] = - log 1,0 x 10-7 = -(-7) = 7 
 
 
 
O pH de uma solução contendo 1 mol/L de H+ é zero e uma contendo 1 mol/L 
de OH- é 14. A escala de pH de 0-14 cobre a faixa de acidez e 
alcalinidade das soluções normalmente encontradas. 
 
28 
 
 
 
Tomando-se o logaritmo 
negativo da equação: 
 
 
[H+][OH-] = Kw = 1 x 10-14 
 
Tem-se: -log[H+] -log[OH-] = -logKw = 14 
 
Como: -log[H+] = pH; -log[OH-] = pOH, -logKw = pKw 
 
Pode-se escrever: pH + pOH = pKw = 14 
 
 
 
III. TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES 
 
Brönsted, Lowry e colaboradores desenvolveram um conceito amplo de 
ácidos e bases que é muito útil. Ácido é qualquer substância que doa 
prótons (íons H+) e base é qualquer substância que combina com prótons. 
Em outras palavras, ácidos são doadores de prótons e bases são aceptores 
de prótons. 
Exemplos: 
ácido base 
HCl 
 
 
H+ + Cl- 
HCN 
 
 
H+ + CN- 
CH3COOH 
 
 
H+ + CH3COO- 
H2CO3 
 
 
H+ + HCO3- 
HCO3- 
 
 
H+ + CO32- 
H2SO4 
 
 
H+ + HSO4- 
HSO4- 
 
 
H+ + SO42- 
NH4+ 
 
 
H+ + NH3 
NH3 
 
 
H+ + NH2- 
HOH 
 
 
H+ + OH- 
H3O+ 
 
 
H+ + H2O 
 
 
De acordo com essa visão, um ácido se dissocia em um próton e uma 
base, enquanto a base combina com um próton para formar um ácido. Um 
doador de próton e o seu correspondente aceptor de prótons formam um par 
ácido-base conjugado. Assim HCN produz H+ e CN-, onde HCN é o ácido e CN- 
é a base conjugada. A base conjugada correspondente ao ácido acético 
(CH3COOH) é o íon acetato (CH3COO-). HSO4- é a base produzida por 
dissociação de H2SO4; entretanto, HSO4- é também o ácido correspondente à 
base SO42-. 
 
HCN 
ácido 
(fraco) 
 
H+ + CN- 
base conjugada 
(forte) 
 
HCl 
ácido 
(forte) 
 
H+ + Cl- 
base conjugada 
(fraca) 
 
 
 
29 
 
 
De acordo com a teoria de Brönsted-Lowry, o ácido mais fraco tem a 
base conjugada mais forte, e o ácido mais forte tem a base conjugada mais 
fraca. Assim, HCN é um ácido fraco porque sua base conjugada forte, CN-, 
combina-se firmemente com prótons, enquanto que HCl é um ácido forte 
porque sua base conjugada, Cl-, combina-se fracamente com prótons. 
Uma substância que atua tanto como ácido quanto como base é chamada 
anfotérica ou anfótero. Exemplos: água, hidróxido de zinco, amônia, 
aminoácidos. 
NH3 + H+ 
 
 
NH4+ 
NH3 
 
 
H+ + NH2- 
 
H2O 
 
 
H+ + OH- 
H2O + H+ 
 
 
H3O+ 
 
 
 
IV.DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS 
 
Ácidos e bases fortes estão completamente ionizados (dissociados) 
em soluções aquosas diluídas. Os ácidos e as bases fracas não se ionizam 
completamente quando dissolvidos em água. Os últimos são mais comuns em 
sistemas biológicos e desempenham importantes funções no metabolismo e 
sua regulação. 
 
Exemplo 3: 
Considere as soluções de CH3COOH 0,2 mol/L (1% dissociado) e de HCl 
0,2 mol/L. Calcular o pH de cada uma delas. 
 
a) HCl é um ácido forte, portanto está completamente dissociado em 
solução. Isso significa que a concentração de H+ é igual a 
concentração de HCl. 
 
HCl 
0,2 mol/L
 
 
 
H+ 
0,2 mol/L 
+ Cl- 
 
pH = -log [H+] = -log 0,2 = 0,7 
 
b) CH3COOH é um ácido fraco, portanto, não está completamente 
dissociado em solução. A porcentagem de dissociação informada, 
correspondente a 1%, significa que a concentração de H+ é igual a 1% 
ou 0,01 da concentração de CH3COOH. 
 
