Manual de Laboratório de BioQuímica 17 18

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Escola Superior de Saúde 
 
 
 
 
40114 – BIOQUÍMICA E BIOFÍSICA 
 
 
Aulas Práticas de Bioquímica 
 
 
MANUAL DE LABORATÓRIO 
 
 
 
Licenciatura em Enfermagem 
 
 
 
 
 
 
 
1º SEMESTRE 
 
2017/2018 
 
Docentes 
Graça Rocha (grrocha@ua.pt) 
Mário Simões (msimoes@ua.pt) 
 
Calendarização 
DATA Sumário 
25 e 29 de 
Setembro 
Apresentação do módulo de Bioquímica (aulas práticas). 
Regras de segurança no Laboratório de Química. 
Breve análise dos trabalhos práticos. 
O caderno de laboratório. 
Avaliação das aulas práticas. 
Formação de grupos. 
02 Out. e 06 Out. Trabalho 1. Preparação de soluções por dissolução e por diluição 
09 Out. e 13 Out. Trabalho 2. Determinação de Vitamina C num comprimido comercial 
16 Out. e 20 Out. Discussão de resultados 
23 Out. e 27 Out. Trabalho 3. Propriedades químicas de alguns hidratos de carbono 
30 Out. e 03 Nov. Trabalho 4. Diálise de uma mistura de amido e de glucose 
06 Nov. e 10 Nov. Trabalho 5. Aminoácidos: propriedades químicas 
13 Nov. e 17 Nov. 
Discussão de resultados. 
Preparação para o teste escrito sobre a componente prática. 
20 Nov. Teste escrito sobre os trabalhos práticos 
 
MÉTODOS DE ENSINO APRENDIZAGEM 
Aulas práticas 
Os trabalhos práticos são realizados em grupos de 2 estudantes. 
Cada trabalho prático é planeado e executado pelos estudantes durante o tempo estabelecido para 
o efeito (2 horas). 
 
Manual de laboratório 
Cada estudante deverá munir-se do Manual de Laboratório “Aulas práticas de Bioquímica – 
2017/2018”, disponível na plataforma de e-learning da UA, onde são apresentados os trabalhos 
práticos. 
 
 2 
Caderno de laboratório 
Nas aulas práticas, cada estudante deverá ter um caderno de laboratório (CL). 
O CL serve para organizar/estruturar o plano de cada trabalho prático. 
O CL deverá ser ainda o caderno onde regista todas as suas observações e resultados no decurso 
da realização de cada trabalho prático. 
 
Avaliação 
A avaliação das aulas práticas é do tipo contínuo e inclui diversos momentos de avaliação: 
(A) Assiduidade, pontualidade, desempenho, participação e preparação da aula e registos 
efetuados; 
(B) Teste escrito sobre os trabalhos práticos a realizar no dia 20 de Novembro de 2017. 
 
A nota das aulas práticas é calculada da seguinte forma: 
Nota da prática = (A x 0,60) + (B x 0,40) 
 
As respostas aos questionários, entregues no final de cada aula, serão classificadas na escala de 
0-20 valores. 
 
De acordo com o Regulamento de Estudos da Universidade de Aveiro os estudantes dos cursos 
de licenciatura têm que assistir a pelo menos 80% das aulas da componente prática. 
 
Notas 
1- A aprovação à UC exige uma nota mínima de 9,5 valores na componente prática (que 
normalmente se guarda para o ano letivo seguinte, em caso de reprovação à UC). 
2- A primeira aula, de apresentação e de formação de grupos, ocorrerá de acordo com a seguinte 
distribuição: 
- As turmas C e Z terão aula de apresentação às 09:30 horas no dia 25 de Setembro; 
- As turmas D e Y terão aula de apresentação às 11:00 horas no dia 25 de Setembro; 
- As turmas A e B terão aula de apresentação às 15:00 horas no dia 25 de Setembro; 
 
3- As aulas práticas da componente Bioquímica decorrem nos Laboratórios do Complexo 
pedagógico, científico e tecnológico: Laboratórios 23.3.25; 23.3.26. 
 
