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BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Até agora, na disciplina de Bases Analíticas do Laboratório Clínico, aprendemos quais os principais 
instrumentos e vidrarias presentes no laboratório e as principais características das amostras 
experimentais, além de estudarmos as soluções, misturas que constituem os meios mais utilizados na 
realização dos ensaios experimentais.
Agora, iremos estudar quatro das técnicas analíticas mais utilizadas nos laboratórios. São elas: 
a cromatografia, a eletroforese, a espectrofotometria e a aferição do pH. Essas técnicas auxiliam na 
caracterização das amostras experimentais e na mensuração dos analitos, que são, em última instância, 
o objetivo final de praticamente toda análise.
7 CROMATOGRAFIA E ELETROFORESE
A cromatografia e a eletroforese são processos de separação de misturas utilizados para a obtenção 
de moléculas complexas. A cromatografia permite o isolamento de pigmentos de plantas, de fármacos 
e de substâncias tóxicas, por exemplo. A eletroforese, por sua vez, é utilizada para se separar e isolar 
macromoléculas, como, por exemplo, o DNA, o RNA e as proteínas.
7.1 Cromatografia
7.1.1 Fenômeno de adsorção
Adsorção refere-se ao estabelecimento de interações entre as moléculas contidas em um fluido (o adsorvato) 
e uma superfície sólida (o adsorvente). Na adsorção química, as interações entre o adsorvato e o adsorvido 
são ligações covalentes e, portanto, há alteração da estrutura química do adsorvato; na adsorção física, as 
interações são forças de Van der Waals e, portanto, a estrutura do adsorvato é mantida.
O princípio de adsorção é utilizado nas máscaras contra gases tóxicos. Nestas, o adsorvente é o 
carvão ativado.
O carvão ativado é obtido a partir da queima de determinadas madeiras a uma temperatura que varia 
de 800 °C a 1.000 °C, o que confere uma porosidade elevada ao material. Como consequência, moléculas de 
gases e outras impurezas ficam retidas no interior dos poros, o que permite uma purificação do adsorvato.
Filtros a base de carvão ativado são utilizados para a purificação doméstica da água, o que permite 
que boa parte dos contaminantes fique retida nessa matriz.
O mecanismo de adsorção também é a base do processo de separação de misturas 
denominado cromatografia.
Unidade III
136
Unidade III
7.1.2 Tipos de cromatografia
A cromatografia pode ser definida como uma técnica que se baseia na diferença de afinidade, entre 
uma fase estacionária e uma fase móvel, dos solutos que compõem uma solução complexa (diversos 
solutos em uma mesma solução). A separação dos solutos (ou analitos) ocorre pelos mecanismos de 
adsorção, de partição, de troca iônica ou de afinidade.
O primeiro aparato de cromatografia foi desenvolvido por Mikhail Semenovich Tswett, um 
botânico russo que, na primeira década do século XX, descreveu a separação dos pigmentos de folhas 
de plantas a partir da sua afinidade com partículas de carbonato de cálcio contidas no interior de 
uma coluna. No experimento do botânico russo:
• a fase móvel era a solução dos pigmentos extraídos da folha;
• a fase estacionária era o carbonato de cálcio contido na coluna.
Ao atravessarem a coluna, alguns pigmentos interagem com o carbonato de cálcio, pelo mecanismo de 
adsorção, e ficam retidos na fase estacionária, sendo que, quanto maior a afinidade, mais precocemente 
o analito ficará retido. Outros pigmentos contidos na amostra, por apresentarem maior afinidade pelo 
solvente, continuam sua trajetória pela coluna sem ficarem retidos em um primeiro momento.
Figura 47 – Cromatografia em coluna
A partir da técnica utilizada por Mikhail S. Tswett, uma série de variações da cromatografia foram 
sendo desenvolvidas. De acordo com o sistema cromatográfico, temos o procedimento por coluna e o 
procedimento planar.
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BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
 Saiba mais
Leia mais sobre o isolamento da clorofila por cromatografia em:
MAESTRIM, A. P. J. et al. Extração e purificação de clorofila A, da alga 
Spirulina maxima: um experimento para os cursos de química. Química 
Nova, v. 32, n. 6, p. 1670-1672, 2009. Disponível em . 
Acesso em: 12 mar. 2019.
Na cromatografia por coluna, a fase estacionária, contida dentro dela, pode ser líquida ou sólida, e a 
fase móvel líquida ou gasosa. Quanto maior a afinidade do analito pela fase estacionária, maior o tempo 
de retenção, ou seja, mais tempo o analito permanecerá ligado a ela.
Na cromatografia planar, que surgiu pouco tempo depois, a fase estacionária é um papel próprio 
(papel de cromatografia) ou uma resina depositada sobre uma placa. A fase móvel, por sua vez, é líquida. 
Nessa categoria, uma pequena alíquota da amostra é aplicada na placa de cromatografia, colocada 
perpendicularmente em contato com o solvente que constitui a fase móvel. À medida que o solvente, 
contendo o analito, sobe, por capilaridade, na placa de cromatografia, ocorre a separação: quanto maior 
a afinidade do analito pela fase estacionária, menor o fator de retenção (menor a distância percorrida 
pelo analito na placa).
 Observação
Fator de retenção (k) é a razão entre a distância percorrida pela 
substância em questão e a distância percorrida pela fase móvel.
Figura 48 – Cromatografia em camada delgada
138
Unidade III
Exemplo de aplicação
Você realizou uma cromatografia em camada delgada a partir de uma solução de nicotina e obteve 
o seguinte perfil de separação:
L
S
Figura 49 – Esquema de separação por cromatografia em camada delgada
Considere que, na figura, L corresponde à distância total percorrida pelo solvente (7 cm), enquanto S 
corresponde à distância percorrida pelo analito (3 cm). Qual é o fator de retenção do analito?
Resolução
Uma vez que o fator de retenção F é o quociente entre a distância percorrida pelo analito e a 
distância percorrida pelo solvente, temos que:
d analito
F
d solvente
=
Onde:
F = fator de retenção
d analito = distância percorrida pelo analito
d solvente = distância percorrida pelo solvente
3,0
F
7,0
=
F = 0,43
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BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Na cromatografia, a escolha da fase móvel é muito importante: caso os analitos sejam substâncias 
apolares, a fase móvel não pode ser polar a ponto de impedir a migração dos analitos pela fase 
estacionária, mas também não pode ser apolar a ponto de arrastar os componentes da amostra até o 
fim da corrida, o que impediria a separação. São usadas, portanto, misturas de solventes, de modo a se 
obter uma polaridade média em relação à dos componentes da amostra.
A HPLC (high performance liquid chromatography, ou cromatografia líquida de alta performance) 
e a cromatografia gasosa são as duas técnicas cromatográficas mais modernas e mais utilizadas nos 
procedimentos laboratoriais, em especial em análises toxicológicas.