CH3COOH 
0,2 mol/L
 
 
 
CH3COO - + H+ 
0,2 x 0,01 = 0,002 mol/L 
 
pH = -log [H+] = -log 0,002 = 2,7 
 
A dissociação de ácidos fracos ocorre de acordo com a lei de ação 
das massas. As equações de equilíbrio podem ser formuladas para sua 
dissociação. Tais equações não se aplicam para dissociação de ácidos 
fortes. Considerando que a fórmula geral para qualquer ácido fraco 
monobásico é HA, sua equação de dissociação é: 
 
HA
 
 
 
H+ + A- 
30 
 
 
De acordo com a lei de ação das massas, o equilíbrio pode ser 
expresso matematicamente como: 
[H+][A-]= Ka 
[HA] 
 
Onde Ka é chamada de constante de dissociação do ácido. 
 
As constantes de dissociação de ácidos e bases fracas podem ser 
calculadas a partir dos dados obtidos pela medida da condutividade 
elétrica de suas soluções ou pela determinação do valor do pH de suas 
soluções. O valor de Kw da água é geralmente calculado a partir da medida 
de condutividade. Quanto maior o valor de Ka, mais ionizado está o ácido 
e, portanto, maior a sua força relativa. 
Freqüentemente, encontramos os valores de pKa, ao invés dos valores 
de Ka. 
pKa = - log Ka ou pKa = log 1/Ka 
 
Por exemplo, no caso do ácido acético, temos: 
[H+][CH3COO-] = Ka = 1,86 x 10-5 = 0,0000186 (pKa = 4,73) 
[CH3COOH] 
 
Para o ácido cianídrico: 
[H+][CN-] = Ka = 7,20 x 10-10 = 0,00000000072 (pKa = 7,14) 
[HCN] 
 
O valor do Ka para CH3COOH (1,86 x 10-5) é milhares de vezes maior 
que o valor do Ka para HCN (7,20 x 10-10); em contrapartida, o valor de 
pKa do ácido acético (4,73) é menor que o pKa do ácido cianídrico (7,14). 
Dessa forma, podemos determinar a força relativa de ácidos através da 
consulta de uma tabela de Ka ou pKa. 
Assim, quanto mais forte um ácido, maior a sua tendência de 
dissociar um próton. Portanto maior a sua constante de dissociação (Ka) e 
menor o seu pKa. 
Os ácidos polibásicos, que contém mais de um hidrogênio ionizável, 
dissociam-se em estágios, e há uma equação de equilíbrio e uma constante 
de dissociação para cada estágio. Isto pode ser ilustrado pelo caso do 
ácido fosfórico: 
H3PO4 
 
 
H+ + H2PO4- 
H2PO4- 
 
 
H+ + HPO42- 
HPO42- 
 
 
H+ + PO43- 
 
As equações de equilíbrio para cada estágio de dissociação são: 
 
[H+][ H2PO4-] = K1 = 1,1 x 10-2 
[H3PO4] 
 
[H+][ HPO42-] = K2 = 2,0 x 10-7 
[H2PO4-] 
 
[H+][ PO43-] = K3 = 3,6 x 10-13 
[HPO42-] 
 
Onde K1, K2 e K3 são designadas primeira, segunda e terceira 
constantes de dissociação do ácido. 
 
 
31 
 
 
V. SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
V.A.Aspectos gerais 
O pH da água pura (uma solução neutra) é 7,0. Se um ácido é 
adicionado à água, o seu pH diminui; se uma base é adicionada à água, o 
pH aumenta para mais que 7,0. O quanto o pH se afastará de7,0, em cada 
caso, dependerá da quantidade de ácido ou de base adicionados e de suas 
forças. 
Contudo, quando pequenas quantidades de ácido ou base são 
adicionadas a uma solução tampão, o seu pH não varia apreciavelmente. Uma 
solução tampão é definida como uma solução que resiste às variações de 
pH, quando ocorre a adição de pequenas quantidades tanto de ácidos como 
de bases. 
As soluções tampão usualmente são constituídas de: 
• Um ácido fraco (HA) e um sal correspondente a esse ácido (A-). 
ex: ácido acético e acetato de sódio 
CH3COOH 
 