 
 
 
 3 
REGRAS GERAIS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
Conduta geral 
Não deve correr nem brincar no laboratório. 
No caso de ocorrer um acidente é fundamental que mantenha a calma e saiba qual a primeira 
atitude a tomar. 
Uma vez tomadas as primeiras medidas de segurança (descritas ao longo deste texto), informe 
imediatamente o docente do ocorrido. 
 
Higiene laboratorial 
Não é permitido comer, beber ou fumar no laboratório. 
Deve lavar as mãos frequentemente sempre que trabalhe com produtos químicos e, em 
particular, se derramar algum produto sobre a pele. 
 
Proteção corporal 
É obrigatório o uso de bata e óculos de segurança no laboratório. 
Deve usar luvas de proteção e utilizar o nicho sempre que manipular substâncias 
potencialmente perigosas
1
. 
 
Prevenção contra incêndios 
Tenha particular atenção ao manuseamento de substâncias inflamáveis. Nunca aqueça 
solventes inflamáveis em placas de aquecimento; use sempre banho de água para esse fim
2
. 
Conheça a localização e modo de funcionamento do extintor do laboratório. Não se esqueça 
que, em caso de incêndio, deve dirigir o jacto do extintor para a base das chamas. 
Conheça a localização da manta que serve para extinguir incêndios no vestuário. 
 
Comportamento em caso de alarme de incêndio 
O sistema de deteção e alarme de incêndios é acionado automaticamente através dos sensores 
distribuídos pelo edifício. Quando o alarme for acionado proceda do seguinte modo: 
 
1
 Consulte sempre os rótulos dos frascos; em caso de dúvida, coloque a questão ao docente. 
2
 Trata-se apenas de uma regra geral. No entanto, há que ter em atenção que determinados reagentes inflamam (ou 
explodem) em contacto com a água, com outros reagentes específicos ou mesmo com o ar, pelo que é fundamental a 
leitura atenta do rótulo de um produto desconhecido. 
 4 
i) Desligue todos os aparelhos elétricos e coloque em segurança todo o material que estiver a 
utilizar. Estas tarefas devem ser efetuadas o mais rapidamente possível mas sem pânico, de 
modo a não causar mais acidentes. 
ii) Dirija-se rapidamente, mas sem atropelos nem pânico, para a porta de saída do Edifício e 
aguarde no exterior. Só deve entrar de novo no Edifício quando para tal seja autorizado. 
 
Note bem: 
i) A observação destas regras é absolutamente obrigatória. 
ii) Esporadicamente são executados treinos para testar os sistemas de emergência. Mesmo nestas 
alturas, todas as normas acima referidas devem ser observadas como se duma situação real 
se tratasse! 
 
Tratamento em caso de acidente 
Cortes: deve lavar imediatamente com água e desinfetar o ferimento. Tenha cuidado para que 
nenhum pedaço de vidro ou qualquer corpo estranho fique no ferimento. 
Queimaduras (calor, ácidos ou bases): lave abundantemente a área atingida com água e 
notifique o docente. 
 
Conservação do laboratório e do material 
Deve manter limpas e livres de qualquer obstáculo as zonas de circulação do seu laboratório. 
Deve manter a bancada limpa. 
O material de vidro que utilizar deve ser convenientemente lavado e arrumado no fim do 
trabalho. 
Os frascos de reagentes e solventes, uma vez usados, devem ser tapados e postos no seu lugar. 
Os aparelhos devem ser utilizados e protegidos respeitando as instruções de operação. 
Sempre que danificar algum tipo de material informe imediatamente o docente, para que o 
mesmo possa ser substituído ou reparado. 
 
Simbologia usada na rotulagem de produtos químicos 
A utilização de produtos químicos deve ser efetuada com cuidado e com conhecimento dos 
riscos associados a cada produto. Os rótulos dos reagentes apresentam um ou mais símbolos que 
dão uma indicação sobre os perigos específicos desse produto. Para que os produtos sejam 
utilizados com o devido cuidado, é indispensável conhecer o significado de cada símbolo. 
 5 
Apresentam-se aqui os símbolos mais vulgares: 
 
 
 
 
 EXPLOSIVO INFLAMÁVEL OXIDANTE 
 
 
 