Na HPLC, resinas sólidas de diâmetro em uma coluna constituem a fase estacionária. Os analitos, 
dissolvidos em um solvente líquido apropriado, são injetados no sistema, sob alta pressão. Analisa-se 
tempo de retenção na coluna ou a eluição em um segundo solvente, aplicado posteriormente. Após 
a saída do analito do sistema de HPLC, ele passa por um sistema de detecção acoplado ao aparato 
(detector de ultravioleta, detector de refração etc.), o que permite sua identificação.
Figura 50 – Equipamento de HPLC
Na cromatografia gasosa, a fase estacionária é um líquido ou um sólido; e a fase móvel, contendo 
os analitos, é um gás (gás de arraste). Essa técnica só pode ser utilizada para separação de amostras 
voláteis, uma vez que os analitos precisam estar na fase de vapor, fase gasosa.
Assim como no HPLC, o aparato de cromatografia gasosa pode ser acoplado a um sistema de 
detecção, especificamente o espectrômetro de massa.
140
Unidade III
O isolamento de princípios ativos de plantas medicinais pode ser realizado por cromatografia. 
O extrato da planta, contendo milhares de diferentes moléculas dissolvidas, é aplicado emum 
sistema de cromatografia, o que permite que diferentes frações do extrato original sejam isoladas 
e testadas, a fim de se descobrir qual fração apresenta o princípio ativo.
Alterando-se os componentes da fase móvel e/ou da fase estacionária, a fração que supostamente 
contém o princípio ativo pode ser submetida a uma nova cromatografia, até que seja possível sua 
total purificação.
7.2 Eletroforese
A eletroforese é um processo de separação de misturas que permite a separação de partículas em 
diâmetro coloidal com base na aplicação de uma carga elétrica sobre a amostra. É muito utilizada para 
isolar moléculas biológicas (proteínas, DNA e RNA).
O aparato de eletroforese é constituído de uma cuba, que apresenta um polo positivo em uma 
extremidade e um polo negativo na outra extremidade. Dentro da cuba é acondicionado um gel de 
consistência firme, contendo poços, nos quais as amostras são aplicadas. O restante do volume da cuba 
é preenchido com uma solução tampão, de modo a garantir que o gel fique imerso em líquido.
Figura 51 – Aparato de eletroforese
Ao ligar a cuba de eletroforese em uma fonte de eletricidade, a corrente elétrica flui pelo tampão, 
do polo negativo (ânodo) para o positivo (cátodo). As amostras, aplicadas na extremidade do gel que 
está próxima ao ânodo, sofrem ação da corrente elétrica e atravessam o gel em direção ao polo positivo.
141
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Na eletroforese, a separação das partículas de diâmetro coloidal é feita por tamanho. Isso acontece 
porque, juntamente às amostras, é aplicado dodecil sulfato de sódio (SDS), um detergente que apresenta 
cargas negativas, o que garante que todas as amostras apresentarão predominantemente cargas 
negativas e migrarão para o polo positivo. Como as moléculas contidas nas amostras precisam atravessar 
a malha do gel durante a migração para o polo positivo, aquelas de maior tamanho migrarão mais 
lentamente, enquanto as menores migrarão mais rapidamente. Como consequência da separação, são 
observadas várias bandas. Quanto mais distantes do ponto de aplicação, maior a migração e, portanto, 
menor o tamanho da molécula.
O tamanho das proteínas, do DNA e do RNA, é consequência de seu peso molecular (somatória dos 
prótons e nêutrons de todos os átomos que constituem a molécula) e é estimado em pares de bases 
(pb), no caso do DNA e do RNA; e em dáltons (Da), no caso de proteínas. Um dálton corresponde a uma 
unidade de massa atômica, também definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono-12 em seu 
estado fundamental.
 Lembrete
Uma unidade de massa atômica corresponde a 1/12 da massa de um 
átomo de carbono-12 em seu estado fundamental. Na prática, cada próton 
ou cada nêutron de um átomo corresponde a uma unidade de massa 
atômica, ou a um dálton.
Figura 52 – Padrão de separação da amostra de DNA em bandas após eletroforese
Existem diversos tipos de gel de eletroforese. A escolha do mais adequado envolve a natureza da molécula 
presente na amostra (proteínas, DNA ou RNA), o tamanho médio das moléculas, entre outros fatores.
• Para a separação de ácidos nucleicos (DNA e RNA), utiliza-se o gel de agarose. A agarose é um 
polissacarídeo que, quando em solução, polimeriza, formando uma espécie de malha ou rede. 
Quanto maior a concentração de agarose, mais fechada a malha e mais difícil a migração. Portanto, 
142
Unidade III
se a amostra apresentar somente fragmentos pequenos, deve-se utilizar alta concentração de 
agarose no gel, e vice-versa.
• Para a separação de proteínas, utiliza-se o gel de poliacrilamida. É a mistura de dois polímeros, 
a acrilamida e a bisacrilamida. Novamente, quanto maior a concentração desses polímeros, mais 
fechada a malha e mais difícil a migração. Diferentes proporções de acrilamida e de bisacrilamida 
permitem a criação de diferentes gradientes de concentração.
O teste de paternidade, ou teste de DNA, é realizado submetendo-se o DNA do suposto pai ou da 
mãe e do filho a uma digestão enzimática por enzimas de restrição, que quebram a estrutura da fita de 
DNA em determinadas regiões. Após a digestão, essas amostras são aplicadas em um gel de agarose e 
submetidas à corrida em cuba de eletroforese.
A paternidade é confirmada se, após digestão e corrida, metade das bandas de DNA do filho forem 
do mesmo tamanho das bandas de DNA da mãe e/ou metade forem do mesmo tamanho das do pai.
 Saiba mais
Leia mais sobre as aplicações da eletroforese em:
PINHATI, F. R. Eletroforese de DNA: dos laboratórios de biologia 
molecular para as salas de aula. Química Nova na Escola., São Paulo, v. 37, 
n. 4, p. 316-319, nov. 2015. Disponível em: . Acesso em: 12 mar. 2019.
8 ESPECTROFOTOMETRIA E DETERMINAÇÃO DO PH
A espectrofotometria é uma técnica quantitativa amplamente utilizada no laboratório clínico, 
uma vez que permite o doseamento de diversos analitos de maneira rápida, acessível e com elevada 
sensibilidade e especificidade.
A determinação do pH de uma solução é importante em todas as etapas da rotina laboratorial, 
desde o preparo dos reagentes, que precisam ter pHs adequados, até a obtenção do resultado final. 
Por exemplo, muitos processos patológicos resultam na alteração do pH do meio, e a sua aferição 
auxilia no diagnóstico dessas patologias.
8.1 Espectrofotometria
A espectrofotometria é uma técnica que permite a determinação da concentração de um analito com 
base no padrão de absorção de ondas de luz por ele mesmo. Apresenta alta sensibilidade e especificidade 
e, por esse motivo, é muito utilizada nas diferentes áreas do laboratório. Por exemplo, a maioria dos 
ensaios clínicos que necessitam da determinação da concentração o fazem por essa técnica.