 
CH3COO- + H+ 
CH3COONa 
 
 
CH3COO- + Na+ 
 
• Um sal de caráter ácido e um sal de caráter básico 
ex: di-hidrogenofosfato de sódio e mono-hidrogenofosfato de sódio. 
NaH2PO4 
 
 
Na+ + H2PO4- 
Na2HPO4 
 
 
2Na+ + HPO42- 
 
• Uma base fraca (B) e um sal correspondente a essa base (BH+). 
ex: hidróxido de amônia e cloreto de amônia 
NH4OH 
 
 
NH4+ + OH- 
NH4Cl 
 
 
NH4+ + Cl- 
 
 
 
V.B. Como funciona uma solução tampão 
Em uma solução contendo ácido acético e acetato de sódio, por 
exemplo, têm-se as seguintes equações de dissociação: 
CH3COOH 
 
 
CH3COO- + H+ 
CH3COONa 
 
 
CH3COO- + Na+ 
 
Os íons acetato provenientes da dissociação do ácido são poucos em 
comparação com as moléculas do ácido não dissociado. Por outro lado, o 
número de íons acetato provenientes do acetato de sódio é igual ao número 
de moléculas do sal dissolvido, devido à ionização. 
O mecanismo químico pelo qual os tampões funcionam podem ser 
ilustrados pelas modificações provocadas pela adição de NaOH e HCl ao 
tampão ácido acético/acetato de sódio. 
• Adição de NaOH: O doador de próton, o ácido acético (HAc), contém 
uma reserva de H+ ligado, que pode ser liberada para neutralizar 
uma adição de OH- ao sistema, formando H2O; em conseqüência, a 
concentração de CH3COOH no tampão diminui e a concentração de 
CH3COONa aumenta. 
• Adição de HCl: a base conjugada, o íon acetato (Ac-), pode reagir 
com ions H+ adicionados ao sistema, formando CH3COOH; em 
conseqüência, a concentração de CH3COONa no tampão diminui e a de 
CH3COOH aumenta. 
32 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Esquema simplificado do 
mecanismo de ação do tampão ácido 
acético/acetato de sódio, frente à adição 
de ácidos (H+) e bases (OH-). 
 
 
Portanto, o sistema é capaz de absorver tanto H+ quanto OH- devido à 
reversibilidade da dissociação do ácido acético. A ação tamponante é 
simplesmente a conseqüência de duas reações reversíveis ocorrendo 
simultaneamente e alcançando seus pontos de equilíbrio conforme expresso 
por suas constantes de equilíbrio Ka e Kw. 
 
Cada par ácido-base conjugado tem uma zona de pH característico na 
qual é efetiva como tampão: pH = pKa ± 1. Por exemplo, o par H2PO4-/HPO42- 
tem um pKa de 6,86 e serve como tampão efetivo entre aproximadamente pH 
5,9 epH 7,9; o par NH4+/NH3, com um pKa de 9,25, atua como tampão entre 
aproximadamente pH 8,3 e pH 10,3. 
 
 
 
Figura 2. Curvas de titulação ilustrando as zonas de tamponamento de 
diferentes pares ácido-base conjugados. 
 
Kw = [H+] [OH-]
OH- H2O
HAc Ac-
H+
Ácido acético
(CH3COOH)
Acetato
(CH3COO-)
[H+] [Ac-]
[HAc]Ka =
Kw = [H+] [OH-]
OH- H2O
HAc Ac-
H+
Ácido acético
(CH3COOH)
Acetato
(CH3COO-)
[H+] [Ac-]
[HAc]Ka =
Kw = [H+] [OH-]
OH- H2O
HAc Ac-
H+
Ácido acético
(CH3COOH)
Acetato
(CH3COO-)
[H+] [Ac-]
[HAc]Ka =
[H+] [Ac-]
[HAc]Ka =
33 
 
 
V.C. A equação de Henderson-Hasselbach 
A equação de Henderson-Hasselbach é derivada da expressão da 
constante de dissociação de um ácido, conforme descrito abaixo. 
 