 TÓXICO IRRITANTE CORROSIVOPOLUENTE 
 
Bibliografia 
Guia de Segurança, Pedro Domingues, Mário Simões, Departamento de Química, Universidade 
de Aveiro 
http://www.ilpi.com/msds/index.htm 
http://www.sigma-aldrich.com/msds 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
REGRAS PARA APRESENTAÇÃO E TRATAMENTO DE RESULTADOS EXPERIMENTAIS 
 
1.1 Algarismos significativos 
A escolha do número de algarismos expressos num resultado tem de ser feita com muito 
cuidado. Suponha que pesou uma substância numa balança em que a menor divisão da escala é 
0,0001 g. Deve indicar a massa da substância como, por exemplo: 2,4093±0,0001 g. Se utilizou 
uma balança em que a menor divisão da escala é 0,1 g a massa da substância tem de ser indicada 
como, por exemplo, 2,4±0,1 g, ou seja, as quantidades determinadas experimentalmente devem ser 
sempre indicadas de modo a que apenas o último digito seja incerto. 
Algarismos significativos - número total de algarismos incluindo o primeiro algarismo incerto e 
excluindo os zeros à esquerda do primeiro dígito diferente de zero (Tabela 1.1). 
Tabela 1.1 
Valor Notação 
científica 
Algarismos 
significativos 
12,302 1,2302×101 5 
0,020 2,0×10-2 2 
200 2,00×102 3 
 2,0×102 2 
 2×102 1 
 
No caso dos zeros situados à direita podem surgir ambiguidades como, por exemplo, quando se 
afirma que a massa de um corpo é de 200 g. Existem três interpretações possíveis para esta 
afirmação: (a) a massa do corpo situa-se entre 100 e 300 g, (b) a massa do corpo situa-se entre 190 
e 210 g, (c) a massa do corpo situa-se entre 199 e 201 g. Como se pode ver na Tabela 1.1 se 
expressarmos essa massa em notação científica essa ambiguidade desaparece. 
 
1.1.1 Cálculos com algarismos significativos 
É frequentemente necessário efetuar cálculos numéricos com resultados experimentais, para o 
que é fundamental saber decidir com quantos algarismos significativos se deve apresentar o valor 
calculado para não escrevermos que a massa volúmica de uma substância é de 2,19298 g cm-3, 
utilizando como dado experimental um volume de 1,14 cm3 e uma massa de 2,5 g. Neste caso o 
valor deveria ser apresentado com dois algarismos significativos: 2,2 g cm-3. 
Adição e subtração - O número de casas decimais do resultado deve ser igual ao menor número 
de casas decimais das parcelas. Por ex. na adição 20,4+1,322+83=104,722, o resultado final deverá 
ser apresentado como 105. 
7 
Multiplicação e divisão - O número de algarismos significativos do resultado deve ser igual ao 
menor número de algarismos significativos de cada uma das parcelas. Por ex. 
 
deverá ser apresentado como 2,2. De igual modo, o resultado de 2,5 x 1,13 = 2,825 deverá ser 
apresentado como 2,8. 
 
1.1.2 -Arredondamentos 
Quando se torna necessário arredondar um resultado devem seguir-se as seguintes regras: 
 a. Se o primeiro algarismo a ser eliminado for igual ou superior a 5 aumenta-se uma 
unidade ao algarismo que o precede (1,378 ficará 1,4) 
 b. Se o primeiro algarismo a ser eliminado for inferior a 5 mantém-se o algarismo que o 
precede (1,348 ficará 1,3) 
 
1.2 - Medições e Erros 
Os erros que podem afetar um resultado experimental são essencialmente de dois tipos: 
Erros sistemáticos ou determinados – Fazem com que as medidas feitas estejam 
consistentemente acima ou abaixo do valor real e são principalmente devidos a erros instrumentais 
(aparelho mal calibrado), utilização de reagentes impuros, utilização de material de vidro mal 
aferido, perda de amostra durante a análise, etc. 
Estes erros podem ser eliminados fazendo uma utilização correta do material e equipamento. 
Erros aleatórios, indeterminados ou acidentais - São variáveis em grandeza e sinal e são 
essencialmente devidos ao operador (por ex.: utilização incorreta de material de vidro e 
equipamento). Estes erros podem também ter a sua origem em condições ambientais variáveis ao 
longo das experiências, como variações de humidade, pressão e temperatura, crises sísmicas, caso 
os resultados experimentais sejam sensíveis às variações de algum destes parâmetros. 
Estes erros não são passíveis de ser eliminados. Contudo, poderão ser atenuados. Tendem a 
diminuir à medida que o número de determinações aumenta ou que o operador se torna mais 
experiente. 
 