143
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Na bioquímica clínica, a maioria das reações envolvem a determinação espectrofotométrica de 
compostos coloridos (cromóforos) obtidos a partir da reação do analito com reagentes cromogênicos. 
Esses métodos, denominados colorimétricos, já foram abordados neste livro-texto.
Dependendo da cor gerada pela reação, há absorção de um comprimento de onda específico da luz. 
Quanto maior o valor da absorção, maior a concentração do analito na amostra. A espectofotometria 
se vale dessa propriedade para determinar a concentração do analito na solução.
A espectrofotometria nada mais é do que a medida da absorção da luz por uma amostra. Trata-se de 
uma das técnicas mais amplamente utilizadas em laboratórios de química, bioquímica, biologia molecular, 
farmacologia, análises clínicas, análises toxicológicas, entre outras. Por meio da espectrofotometria, 
analitos podem ser quantificados pela análise de seus espectros característicos ao ultravioleta, à luz 
visível e/ou ao infravermelho.
8.1.1 Natureza e absorção da luz
A luz apresenta natureza ondulatória e particulada. A natureza ondulatória da luz relaciona-se 
ao fato de ela ser composta de ondas eletromagnéticas de diferentes comprimentos, sendo que cada 
comprimento de onda corresponde a uma cor. A natureza particulada da luz, por sua vez, refere-se 
ao fato de suas ondas eletromagnéticas características serem consequência da atividade dos fótons, 
partículas elementares que medeiam a força eletromagnética da onda luminosa.
As cores do espectro visível, ou seja, as cores que enxergamos, são resultado da propagação de ondas 
eletromagnéticas do seguinte comprimento:
• Violeta: 380 a 450 nm.
• Azul: 450 a 494 nm.
• Verde: 495 a 570 nm.
• Amarelo: 570 a 590 nm.
• Laranja: 590 a 620 nm.
• Vermelho: 620 a 750 nm.
 Observação
O comprimento de onda corresponde à distância linear entre duas 
cristas de onda, medido em nanômetros (nm). Cada nm corresponde 
a 10−9 m.
144
Unidade III
Quando um feixe de luz monocromática atravessa uma solução, parte da luz é absorvida por essa 
solução e parte é transmitida, ou seja, continua seu percurso. O padrão de absorção das ondas luminosas 
por um analito depende da sua estrutura química e da sua concentraçãona amostra.
A medida da parte da luz que é transmitida é o que determina a cor da amostra: se uma solução 
apresenta cor branca, isso significa que ela transmite luz de todos os comprimentos de onda (de todas 
as cores). Uma solução de cor preta, por outro lado, absorve a luz de todos os comprimentos de onda, e 
não transmite nenhuma. Esse raciocínio é válido para todas as outras cores: por exemplo, uma solução 
é verde quando absorve luz vermelha e transmite luz azul e amarela etc.
Na espectrofotometria, a absorção de luz envolve a incorporação da energia do fóton à estrutura 
da molécula do analito. Quando isso acontece, as moléculas, que antes se encontravam no estado 
fundamental (menos energético), passam para o estado excitado, com conteúdo energético mais alto. 
Para que haja a absorção de luz pelo analito, o conteúdo energético do fóton precisa ser igual à energia 
necessária para que suas moléculas passem do estado fundamental para o estado excitado. Quando 
o conteúdo energético do fóton for maior ou menor do que esse valor, não ocorre absorção. Por esse 
motivo, na espectrofotometria, para cada molécula temos um comprimento de onda adequado para 
que haja absorção, afinal o conteúdo energético dos fótons depende do comprimento da onda de luz.
Para se escolher o comprimento de onda ideal, que seja absorvido preferencialmente pelo analito e 
possibilite, assim, as medições adequadas, realiza-se, no espectrofotômetro, a medida da absorbância da 
amostra em diferentes comprimentos de onda, que é a capacidade essencial das moléculas de absorver 
a luz de comprimentos de onda específicos.
Os resultados são organizados em um gráfico que relaciona os valores de absorbância (eixo y), com os 
comprimentos de onda correspondentes (eixo x). A esse gráfico, damos o nome de espectro de absorção. 
O espectro de absorção permite analisar o perfil de absorção do analito e, assim, selecionar os melhores 
comprimentos de onda para realização de medições.
1.6
1e5
1.4
1.2
1.0
0.8
0.6
0.4
0.2
0.0
300 400 500 600 700 800
Comprimento de onda (nm)
Co
efi
ci
en
te
 d
e 
ab
so
rt
iv
id
ad
e 
m
ol
ar
 (
ε)
Clorofila a
Clorofila b
Figura 53 – Espectro de absorção da clorofila
145
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
O conteúdo energético de uma onda luminosa é inversamente proporcional ao comprimento da 
onda. Assim, a luz violeta, que apresenta comprimento de onda de 380 a 450 nm, é mais energética do 
que a luz vermelha, cujo comprimento de onda é maior (de 620 a 750 nm).
 Observação
A luz ultravioleta não é visível e apresenta comprimento de onda abaixo 
de 380 nm. É muito energética e está relacionada a diversas doenças de 
pele, como o câncer.
8.1.2 Espectrofotômetros
O espectrofotômetro é um equipamento laboratorial cujo funcionamento se baseia na medida 
da absorbância de um feixe de luz monocromática após este atravessar a solução que caracteriza a 
amostra experimental.
 Lembrete
No âmbito da espectrofotometria, absorbância é a capacidade intrínseca 
das moléculas de absorver a luz de comprimentos de onda específicos. 
Tal propriedade é empregada na análise de soluções em química analítica.
No espectrofotômetro, o feixe de luz que incide sobre a amostra é fornecido por uma lâmpada. Este, ao 
atingir um prisma, é decomposto nos comprimentos de onda (ou seja, nos feixes de luz monocromática) 
que o compõem. O comprimento de onda adequado, escolhido a partir do espectro de absorção da 
amostra, é então selecionado e incide sobre ela.
Ao passar pela amostra, acondicionada em uma cubeta transparente de largura conhecida (usualmente, 1 cm), 
parte da energia eletromagnética que caracteriza o feixe de luz é absorvida, e parte atravessa a amostra e é 
detectada por uma célula fotoelétrica, que converte a energia luminosa captada em energia elétrica, que, ao 
atingir um galvanômetro, é lida e expressa em números, que correspondem à transmitância da amostra.
Fonte de 
radiação
Seleção do 
comprimento de onda
Cubeta Detector
Re
gi
st
ro
Figura 54 – Esquema demonstrando os componentes de um espectrofotômetro
146
Unidade III
A transmitância varia exponencialmente em resposta às variações do caminho óptico e à concentração 
do analito na amostra, enquanto a absorbância é proporcional a esses parâmetros. Portanto, para facilitar 
a análise, os valores de transmitância são convertidos em absorbância no próprio aparelho. A relação 
entre a absorbância (A) e a transmitância (T) é a seguinte:
A = 2 - log(%T)
Onde:
• A = absorbância
• %T = porcentagem da luz transmitida em relação ao total
• log(%T) = logaritmo, na base 10, do valor de %T
É importante ressaltar que não somente o analito, mas também as moléculas do solvente e de outros 
solutos que porventura encontram-se em solução, além das paredes da própria cubeta, podem absorver 
a luz que incide sobre a amostra. Por esse motivo, realiza-se em um primeiro momento a leitura do 
“branco”, ou seja, do solvente na ausência do analito, que é descontada da absorbância da amostra 
contendo o analito.