• Escreve-se a equação de dissociação de um ácido fraco: 
HA
 
 
 
H+ + A- 
 
• A respectiva constante de dissociação: 
Ka = [H+].[A-] 
 [HA] 
 
• Isola-se o termo [H+]: 
[H+] = Ka .[HA] 
 [A-] 
 
• Tira-se o logaritmo negativo de ambos os lados: 
-log[H+] = -logKa -log[HA] 
 [A-] 
 
• Substitui-se -log[H+] por pH e –logKa por pKa: 
pH = pKa -log[HA] 
 [A-] 
 
• Inverte-se termo -log[HA]/[A-], para obter a equação de Henderson-
Hasselbach: 
pH = pKa + log[A-] ou: pH = pKa + log [base conjugada] 
 [HA] 
 
 [ácido conjugado] 
 
A equação de Henderson-Hasselbach descreve o formato da curva de 
titulação de qualquer ácido fraco e permite deduzir diversas relações 
quantitativas importantes. Por exemplo, é possível verificar por que o 
pKa de um ácido fraco é igual ao pH da solução no ponto médio de sua 
titulação, neste ponto [HA]=[A-], então: 
 
pH = pKa + log[A-] = pKa + log[A-] = pKa + log 1,0 = pKa + 0 
 [HA] [A-] 
pH = pKa 
 
 
 A equação permite calcular: 
• O pKa, quando o pH e a razão molar entre o doador e o aceptor de 
prótons são conhecidos; 
• o pH, quando o pKa e a razão molar entre o doador e o aceptor de 
prótons são conhecidos; 
• a razão molar entre o doador e o aceptor de prótons, quando o pKa e 
o pH são conhecidos. 
 
 
VI. CAPACIDADE TAMPONANTE 
 
VI.A. Aspectos gerais 
As soluções tampão, ou simplesmente tampões, são encontrados em 
todos os fluidos corporais (sangue, saliva, lágrimas, urina, etc.) e são 
responsáveis pela manutenção do pH apropriado desses fluidos. Dois termos 
importantes que se referem a essas soluções: 
34 
 
 
• Efeito tampão: é a propriedade de uma solução de resistir a 
mudanças de pH (concentração de íons hidrogênio) ao se adicionar 
pequenas quantidades de ácido ou base. 
• Capacidade tamponante: é o quanto uma solução tampão resiste às 
mudanças de pH, quando se adiciona pequenas quantidades de ácido 
ou base. 
 
A capacidade tamponante de uma solução é indicada pela alteração de 
pH provocada pela adição de ácido ou base. Quanto menor a alteração de pH 
causada pela adição de uma dada quantidade de ácido ou base, maior é a 
capacidade tamponante da solução, ou vice-versa. 
 
 
VI.B. Capacidade tamponante da saliva 
A saliva constitui um dos sistemas de defesa natural da cavidade 
oral contra o desenvolvimento de cáries dentárias. Estas ocorrem devido à 
desmineralização do esmalte e da dentina causada pelos ácidos produzidos 
pelo metabolismo bacteriano de açúcares. A saliva desempenha um 
importante papel contra a desmineralização, porque ajuda a repor cálcio e 
fosfato na superfície do dente. Em pH 7, a saliva está supersaturada com 
esses dois minerais, o que favorece a deposição de cálcio nas áreas 
desmineralizadas. A cárie ocorre quando a remoção de minerais dentários é 
maior que a reposição. 
 O pH da saliva depende dos tipos de ácidos e bases secretados pelas 
glândulas salivares. O pH da saliva pode variar de 5,6 na saliva não-
estimulada até 7,8 quando o fluxo salivar é alto, como na saliva 
estimulada. 
Outra importante função da saliva é o tamponamento dos ácidos 
produzidos, por meio de diversos sistemas tampões. O sistema fosfato é de 
menor importância na saliva estimulada, devido à sua baixa concentração, 
mas de maior importância na saliva não estimulada. O sistema tampão mais 
importante na saliva estimulada é o ácido carbônico/bicarbonato. Alguns 
trabalhos indicam que uma boa capacidade tamponante da saliva, associada 
a um elevado fluxo salivar, contribuem para uma menor incidência de 
cáries. 
 