1.3 -Precisão e exatidão 
Os resultados experimentais estão sempre sujeitos a erros e para decidirmos se um determinado 
resultado final merece ou não confiança temos de considerar a sua precisão e exatidão. 
Precisão - é uma medida da proximidade entre os resultados de diferentes medidas 
experimentais de uma mesma quantidade. 
8 
19298,2
1,14
2,5
=
Exatidão - é uma medida da proximidade entre o resultado experimental e o valor correto (ou 
mais provável) dessa quantidade. 
Estes dois conceitos estão ilustrados nas Tabelas 1.2 e 1.3 em que se apresentam, 
respetivamente, os resultados obtidos por quatro operadores diferentes na determinação da 
densidade de um pedaço de vidro (valor correto 2600 kg m-3), e a precisão e exatidão dos 
resultados. 
 
Tabela 1.2 
Operador Ensaio 1 Ensaio 2 Ensaio 3 Média ± Desvio Padrão 
1 2580 2590 2600 2590±10 
2 2440 2460 2450 2450±10 
3 2610 2760 2460 2610±150 
4 2880 2620 2750 2750±130 
 
Tabela 1.3 
 Exato Não exato 
Preciso Operador 1 Operador 2 
 2590±10 2450±10 
Impreciso Operador 3 Operador 4 
 2610±150 2750±130 
 
1.3.1 - Avaliação da exatidão: Erro absoluto e erro relativo 
Quando se conhece o valor verdadeiro de uma grandeza é possível avaliar a exatidão do 
resultado através do erro absoluto e do erro relativo. 
Erro absoluto - diferença entre o valor verdadeiro e o valor encontrado. 
O erro absoluto tem pouco interesse e por isso o que se utiliza mais frequentemente para avaliar 
a exatidão de um resultado é o erro relativo. 
Erro relativo - quociente entre o erro absoluto e o valor verdadeiro, expresso frequentemente 
em percentagem. É muito usado na prática e está sobretudo ligado à medida da exatidão de 
determinado resultado. 
Er= ||||xi-µ|||| /µ *100 
 
1.3.2 - Avaliação da precisão: desvio médio e desvio padrão 
Suponha que efetuou um número n de medidas de uma mesma grandeza e obteve os resultados 
x1, x2, x3, ... 
9 
 
x=
xii=1
n
n
∑
d m = ∑ −
=
1
1n
x xi
i
n
S
x x
n
i
i
n
=
−∑
−
=
( )2
1
1
 A média aritmética é definida como 
 
 
 O desvio médio é definido como 
 
 
 
 O desvio padrão é definido como 
 
O desvio padrão fornece indicações sobre a precisão de um conjunto de medidas. Um valor 
pequeno indica que as medidas estão mais concentradas em torno do valor mais provável enquanto 
um valor elevado indica uma dispersão grande nos resultados. 
 
1.4 - Grandezas e Unidades 
O "Sistema Internacional de Unidades (SI)" é um sistema constituído por três classes de 
unidades: Unidades de base, Unidades suplementares e Unidades derivadas. 
As unidades de base são independentes do ponto de vista dimensional e estão indicadas na Tabela 
1.4. 
 
Unidades suplementares - constituem uma classe contendo duas unidades - radiano - unidade 
de ângulo plano e - esterradiano - unidade de ângulo sólido. 
 
Unidades derivadas - obtêm-se a partir das unidades de base e/ou das unidades suplementares, 
por meio de expressões algébricas que utilizam os símbolos matemáticos de multiplicação e de 
divisão (por ex. metro cúbico como unidade da grandeza Volume). 
 