De posse de absorbância, é possível calcular a concentração do analito na amostra, utilizando-se a 
seguinte igualdade:
A = ε . b . M
Onde:
• A = absorbância
• ε = coeficiente de absortividade molar, em L·mol−1·cm−1
• b = largura da cubeta que contém a amostra, em cm (geralmente, a cubeta apresenta largura de 1 cm)
• M = molaridade da amostra (mol/L)
O coeficiente de absortividade molar indica a capacidade que um mol de substância tem de atenuar 
luz de determinado comprimento de onda, ou seja, indica o quanto de radiação de determinada 
frequência uma substância pode absorver. Esse parâmetro depende das características físico-químicas 
da substância e é determinado a partir da análise de seu espectro de absorção.
Exemplo de aplicação
147
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Você realizou a extração de um princípio ativo de uma planta, a fim de testar seu potencial uso no 
tratamento da cefaleia. Antes de iniciar os experimentos, você precisa determinar a concentração do 
princípio ativo isolado na solução obtida, o que é feito por espectrofotometria.
A análise do espectro de absorção da substância mostrou que o comprimento de onda no qual 
ocorre maior absorção é o de 540 nm, e que o coeficiente de absortividade molar correspondente é de 
7,5 . 102 L . mol−1 . cm−1. A espessura, ou largura da cubeta que contém a solução do princípio ativo, é de 1 cm.
Sabendo que absorbância da amostra, já descontado o branco, foi de 0,352, qual é a concentração 
do princípio ativo na amostra?
Resolução
Os dados fornecidos no exercício são:
A = 1,24
ε = 7,5 . 102 L . mol−1 . cm−1
M = x mol/L → é o que devemos calcular
Substituindo os valores na fórmula, temos que:
A = ε . b . M
1,24 = 7,5 . 102 . M
2
1,24
M
7,5 .10
=
M = 1,65 . 10-3 mol/L
Portanto a molaridade do princípio ativo na amostra é de 1,65 . 10−3 mol/L, ou, considerando 
1 mmol/L = 10−3 mol/L, a molaridade é de 1,65 mmol/L.
8.2 Determinação do pH
Uma das propriedades da amostra experimental é seu potencial hidrogeniônico (pH), que nada mais 
é que a medida da acidez ou da basicidade de uma amostra. Essa determinação é importante pois:
• várias características da solução dependem do pH, como, por exemplo, a reatividade, a natureza 
148
Unidade III
das reações químicas possíveis de serem realizadas com a amostra etc.;
• trata-se de um parâmetro importante no diagnóstico de anormalidades nos líquidos corporais, 
pois várias patologias têm, como consequência, a alteração do pH ideal desses líquidos; e
• muitos procedimentos laboratoriais precisam ser realizados em determinadas faixas de pH.
8.2.1 Conceito de pH e de pOH
Segundo a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC – International Union of Pure and 
Applied Chemistry), o pH, ou potencial hidrogeniônico, é definido como “a atividade de íons hidrogênio 
(H+) em solução”. Nas soluções com concentração de íons H+ menor ou igual a 0,1 mol/L, os valores 
da atividade são próximosdos da concentração, e o pH passa a ser definido como o valor negativo do 
logaritmo da concentração de íons H+ em solução. Assim, numa leitura simplificada, temos que:
pH = - log([H+])
Na equação, [H+] refere-se à concentração, em mol/L, de íons H+ em solução.
Podemos entender logaritmo como o expoente, a que se deve elevar um número para indicar quantas 
vezes ele deve ser multiplicado por si mesmo.
Por exemplo:
102 = 10 . 10. O logaritmo chama a atenção para o expoente que, no caso, é 2. Portanto log 102 = 2.
Da mesma maneira:
103 = 10 . 10 . 10
Portanto:
log 103 = 3
10−2 = 1
10
 . 1
10
 = 1
100
Portanto:
log 10−2 = −2
10−3 = 1
10
 . 1
10
 . 1
10
 = 1
1.000
Portanto: log 10−3 = −3.
149
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
O logaritmo é útil quando o fenômeno estudado tem aumento ou diminuição de algum parâmetro 
em escala exponencial. Exemplos são o pH, a transmitância, estudada neste livro-texto, a interação entre 
fármacos e seus receptores nas células, o aumento do número de bactérias em uma infecção aguda etc.
Na prática, o pH é a medida da acidez ou da basicidade de uma solução. De acordo com a teoria de 
Arrhenius (1884), os ácidos são substâncias que liberam íons H+ quando em solução, enquanto as bases 
liberam íons OH−. Assim, temos o que segue:
• Equação representativa da ionização de um ácido HA:
HA H+ + A−
• Equação representativa da dissociação de uma base BOH:
BOH B+ + OH−
Além de explicar por que muitas substâncias podem ser classificadas como ácidos (HCl, H2SO4 e 
HNO3, por exemplo) ou como bases (NaOH, KOH e Ca(OH)2), por exemplo), a teoria de Arrhenius explica 
as reações de neutralização resultantes da interação entre ácidos e bases:
H+ + OH− → H2O
A medida da acidez ou da basicidade das substâncias pode ser estimada utilizando-se uma escala, 
denominada escala de pH. Para soluções aquosas, ela foi construída a partir da reação de ionização da 
água, representada simplificadamente a seguir.
H2O H+ + OH−
É importante ressaltar que a equação é apenas uma simplificação, útil para entendermos os conceitos 
que serão apresentados a seguir. Tecnicamente, não existem íons H+ em solução, uma vez que eles são 
solvatados pelas moléculas de água, originando íons maiores como o H3O
+, o H5O2
+ etc.
Em condições padrão de temperatura e pressão (25 °C, 1 atm), a constante de ionização da água, ou 
seja, a constante de equilíbrio dos fenômenos direto (H2O → H+ + OH−) e inverso (H+ + OH− → H2O) é:
Kw = [H+] . [OH-] = 1,0 . 10-14 mol/L
Nessas condições, a água apresenta pH neutro pelo fato de a concentração de íons H+ ser igual à 
concentração de íons OH−, ou seja, [H+] = [OH−]. Assim:
[H+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L
Portanto o pH da água pura, nas condições citadas, é:
150
Unidade III
pH = - log(10-7)
pH = 7
A faixa de pH inclui valores de 1 a 14, sendo que valores inferiores a 7 indicam que a solução é ácida 
(pois [H+] > [OH−]) e valores superiores a 7 indicam que a solução é básica (pois [OH−] > [H+]).