 
 
VI.C. Cálculo da capacidade tamponante 
 A capacidade tamponante pode ser calculada com o uso da fórmula: 
 
 Cap. tamponante = β = 2,3 Ka [H+] [C] 
 (Ka + [H+])2 
onde: 
Ka : constante de dissociação do ácido 
[H+] : concentração hidrogêniônica do tampão 
[C] : concentração do tampão 
β : número de mols/litro de H+ ou OH- necessários para causar 
mudança de 1 unidadeno valor do pH do tampão 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
VII. RESUMO 
 
VII.A. Itens levados em consideração na elaboração de uma solução tampão: 
 
* O par ácido-base conjugado. Os elementos do par podem ser usados 
separadamente, ou haver a formação de um a partir do outro. 
 Ex.: HA H
+
 + A
-
 
 ácido base 
 
* O pKa do ácido do item acima. 
* A região de tamponamento desejada: pKa + 1 
* Os cálculos de concentração e de pH, utilizando as equações: 
 a)Henderson-Hasselbach 
pH = pKa + log [base conjugada] 
 [ácido conjugado] 
 
 b) [tampão] = [ácido conjugado] + [base conjugada] 
 
VII.B. Principais equações citadas neste capítulo 
 
HA
 
H+ + A- 
 
Ka = [H+][A-] 
 [HA] 
 
pKa = log 1/Ka = -logKa 
 
pH = log 1/[H+]= -log[H+] 
 
[H+] = 10-pH 
 
[H+].[OH-] = Kw = 1 x 10-14 (a 25ºC) 
 
pH + pOH = pKw = 14 
 
pH = pKa + log [base conjugada] 
[ácido conjugado] 
 
[tampão] = [ácido conjugado] + [base conjugada] 
 
Capacidade tamponante = β = 2,3 Ka [H+] [C] 
 (Ka + [H+])2 
 
 
VII.C.Regras matemáticas envolvendo logaritmos 
 
Log a.b = loga + logb 
Log a/b = loga – logb 
Log 1/a = - loga 
log ab = b.loga 
log 1 = 0 
 
 
 
36 
 
 
VIII. EXEMPLO DE PREPARO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 Preparar 500 mL de tampão fosfato 0,8 mol/L pH 7,4, empregando 
Na2HPO4 (M.M.=142,0) e NaH2PO4 (M.M.=120,0). pKa = 6,9. 
 
a. Montar as equações de dissociação dos sais, para identificar o ácido 
e a base conjugada que compõem o sistema tampão. 
 
NaH2PO4 
 
 
Na+ + H2PO4- 
Na2HPO4 
 
 
2Na+ + HPO42- 
- Ácido conjugado (doador de próton): NaH2PO4 
- Base conjugada (aceptor de próton): Na2HPO4 
 
 
b. Calcular as concentrações de ácido e base conjugados 
 
b1. pH = pKa + log [base conjugada] 
 [ácido conjugado] 
 
 7,4 = 6,9 + log [base conjugada] 
[ácido conjugado] 
 
 log [base conjugada] = 0,5 
 [ácido conjugado] 
 
 [base conjugada] = 100,5 = 3,162 
 [ácido conjugado] 
 
 [base conjugada] = 3,162 x [ácido conjugado] (equação 1) 
 
 
b2. [tampão] = [ácido conjugado] + [base conjugada] 
 0,8 = [ácido conjugado] + 3,162 x [ácido conjugado] 
 0,8 = 4,16 x [ácido conjugado] 
 [ácido conjugado] = 0,192 mol/L 
 
 
b3. Voltando na equação 1: 
 [base conjugada] = 3,16 x [ácido conjugado] 
 [base conjugada] = 3,16 x 0,192 
 [base conjugada] = 0,608 mol/L 
 
 Portanto, as concentrações de NaH2PO4 e de Na2HPO4 na solução tampão 
são, respectivamente 0,192 mol/l e 0,608 mol/L. 
 
 
b. Calcular a massa de cada sal necessária para o preparo do volume 
desejado de tampão (500 mL) 
c. 
 para o NaH2PO4: para o Na2HPO4: 
 
0,192 mol ____ 1000 mL tampão 0,608 mol ____ 1000 mL tampão 
x ____ 500 mL tampão x ____ 500 mL tampão 
x = 0,096 mol x = 0,304 mol 
 
1 mol ____ 120 g 1 mol ____ 142 g 
0,096 mol ____ Y 0,304 mol ____ y 
y = 11,52 g y = 43,17 g 
 