Tabela 1.4 
Grandeza Unidade Símbolo 
Comprimento metro m 
Massa quilograma kg 
Tempo segundo s 
Corrente eléctrica ampere A 
Temperatura kelvin K 
Quantidade de matéria mole mol 
Intensidade luminosa candela cd 
 
10 
À exceção do quilograma, em que aunidade passa a ser o grama, os nomes e símbolos dos 
múltiplos e submúltiplos decimais das unidades SI obtêm-se por meio dos prefixos seguintes 
(Tabela 1.5): 
 
Tabela 1.5 
Múltiplos Submúltiplos 
Prefixo Símbolo Valor Prefixo Símbolo Valor 
exa E 1018 deci d 10-1 
peta P 1015 centi c 10-2 
tera T 1012 mili m 10-3 
giga G 109 micro µ 10-6 
mega M 106 nano n 10-9 
quilo k 103 pico p 10-12 
hecto h 102 fento f 10-15 
deca da 101 ato a 10-18 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
1. Preparação de soluções por dissolução e por diluição 
 
Objetivos 
Ilustrar o manuseamento de material de laboratório. 
Ilustrar a preparação de soluções. 
 
Introdução 
Uma solução é uma mistura homogénea de dois ou mais componentes, o facto de ser 
homogénea significa que a sua composição é a mesma em toda a amostra. Chama-se solvente ao 
componente predominante na mistura, e solutos aos componentes existentes em menor quantidade. 
Concentração de uma solução é a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de 
solução. A concentração pode exprimir-se em várias unidades, sendo as mais comuns: 
 
 
 
 
 
 
Em geral, para preparar uma solução de concentração conhecida, dissolve-se uma quantidade 
pré-determinada de soluto num volume rigoroso de solvente. Se o soluto for um padrão primário e 
as medições de massa e volume forem rigorosas, a concentração da solução será rigorosamente 
conhecida. 
Podemos preparar soluções diluídas por diluição de soluções mais concentradas. Neste caso, 
para obter uma solução de concentração C2 é necessário pipetar um volume V1 da solução mais 
concentrada (de concentração C1) para um balão de volume V2, e completa-se o volume deste até 
ao traço com o solvente. 
Neste trabalho, pretende-se preparar uma solução de cloreto de sódio (NaCl) por pesagem e 
dissolução, e soluções menos concentradas por diluição desta. 
 
Observações: 
1- A quantidade de soluto a ser pesada deve ser calculada de acordo com a concentração pretendida. 
2- Verter para um recipiente pequeno e limpo (copo), uma quantidade suficiente de composto. Será desse 
copo que serão retiradas as quantidades necessárias. NOTA: Não deve introduzir qualquer espátula ou 
similar dentro do frasco original que contém o composto. 
12 
3-mol.dm ou mol/L 
solução de volume
soluto de moles
 Molaridade =
100%
solvente de Massasoluto do Massa
soluto de Massa
soluto do massa em mPercentage ×
+
=
 
3- O NaCl e o cloreto de potássio (KCl) são padrões primários. Devem ser previamente secos na estufa, 
para remover quaisquer moléculas de água de hidratação. 
4- Para pesar quantidades rigorosas deve usar-se uma balança analítica de precisão ± 0,0001 g. (Nota: para 
pesagens menos rigorosas pode usar-se uma balança técnica de precisão ±0,01 g). 
 
Transferência quantitativa 
Transferência quantitativa, significa que todo o material que é transferido de 
um lugar para outro tem que seguir um percurso. Por exemplo, 
todas as partículas de um sólido têm que ser transferidas do 
papel de pesagem (ou do vidro de relógio) para um copo de 
precipitação. Esta operação tem que ser realizada com cuidado para transferir 
completamente o sólido para o copo de precipitação. Finalmente, o papel (ou o 
vidro de relógio) deverá ser lavado para o copo de precipitação, para remover todos os vestígios do 
sólido. 
Se está a transferir uma solução ou mistura heterogénea para outro recipiente, 
lave o mesmo com o solvente para ter a certeza que a transferência é 
quantitativa. As lavagens deverão ser transferidas para o segundo recipiente 
juntamente com o resto da mistura ou solução. 
Um balão volumétrico é usado para preparar uma solução de volume fixo. Para preparar uma 
solução, primeiro dissolva o material sólido completamente, numa quantidade de água menor que a 
requerida para completar o balão volumétrico até à marca indicadora. 
 