Exemplo de aplicação
Imagine duas situações: uma solução A, que contém 10-10 mol/L de íons H+, e uma solução B, que 
apresenta concentração 10 milhões de vezes maior do mesmo íon, ou seja, 10−3 mol/L. Da dedução 
anterior, podemos concluir que o pH da solução A é 10 e o pH da solução B, com maior concentração de 
íons H+, é 3. Portanto, quanto maior a concentração de íons H+ na solução, menor seu pH.
Considerando a constante de ionização da água, pela qual o produto da concentração de íons H+ e 
OH− é 10−14 mol/L, temos que, quanto maior a concentração de íons H+ em solução, menor a concentração 
de íons OH−.
Para a solução A, temos que:
[H+] . [OH-] = 10-14
10-10 . [OH-] = 10-14
[OH-] = 10-4 mol/L
De maneira análoga ao pH, podemos calcular o valor negativo do logaritmo da concentração de 
íons OH− e dizer que o pOH da solução é 4. Portanto, quanto maior o pH de uma solução, menor o pOH 
e maior a concentração de íons OH− e, consequentemente, mais básica a solução. Seguindo o mesmo 
raciocínio, para a amostra B, o pOH é 11 e a solução, ácida.
A concentração de íons H+ e OH- influencia a maioria das reações químicas e dos fenômenos 
físico-químicos, daí a importância da mensuração desses íons em solução.
 Observação
A flebite é a inflamação do endotélio, camada celular que reveste 
internamente os vasos sanguíneos. A flebite química pode ser causada por 
extremos de pH decorrentes da administração de medicamentos por via 
endovenosa, uma vez que vários medicamentos apresentam pHs inferiores 
a 5,5 ou superiores a 8,0, em que já se observa dano do endotélio. Portanto, 
151
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
no desenvolvimento de novos medicamentos, as características de acidez 
ou basicidade dos princípios ativos e da formulação como um todo são 
consideradas na avaliação da viabilidade de se administrar o medicamento 
por via endovenosa.
8.2.2 Principais características das soluções ácidas e básicas
Conforme discutido anteriormente, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, ionizam, 
ou seja, liberam íons H+. Uma vez em solução, eles conduzem eletricidade e são capazes de mudar a cor 
de certas substâncias, denominadas indicadores de ácidos.
Os ácidos são muito usados na indústria de transformação. O ácido sulfúrico (H2SO4) é o mais 
utilizado para essa finalidade. Outros ácidos comuns no dia a dia e que também são muito usados na 
rotina laboratorial são o ácido acético (C2H4O2), o ácido clorídrico (HCl) etc.
De acordo com o grau de ionização (α) do ácido, eles podem ser classificados em ácidos 
fracos, ácidos moderados e ácidos fortes. De maneira simplificada, podemos dizer que, em um 
determinado momento:
• Nos ácidos fortes, a maioria das moléculas do ácido, quando em solução, se encontram ionizadas, 
liberando H+ (α > 50%). Exemplo: ácido clorídrico (HCl), α = 92%. Se o α = 92%, significa que 
92% das moléculas de HCl em solução ionizam, gerando íons H+. A cada 1 mol de HCl em solução, 
teremos, nas condições de equilíbrio, 0,92 mols de H+.
• Nos ácidos moderados, a proporção de íons H+ em solução é intermediária (5%classificadas, de acordo com o grau de dissociação α, 
em bases fortes e bases fracas.
• Nas bases fortes, o grau de dissociação é praticamente 100%. Exemplos: NaOH, KOH (hidróxido de 
potássio), Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio) etc.
• Nas bases fracas, o grau de dissociação é menor do que 5%. Exemplo: NH4OH.
 Lembrete
Dizemos que, em solução, os ácidos ionizam, liberando H+, e as bases 
dissociam, liberando OH-.
Podemos generalizar e dizer que os ácidos e as bases apresentam características químicas opostas.
• Em relação à solubilidade, a maioria dos ácidos é solúvel em água, enquanto a maioria das bases 
é insolúvel nesse solvente.
• Em relação à estrutura química, os ácidos são moleculares (os átomos que compõem a molécula 
do ácido são ligados entre si por ligações covalentes), enquanto as bases podem ser moleculares 
ou iônicas (os átomos encontram-se ligados entre si por ligações iônicas).
• Em relação à condutividade elétrica, ambos, ácidos e bases, conduzem corrente elétrica quando em 
solução aquosa; algumas bases também conduzem corrente elétrica quando fundidas.
• A reação entre um ácido e uma base é chamada de neutralização, pois os íons H+ do ácido reagem 
com os íons OH− da base, formando H2O. A reação de neutralização também forma um sal:
ácido + base → sal + água
Exemplo de aplicação
153
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Um exemplo de reação de neutralização é a que ocorre em nosso estômago quando tomamos um 
antiácido: o ácido clorídrico que compõe o suco gástrico reage com o antiácido, geralmente composto 
de Mg(OH)2 ou por Al(OH)3 (hidróxido de alumínio), gerando água e sal. Como consequência, o pH do 
estômago passa de ácido para neutro:
2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 +2H2O
Na reação, notamos que o ácido clorídrico do estômago reage com o hidróxido de magnésio 
(princípio ativo do “leite de magnésia”), originando cloreto de magnésio (MgCl2, um sal) e água. Como o 
HCl é consumido na reação, o pH do suco gástrico perde a acidez.
8.2.3 Soluções tampão
É muito comum o uso de soluções tampão durante os procedimentos laboratoriais. Soluções tampão 
são soluções aquosas nas quais a adição de ácidos ou bases causa pouca alteração no pH da solução. 
Quando um experimento precisa ser realizado em determinada faixa de pH, há a adição de substâncias 
ácidas e/ou básicas em certas etapas do experimento, o que poderia alterar a faixa de pH ideal; uma 
escolha é realizar o experimento em um tampão que mantenha o pH no valor desejado. Além disso, 
sistemas tampão são muito importantes em fluidos biológicos, afinal extremos de pH podem afetar a 
estabilidade das moléculas que compõem nosso organismo.
Um exemplo de solução tampão é a solução de fosfato monoácido (HPO2-
4 ) e fosfato diácido 
(HPO-
4 ) de pH 7,0: ao adicionarmos HCl ou NaOH a esse tampão, o pH tende a permanecer em 7,0. 
Se essas substâncias fossem adicionadas à água pura ou a uma solução não tamponada, o pH se tornaria 
ácido após a adição do HCl e básico após a adição do NaOH.
Exemplo de aplicação
O sangue é uma solução tamponada, o que garante que seu pH seja mantido entre 7,35 e 7,45. Esse 
pH, ligeiramente básico, é essencial para garantir a funcionalidade do sangue.