37 
 
 
d. Preparo da solução: 
- Pesar os sais de acordo com as quantidades calculadas 
- Dissolver em béquer, com aproximadamente 400 mL de água destilada 
- Medir o pH 
- Ajustar o pH se necessário 
- Transferir a solução para um frasco volumétrico 
- Completar o volume para 500 mL com água destilada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
PROTEÍNAS 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
As proteínas são macromoléculas complexas, compostas de aminoácidos, e 
necessárias para os processos químicos que ocorrem nos organismos vivos. São os 
constituintes básicos da vida. Tanto que seu nome deriva da palavra grega 
"proteios", que significa "em primeiro lugar". A importância das proteínas, 
entretanto, está relacionada com suas funções no organismo, e não com sua 
quantidade. 
Os aminoácidos possuem um átomo de carbono assimétrico, ao qual estão 
ligados um grupo amino livre, um grupo carboxila livre, um átomo de hidrogênio e 
uma cadeia lateral. Esta última é diferente para cada aminoácido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nas moléculas protéicas, os resíduos de aminoácidos ligam-se 
covalentemente, formando longos polímeros não-ramificados. As ligações 
peptídicas, que unem um aminoácido a outro, são formadas pela reação 
entre o grupo amino de um aminoácido e o grupo carboxílico do aminoácido 
subseqüente, eliminando moléculas de água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Fórmula estrutural 
geral dos aminoácidos. 
Figura 3. Exemplo de 
peptídeo, formado por 
cinco aminoácidos. 
Figura 2. Reação geral da formação 
de uma ligação peptídica. 
39 
 
 
II. REAÇÕES PARA AMINOÁCIDOS 
 
As reações orgânicas características dos aminoácidos são aquelas de 
seus grupamentos funcionais, isto é, os grupos carboxílicos, os grupos 
amino, e os grupos funcionais presentes nas diversas cadeias laterais. 
Essas reações permitem, por exemplo, a identificação de aminoácidos nos 
hidrolisados protéicos, identificação da seqüência de aminoácidos de uma 
proteína, identificação de aminoácidos essenciais para a atividade de uma 
enzima. 
Uma reação bastante utilizada para verificar a presença de 
aminoácidos em pequenas amostras é a Reação da Ninidrina, devido à sua 
elevada sensibilidade. 
 
Princípio da reação da ninidrina: pelo aquecimento, o grupo α-amino 
de um aminoácido reage com duas moléculas de ninidrina, produzindo um 
complexo de cor azul, denominado “Púrpura de Ruhemann”. 
A cor azul é obtida na reação da ninidrina para todos os 
aminoácidos que apresentam um grupo α-amino livre. Enquanto que a 
prolina e a hidroxiprolina, em que o grupo α-amino está substituído, 
produzem derivados com uma cor amarela característica. 
 
 
 
Figura 4. Reação da ninidrina. 
 
 
 
III. REAÇÕES PARA IDENTIFICAÇÃO DE PROTEÍNAS 
 
Na literatura, podem ser encontrados vários métodos para 
identificação e/ou quantificação de proteínas. Eles são baseados em 
alguma característica da molécula de proteína, tal como a presença das 
ligações peptídicas, o conteúdo de aminoácidos aromáticos ou de grupos R 
fenólicos. 
Uma reação bastante utilizada para verificar a presença de 
proteínas é a Reação do Biureto, devido à sua alta sensibilidade. 
 
 
Princípio da Reação do Biureto: em meio moderadamente alcalino, os 
íons Cu2+ do reagente de Biureto interagem com átomos de nitrogênio das 
ligações peptídicas das proteínas, formando complexos de cor violeta. 
Para a formação do complexo são necessárias quatro ligações 
peptídicas para cada íon Cu2+, conforme ilustrado na figura abaixo. 
Púrpura de Ruhemann 
(Complexo azul, formado pela reação 
de 2 moléculas de ninidrina com o N) 
ninidrina 
aminoácido 
40 
 
 
A Reação do Biureto pode ser empregado também para determinar a 
concentração de proteínas em uma amostra, pois a intensidade da cor é 
diretamente proporcional à concentração de proteínas. 
 
Figura 5. Esquema da reação do Biureto. 
 