O principal sistema tampão do sangue baseia-se na dissociação do ácido carbônico, originado do 
dióxido de carbono (CO2), produto da respiração celular:
O CO2 se dissolve no sangue:
CO2 CO2 (aq)
Uma vez dissolvido, o CO2 gera o ácido carbônico (H2CO3), reação que é catalisada pela enzima 
anidrase carbônica:
CO2(aq) + H2O(l) H2CO2 (aq)
154
Unidade III
Uma vez em solução, o ácido carbônico ioniza, gerando H+ e íons bicarbonato (HCO-
3 ):
H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO-
3 (aq)
Como existem vários cátions em solução, incluindo os íons Na+, dissolvidos no sangue, estabelece-se 
um sistema tampão a partir da ligação desses íons ao bicarbonato:
H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO-
3 (aq)
NaHCO3 (aq) Na+ (aq) + HCO-
3 (aq)
Note que a fração dos íons HCO-
3 em equilíbrio com o Na+ constituem uma espécie de “reserva”: 
se a concentração de H+ no sangue aumentar por algum motivo, esses íons H+ se ligam aos íons HCO-
3 
presentes no sangue, originando H2CO3 não ionizado, o que faz com que o pH não varie (“consumindo” 
uma parte dos íons bicarbonato estaria em equilíbrio com os íons Na+, por exemplo). Se, por outro 
lado, a concentração de OH− no sangue aumentar, esses íons se combinam com o H+, provenientes da 
ionização do H2CO3, gerando água. Os íons bicarbonato excedentes entrarão em equilíbrio com o Na+ e 
com outros cátions, e o pH do meio é mantido.
8.2.4 Técnicas de determinação do pH
Existem várias técnicas que permitem a determinação do pH de uma amostra. Elas variam em 
precisão e exatidão e, por esse motivo, suas indicações de uso variam. Quando se deseja saber se uma 
solução é ácida ou básica apenas, um único indicador ácido-base é suficiente; quando se deseja saber 
o valor aproximado do pH da amostra, usa-se uma fita de pH, que nada mais é do que um conjunto de 
indicadores ácido-base que permitem se obter um valor mais próximo do real; se é necessário saber o 
valor de pH com o máximo de precisão e de exatidão possíveis, a aferição deve ser feita com o pHmetro. 
A seguir, vamos entender como funcionam essas três técnicas de determinação do pH.
8.2.4.1 Indicadores ácido-base
Os indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor de acordo com o pH da amostra. 
Em pH ácido, o indicador adquire uma coloração e em pH básico outra.
Geralmente, os indicadores ácidos-base são constituídos de um ácido fraco em equilíbrio com sua 
base conjugada, ou de uma base fraca em equilíbrio com seu ácido conjugado. Necessariamente, o ácido 
e a base que estão em equilíbrio apresentam cores diferentes e, portanto, a partir da cor da amostra, é 
possível saber para que lado o equilíbrio está deslocado. Um exemplo de equilíbrio químico que pode se 
estabelecer é o seguinte:
HA (aq) H+ + A− (aq)
Onde:
155
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
• HA: ácido fraco (cor A)
• A−: base conjugada (cor B)
Se um indicador ácido-base entra em contato com uma solução ácida ou básica, ocorre deslocamento 
do equilíbrio químico, por exemplo, ao entrar em contato com uma solução ácida, o excesso de íons H+ 
se liga à base conjugada A−, gerando HA, o ácido fraco. Nesse caso, o equilíbrio estará deslocado para 
a esquerda, e a solução adquire a cor A. Ao entrar em contato com uma solução básica, por outro lado, 
o excesso de OH− se liga ao H+ e, como consequência, o equilíbrio é deslocado para a direita (“sobra” 
menos H+ para se ligar ao A− e, portanto, a proporção da base conjugada aumenta). Por esse motivo, a 
solução adquire a cor B.
Exemplos de indicadores ácido-base são a fenolftaleína, que apresenta cor vermelha ou rosa em 
soluções básicas e incolor em soluções ácidas; o papel de tornassol, azul em meio básico e vermelho 
em meio ácido.
Note que é muito importante saber qual é o indicador ácido-base que se está utilizando. 
Uma solução avermelhada é ácida se o indicador usado foi a fenolftaleína e básica se o 
indicador usado foi o papel de tornassol.
Exemplo de aplicação
A fenolftaleína é um pó branco insolúvel em água, mas solúvel em etanol. É usada como 
indicador ácido-base, e sua faixa de viragem (mudança de incolor para rosado/avermelhado) ocorre 
no pH de 8,2 a 10,0. Outros usos da fenolftaleína incluem sua ação laxativa e como reagente na 
perícia criminal.
A fenolftaleína já foi utilizada como medicamento laxativo, pois é irritante para a mucosa do 
intestino, o que promove o peristaltismo. Atualmente, sua comercialização é proibida para esse fim.
O teste de Kastle-Meyer é um teste rápido utilizado na perícia criminal para identificar a presença 
de sangue seco. A técnica consiste na identificação da atividade de peroxidase na amostra, sugestiva da 
presença de sangue. As etapas do teste são as seguintes:
a) Esfrega-se um cotonete na superfície da amostra que se deseja testar.
b) Adiciona-se algumas gotas de etanol e,em seguida, de fenolftaleína ao cotonete.
c) Após a adição de fenolftaleína, adicionam-se algumas gotas de peróxido de hidrogênio (água 
oxigenada) ao cotonete.
A hemoglobina é a molécula responsável pelo transporte de gás O2. Ela é encontrada dentro 
156
Unidade III
das hemácias do sangue. O etanol (álcool comum) lisa (quebra) as membranas das hemácias, 
evidenciando a hemoglobina. A hemoglobina apresenta atividade de pseudoperoxidase, ou seja, 
é capaz de converter a água oxigenada (H2O2) em água (H2O) e gás oxigênio (O2). Na presença de 
fenolftaleína, a peroxidase também promove a oxidação do indicador, que adquire a cor rosada.
Portanto a cor rosada, após o teste de Kastle-Meyer, é indicativa da presença de sangue na amostra.
8.2.4.2 Fitas de pH
As fitas de pH são fitas de papel ou de material plástico que possuem pequenos quadrados 
impregnados de diferentes indicadores ácido-base secos. Cada indicador tem o ponto de viragem de 
cor em determinada faixa de pH e, portanto, a leitura das diferentes cores permite a dedução do pH 
aproximado da solução.
Ao mergulhar a fita de pH na amostra da qual se deseja definir o pH, os diferentes indicadores vão 
ou não apresentar mudança de cor. Essas mudanças precisam ser comparadas com uma escala de cores 
apresentada na embalagem das fitas, para que o pH seja determinado.
Os principais indicadores utilizados nas fitas de pH são:
• Violeta de metila: pH acima de 0,0 a 1,6, ocasiona mudança de amarelo para violeta.
• Azul de bromofenol: pH acima de 3,0 a 4,6, ocasiona mudança de amarelo para azul.
• Alaranjado de metila: pH acima de 3,1 a 4,4, ocasiona mudança de vermelho para amarelo.
• Azul de bromotimol: pH acima de 6,0 a 7,5, ocasiona mudança de amarelo para azul.
• Vermelho de metila: pH acima 4,4 a 6,2, ocasiona mudança de vermelho para amarelo.
• Vermelho de fenol: pH acima de 6,6 a 8,0, ocasiona mudança de amarelo para vermelho.
• Fenolftaleína: pH acima de 8,2 a 10,0, ocasiona mudança de incolor para rosado/avermelhado.
• Timolftaleína: pH acima de 9,4 a 10,6, ocasiona mudança de incolor para azul.
• Amarelo de alizarina: pH acima de 10,1 a 12,0, ocasiona mudança de amarelo para vermelho.
• Carmim de índigo: pH acima de 11,4 a 13,0, ocasiona mudança de azul para amarelo.
157
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
Figura 55 – Fita indicadora de pH
8.2.4.3 O pHmetro
O pHmetro é um aparelho que determina a atividade dos íons H+, ou seja, o pH, de soluções aquosas. 
Ele é utilizado em diferentes atividades laboratoriais, que incluem o controle de qualidade da água, de bebidas 
fermentadas, como a cerveja e o vinho, na determinação do pH de soluções de uso experimental etc.
A determinação do pH é possível pois o pHmetro mede a diferença de potencial elétrico, que é a 
diferença na proporção de cargas elétricas entre dois pontos, nesse caso, entre um eletrodo indicador, 
sensível aos íons H+ presentes na solução a ser testada, e um eletrodo de referência, no qual a concentração 
de íons H+ é conhecida. Existem modelos de pHmetro que apresentam apenas um eletrodo, o combinado, 
no qual dois eletrodos estão agrupados em um só.
 Lembrete
Diferença de potencial elétrico é a diferença na proporção de cargas 
elétricas entre dois pontos.
A diferença de potencial, ou voltagem, gerada entre os dois eletrodos é consequência da 
concentração de íons H+ na solução problema. Essa diferença de potencial é automaticamente 
convertida em um valor de pH, o que é possível pois o pHmetro foi calibrado com soluções de pH 
conhecido (usualmente 7,0 e 4,0). Portanto a correlação entre a concentração de íons H+ e a diferença 
de potencial é determinada previamente na calibração.
Os eletrodos são estruturas cilíndricas, usualmente feitas de vidro, com um bulbo contendo um sensor 
na base. O eletrodo indicador de vidro apresenta um bulbo de vidro seletivo para os íons H+. Ao imergir o 
eletrodo na solução, os íons H+ presentes na solução problema atingem o bulbo de vidro, o que cria um 
158
Unidade III
potencial eletroquímico ao longo da estrutura. Um amplificador de sinal detecta a diferença de potencial 
elétrico entre os dois eletrodos, e essa diferença de potencial é convertida em unidades de pH.
O eletrodo de referência é composto de um condutor metálico, como, por exemplo, a prata (cloreto 
de prata), que é imersa em uma solução eletrolítica, geralmente de cloreto de potássio (KCl). Esse eletrodo 
não é sensível ao pH da solução problema, mas entra em contato com ela por meio de uma membrana 
de material cerâmico. Quando os dois eletrodos são imersos na solução problema, um circuito elétrico é 
completado, no qual existe uma diferença de potencial criada pela solução e detectada pelo potenciômetro.
Figura 56 – Representação esquemática de um pHmetro
Algumas soluções de uso no laboratório precisam ter seu pH ajustado após o preparo. Para se ajustar 
o pH de uma solução, mergulha-se o eletrodo do pHmetro nela e, sob agitação (utiliza-se um agitador 
magnético), adiciona-se, por gotejamento, uma solução de ácido ou base fortes, como, por exemplo, 
o HCl e o NaOH, respectivamente. Assim, a alteração de pH é acompanhada em tempo real, e só será 
adicionada a quantidade necessária do ácido ou da base. É importante tomar cuidado para que o volume 
final da solução não seja ultrapassado.
 Resumo
Cromatografia, eletroforese, espectrofotometria e a aferição do pH 
são técnicas que auxiliam na caracterização da amostra experimental e na 
mensuração dos analitos que são, em última instância, o objetivo final de 
praticamente toda análise.
A cromatografia e a eletroforese são processos de separação de misturas 
utilizados para a obtenção de moléculas complexas. A primeira permite o 
isolamento de pigmentos de plantas, de fármacos e de substâncias tóxicas, por 
exemplo, que diferença a afinidade entre uma fase estacionária e uma fase 
móvel dos solutos que compõem uma solução complexa: a separação dos 
solutos (ou analitos) ocorre pelos mecanismos de adsorção, de partição, de 
159
BASES ANALÍTICAS DO LABORATÓRIO CLÍNICO
troca iônica ou de afinidade. A segunda é uma técnica utilizada para separar 
e isolar macromoléculas, como, por exemplo, o DNA, o RNA e as proteínas. 
Trata-se de um processo de separação de misturas que permite a separação 
de partículas em diâmetro coloidal com base na aplicação de uma carga 
elétrica sobre a amostra. Como consequência da aplicação da carga elétrica, 
as macromoléculas presentes na amostra migram do ânodo (polo negativo) 
para o cátodo (polo positivo) de uma cuba de eletroforese, o que permite a 
separação dessas macromoléculas por tamanho.
A espectrofotometria é uma técnica quantitativa amplamente utilizada 
no laboratório clínico, uma vez que permite o doseamento de diversos 
analitos de maneira rápida, acessível e com elevada sensibilidade e 
especificidade. É uma técnica que permite a determinação da concentração 
de um analito com base no padrão de absorção de ondas de luz.
Por sua vez, a determinação do pH de uma solução é importante em todas 
as etapas da rotina laboratorial, desde o preparo dos reagentes, que precisam 
ter pHs adequados, até a obtenção do resultado final. Por exemplo, muitos 
processos patológicos resultam na alteração do pH do meio, e a aferição do 
pH auxilia no diagnóstico dessas patologias.
 Exercícios
Questão 1. (Fumarc/Copasa 2018, adaptada) Em relação à cromatografia em fase líquida, fizeram-se 
as seguintes afirmações:
I. É um método de separação no qual os componentes que interagem mais fortemente com a fase 
móvel são retidos antes daqueles que são favorecidos pela fase estacionária.
II. Tem como princípio de funcionamento a diferença de afinidade de diferentes compostos de uma 
amostra complexa com a fase estacionária para separação desses compostos quando submetidos a um 
fluxo de fase móvel líquida.
III. O tempo de retenção é o tempo gasto por um componente desde a sua injeção até a sua detecção 
na saída do sistema.
São verdadeiras as afirmativas:A) I e II, apenas.
B) I e III, apenas.
C) I, II e III.
160
Unidade III
D) II e III, apenas.
E) I apenas.
Análise das afirmativas
Resposta correta: alternativa D.
I – Afirmativa incorreta.
Justificativa: cromatografia é uma técnica de separação de misturas e identificação de seus 
componentes. Essa separação depende da diferença entre o comportamento dos analitos entre a fase 
móvel e a fase estacionária.
II – Afirmativa correta.
Justificativa: a cromatografia é uma técnica quantitativa, tem por finalidade geral duas utilizações, 
a de identificação de substâncias e de separação-purificação de misturas, usando propriedades como 
solubilidade, tamanho e massa.