 
 
IV. SEPARAÇÃO DE PROTEÍNAS POR PRECIPITAÇÃO 
 
As proteínas consistem em cadeias longas, nas quais os aminoácidos 
ocorrem em seqüências lineares específicas para cada tipo de proteína. Os 
tipos de aminoácidos (polares ou apolares) e as seqüências em que eles se 
encontram direcionam o enovelamento da cadeia polipeptídica, levando a 
uma conformação tridimensional específica, que é indispensável para sua 
função biológica. 
Devido às diferenças nessas características estruturais, as 
proteínas possuem diferentes propriedades físico-químicas, tais como: 
tamanho, massa molecular, carga elétrica e solubilidade.Essas 
propriedades, por sua vez, permitem que as proteínas contidas em uma 
mistura sejam separadas umas das outras. 
Um método bastante utilizado para separação de proteínas de uma 
amostra é a precipitação, que pode ser realizada de diferentes maneiras. 
Duas delas serão utilizadas nesta aula, e estão descritas a seguir. 
 
 
IV.A. Precipitação pelos “reagentes de alcalóides” 
Os reagentes ácidos utilizados para identificação de alcalóides, 
uma classe de compostos naturais, tais como: o ácido tricloroacético 
(TCA), combinam-se com partes positivas de proteínas, formando complexos 
insolúveis, que precipitam na solução. Esses reagentes também têm ação 
desnaturante, ou seja, provocam a perda da conformação tridimensional da 
proteína de forma irreversível. Conseqüentemente, a proteína separada por 
esse método perde a sua função. 
Esse método é bastante utilizado para remover proteínas de amostras 
de soro, plasma e leite, quando se deseja analisar a presença de 
minerais, tais como cálcio e magnésio, ou a contaminação por metais 
pesados, tais como chumbo e níquel. 
41 
 
 
 
IV.B. Precipitação fracionada por soluções salinas concentradas 
 
Os sais neutros têm efeitos pronunciados na solubilidade das 
proteínas globulares, podendo tanto aumentar quanto diminuir a 
solubilidade da proteína na solução. A capacidade desses sais de 
influenciar a solubilidade das proteínas é uma função de sua força 
iônica, que depende tanto de sua concentração como do número de cargas 
elétricas dos cátions e ânions que formam o sal. 
Entretanto, o efeito do aumento ou da redução da força iônica na 
solubilidade pode ser diferente para cada tipo de proteína, o que permite 
que elas sejam separadas de uma mistura apenas variando-se a concentração 
de sal na solução. 
 
SALTING-IN 
Em concentrações reduzidas, os sais aumentam a solubilidade de 
muitas proteínas, um fenômeno denominado solubilização por salificação ou 
"salting-in". 
Os sais de íons divalentes, tais como MgCl2 e o (NH4)2SO4, são mais 
eficientes na solubilização por salificação do que os sais de íons 
monovalentes como NaCl e KCl. 
Os efeitos da salificação na solubilidade são ocasionados por 
alterações na tendência à ionização dos grupos R (cadeias laterais dos 
aminoácidos) dissociáveis da proteína. 
 
SALTING-OUT 
Por outro lado, à medida que a concentração do sal é aumentada, a 
solubilidade da proteína se reduz gradativamente. Em forças iônicas 
suficientemente elevadas, uma proteína pode ser quase completamente 
precipitada de sua solução, um efeito denominado precipitação por 
salificação ou “salting – out”. 
Um dos fatores é que a concentração elevada de sais pode remover a 
água de hidratação das moléculas de proteína, reduzindo, dessa maneira, 
sua solubilidade; porém outros fatores podem estar envolvidos. 
Os precipitados protéicos resultantes da precipitação por 
salificação mantêm sua conformação nativa e podem ser dissolvidos 
novamente, em geral sem haver desnaturação. Conseqüentemente, a função da 
proteína pode ser recuperada após o término do processo e remoção do sal. 
 
Tabela 1. Perfil de precipitação das 
proteínas plasmáticas em função da 
concentração de (NH4)2SO4. 
 