III – Afirmativa correta.
Justificativa: o tempo de retenção é o tempo gasto por um componente desde a sua injeção até a 
sua detecção na saída do sistema. O tempo de retenção engloba todo o tempo que um componente fica 
no sistema cromatográfico, seja diluído na fase móvel, seja retido na fase estacionária.
Questão 2. (Iades, 2014) No que se refere aos fundamentos da espectrofotometria, assinale a 
alternativa correta.
A) O método utilizado na espectrofotometria é o de medir a concentração de uma solução corada, 
baseado na reflexão do fluxo de luz que atravessa uma solução sob espessura constante.
B) Comprimento de onda é o número de oscilações produzidas pela onda em uma unidade de tempo, 
sendo dada em ciclos/seg, hertz, Fresnel etc.
C) Absorvância é a capacidade que as soluções apresentam de absorver a luz que sobre elas 
incide. A quantidade de luz absorvida por uma solução depende da concentração da substância 
absorvente presente na solução e da espessura da cubeta através da qual passa a luz.
D) Uma radiação que corresponde a uma determinada cor é chamada de radiação policromática.
E) Frequência é a distância entre as cristas de duas ondas subsequentes e em fase.
Resolução desta questão na plataforma.
161
FIGURAS E ILUSTRAÇÕES
Figura 1
LABORATORY-2815640_960_720.JPG. Disponível em: . Acesso em: 6 fev. 2019.
Figura 2
BEAKER-159176_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 6 fev. 2019.
Figura 3
CHEMISTRY-159179_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 6 fev. 2019.
Figura 4
VIAL-41375_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 6 fev. 2019.
Figura 5
CHEMISTRY-159183_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 6 fev. 2019.
Figura 6
FLASK-38116_960_720.PNG.PNG. Disponível em: . Acesso em: 6 fev. 2019.
Figura 7
VOLUMETRIC_FLASK.SVG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
Figura 8
GRADUATED_CYLINDER_LOW_FORM_250ML.SVG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
162
Figura 9
BURETTE_VERTICAL.SVG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
Figura 10
A) FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 1. p. 38.
Figura 10
B) FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 1. p. 38.
Figura 11
PIPETTE-147983_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
Figura 12
A) FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 1. p. 39.
Figura 12
B) FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 1. p. 39.
Figura 12
C) FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 1. p. 39.
Figura 12
D) FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 1. p. 39.
Figura 13
BALANCE_METTLER_AJ100.JPG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
Figura 14
MAGNETIC_STIRRER.JPG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
163
Figura 15
PERIODIC-SYSTEM-1059755_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
Figura 16
WATER-2876275_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
Figura 17
ARCHIMEDES-PRINCIPLE.SVG. Disponível em: . Acesso em: 7 fev. 2019.
Figura 18
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 1. p. 17.
Figura 19
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 2. p. 67.
Figura 20
A) USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 38.
Figura 20
B) USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 38.
Figura 21
A) USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 39.
Figura 21
B) USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 39.
Figura 22
WASSER.PNG. Disponível em: . 
Acesso em: 8 fev. 2019.
164
Figura 23
3D_MODEL_HYDROGEN_BONDS_IN_WATER.SVG. Disponível em: . Acesso em: 8 fev. 2019. Adaptada.
Figura 24
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 2 p. 5.
Figura 25
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 2. p. 6.
Figura 26
MICELLES-35724_960_720.PNG. Disponível em: . Acesso em: 11 fev. 2019. Adaptada.
Figura 27
FOREST-56930_960_720.JPG. Disponível em: . Acesso em: 11 fev. 2019.
Figura 28
URINE_TROUBLE_-_BU_SANG_NITRITE_LEUCOCYTE.JPG. Disponível em: . Acesso em: 11 fev. 2019.
Figura 29
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 302.
Figura 30
DEKANTACJA_SCHEMAT.SVG. Disponível em: . Acesso em: 12 fev. 2019.
Figura 31
SEPARATORY_FUNNEL-DIAGRAMS.SVG. Disponível em: . Acesso em: 12 fev. 2019.
165
Figura 32
TABLETOP_CENTRIFUGE.JPG. Disponível em: . Acesso em: 12 fev. 2019.
Figura 33
COLD_FILTRATION_%28WITH_STIRRING_ROD%29.JPG. Disponível em: . Acesso em: 12 fev. 2019.
Figura 34
CNX_CHEM_04_05_FILTER.JPG. Disponível em: . Acesso em: 12 fev. 2019.
Figura 35
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 45.
Figura 36
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 45.
Figura 37
A) PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2003. v. 2. p. 279.
Figura 37
B) PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2003. v. 2. p. 279.
Figura 38
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 2. p. 9.
Figura 39
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 2. p. 8.
Figura 40
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 2. p. 8.
166
Figura 41
VERD%C3%BCNNUNGSREIHE_MIT_AUSPLATTIEREN.SVG.Disponível em: . Acesso em: 14 fev. 
2019. Adaptada.
Figura 42
FELTRE, R. Química. São Paulo: Moderna, 2004. v. 2. p. 60.
Figura 43
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 300.
Figura 44
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002. p. 307.
Figura 45
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GEL_ELECTROPHORESIS_APPARATUS.JPG. Disponível em: . Acesso em: 26 fev. 2019.
Figura 52
UNSPECIFIC_PCR.JPG. Disponível em: . Acesso em: 26 fev. 2019.
Figura 53
CHLOROPHYLL_ABSORPTION_SPECTRUM.SVG. Disponível em: . Acesso em: 26 fev. 2019.
Figura 54
COMPONENTES_DE_UN_ESPECTOFOTOMETRO.JPG. Disponível em: . Acesso em: 26 fev. 2019. Adaptada.
Figura 55
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Figura 56
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Site
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Exercícios
Unidade I – Questão 1: CORPO AUXILIAR DE PRAÇAS – MARINHA DO BRASIL. Processo seletivo de 
admissão ao curso de formação para ingresso no corpo auxiliar de praças da Marinha/PS-Cap/2011: 
Técnicas em laboratório. Questão 2.
Unidade I – Questão 2: UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO (UFES). Processo seletivo para 
Técnico em Laboratório – Análises Clínicas – UFES (2018): Controle de Qualidade em Laboratório 
Clínico. Questão 40.
Unidade III – Questão 1: FUNDAÇÃO MARIANA RESENDE COSTA (FUMARC). Processo seletivo da 
Companhia de Saneamento de Minas Gerais – Analista de Saneamento –Químico – Copasa (2018): 
Química. Questão 19. Disponível em: . Acesso em: 7 mar. 2019.
Unidade III – Questão 2: EMPRESA BRASILEIRA DE SERVIÇOS HOSPITALARES (EBSERH). Processo 
seletivo do Instituto Americano de Desenvolvimento – Biomédico – Iades (2014): Química. Questão 49. 
170
171
172
Informações:
www.sepi.unip.br ou 0800 010 9000