Fração 
Eletroforética 
% de saturação de (NH4)2SO4 
para precipitação 
Albuminas 100 
α1- globulinas 46 
α2- globulinas 46 
β- globulinas 40 
γ- globulinas 33 
Fibrinogênio 20 
 
 
42 
 
 
GLICÍDEOS 
 
 
I.INTRODUÇÃO 
 
 Os carboidratos, ou sacarídeos, são mais simplesmente definidos 
como poliidroxialdeídos ou cetonas e seus derivados. Muitos possuem a 
fórmula empírica [CH2O]n, que originalmente sugere “hidratos” de carbono. 
Os monossacarídeos, também chamados de açúcares simples, consistem 
numa só unidade poliidroxialdeídica ou cetônica, de fórmula empírica 
[CH2O]n, onde n = 3 ou um número maior. O esqueleto de carbono dos 
monossacarídeos comuns é não-ramificado e cada átomo de carbono, exceto 
um, possui um grupo hidroxílico no átomo de carbono remanescente, há um 
oxigênio carbonílico. Se o grupo carbonílico estiver na extremidade da 
cadeia, o monossacarídeo é um aldeído derivado, denominado aldose; se 
estiver em qualquer outra posição, o monossacarídeo é uma cetona 
derivada, denominada cetose. (figura 1). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Exemplos de aldose (D-glucose) e cetose (D-frutose) com seis 
átomos de carbono, mostradas em fórmulas estruturais de cadeia aberta. 
 
 
A partir de várias considerações químicas, deduziu-se que os 
monossacarídeos (aldoses e cetoses) com cinco ou mais átomos de carbono 
não são estruturas de cadeia aberta, mas estruturas cíclicas. No caso da 
D-glucose, formam-se estruturas cíclicas de seis elementos, pela reação 
do grupo hidroxílico alcoólico do átomo de carbono 5 com o átomo de 
carbono aldeídico 1, conforme ilustrado na figura 2. 
As formas isoméricas dos monossacarídeos, que diferem entre si 
apenas na configuração ao redor do átomo de carbono carbonílico, são 
denominadas anômeras ou anoméricas, e o átomo de carbono carbonílico é 
denominado carbono anomérico. 
O monossacarídeo mais abundante é o açúcar de seis carbonos D-
glucose, de onde muitos outros são derivados. A D-glucose é o principal 
combustível para a maioria dos organismos, e faz parte da composição de 
dissacarídeos comuns, como maltose, lactose e sacarose, e de 
polissacarídeos abundantes na natureza, tais como o amido e a celulose. 
As unidades de monossacarídeos são unidas por ligações 
glicosídicas, as quais são formadas pela reação do carbono anomérico de 
um monossacarídeo com um grupamento hidroxílico de outro monossacarídeo 
(figura 3). Dessa forma, os dissacarídeos consistem em dois 
monossacarídeos unidos por uma ligação glicosídica, e os 
oligossacarídeos e polissacarídeos são cadeias de monossacarídeos unidos 
por ligações glicosídicas. 
D-glucose D-frutose 
43 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Reação de ciclização da molécula de glucose, produzindo as 
formas anoméricas α e β. A reação envolve o grupo hidroxila ligado ao 
carbono 5 e o átomo de carbono carbonílico 1, formando moléculas 
cíclicas com 6 átomos de carbono. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Exemplo da formação de uma ligação glicosídica entre duas 
moléculas de glucose, produzindo maltose. A ligação glicosídica é 
formada pela reação do carbono anomérico de um monossacarídeo com um 
grupamento hidroxílico de outro monossacarídeo. 
carbono 
carbonílico 
carbono 
anomérico
carbono 
anomérico
α 
- 
D -glucopiranose β
- 
D -glucopiranose 
D -glucose 
carbono 
carbonílico 
carbono 
anomérico
carbono 
anomérico
α 
- 
-glucopiranose β
- 
D -glucopiranose 
D -glucose 
carbono 
carbonílico 
carbono 
anomérico
carbono 
anomérico
α 
- 
D-glucopiranose β
- 
-glucopiranose 
D-glucose 
álcool 
α - D - glucopiranosil -(1 4)- D - glucopiranose 
condensaçãohidrólise
hemiacetal acetal 
hemiacetal 
álcool 
α - D - glucopiranosil -(1 4)- D - glucopiranose 
condensaçãohidrólise
hemiacetal acetal 
hemiacetal 
álcool 
α - D- glucopiranosil -(1 4) - D - glucopiranose 
condensaçãohidrólise
hemiacetal acetal 
hemiacetal 
44 
 
 
II. PARTE EXPERIMENTAL 
 
II.A. Preparação da solução de amido 
 O amido é encontrado nas células de vegetais (grãos, frutas e 
tubérculos) na forma de grânulos de grão. Com o aquecimento em água, os 
grânulos são rompidos, liberando o amido. Este, por sua vez, sofre 
intensa hidratação, e a solução adquire aspecto