Preparação de soluções rigorosas por dissolução 
1- Pesar rigorosamente numa balança analítica a massa de soluto. Usar um copo (ou vidro de 
relógio) e uma espátula, bem limpos e secos. 
2- Adicionar água destilada. Dissolver bem o soluto. Aquecer se necessário. 
 
13 
 
3- Transferir a solução para um balão volumétrico de capacidade igual ao volume de solução 
pretendido. Lavar o copo (3 vezes) com pequenas porções de água destilada e deitar o líquido de 
lavagem para o balão volumétrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
4- Lavar o funil e retirá-lo. Rolhar o balão e agitá-lo para homogeneizar a solução. Completar o 
volume com água destilada até ao traço de referência do balão. 
 
 
 
 
 
 
5- Se a solução preparada não for para utilizar de imediato, enxaguar, com um pouco da solução, 
um frasco bem lavado, e transferir a solução. Rolhar e rotular o frasco. 
 
 
 
 
 
 
 
Preparação de soluções rigorosas por diluição 
1- Adicionar um pouco de água destilada a um balão volumétrico de capacidade igual ao volume 
de solução pretendido. 
2- Transferir um pouco da solução a diluir para um copo bem limpo e seco (A). Aspirar um pouco 
de solução para a pipeta e enxaguá-la, desprezando o líquido de lavagem (B). 
14 
 
3- Pipetar o volume de solução pretendida (C) e transferir quantitativamente para o balão 
volumétrico (D). 
 
 
 
 
 
 
 
4- Adicionar mais solvente quase até ao traço e agitar o balão para homogeneizar. 
 
 
 
 
 
 
5- Completar o volume com água destilada até ao traço de referência do balão. 
 
 
 
 
 
 
6- Se a solução preparada não for para utilizar de imediato, enxaguar, com um pouco da solução, 
um frasco bem lavado, e transferir a solução. Rolhar e rotular o frasco. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
Material disponível 
Copo de 100 mL Funil 
Vareta Esguicho com água destilada 
Balão volumétrico de 250 mL NaCl 
Espátula Balança 
 
Procedimento experimental para preparar uma solução de cloreto de sódio 
1- Num copo de 100 mL pese rigorosamente a quantidade de cloreto de sódio (NaCl) necessária 
para preparar 250 mL de uma solução aquosa 0,25 mol.dm-3. 
2- Com a ajuda de uma vareta de vidro, dissolva todo o NaCl usando a menor quantidade de água 
destilada possível. 
3- Quando todo o sólido estiver dissolvido, transfira o líquido para um balão volumétrico de 250 
mL. Lave cuidadosamente o copo várias vezes com água destilada, transferindo as águas de 
lavagem para o balão volumétrico, de modo a transferir quantitativamente todo o NaCl. Tenha o 
cuidado de não deixar o nível do líquido ultrapassar o traço de referência do balão volumétrico. 
4- Rolhe o balão e agite para homogeneizar a solução. 
5- Adicione cuidadosamente água destilada com o esguicho, até ajustar exatamente o nível de 
líquido à marca do balão. Tenha atenção para não cometer erros de paralaxe. 
6- Homogeneize novamente a solução. 
7- Identifique o balão. 
 
Procedimento experimental para preparação de soluções diluídas 
Por diluição da solução anterior, prepare 2 soluções de concentração à sua escolha entre as 
seguintes: 
~ 2x10-3 mol.dm-3; ~ 2x10-2 mol.dm-3; ~ 5x10-2 mol.dm-3; ~ 0,1 mol.dm-3 
Calcule os volumes corretos para cada diluição, sabendo que existem no laboratório pipetas 
volumétricas de: 1, 2, 3, 5, 10, 20 e 25 mL; e balões volumétricos de: 10, 20, 25, 50, 100, 200, 250 
e 500 mL. 
 
REGISTE AS OBSERVAÇÕES E OS DADOS NO SEU CADERNODE LABORATÓRIO 
 
No final da aula deve responder às seguintes questões 
− Apresente todos os cálculos efetuados para preparar a solução inicial e as soluções diluídas. 
Tenha atenção aos algarismos significativos. 
− Apresente ainda uma lista do material que utilizou para preparar apenas as soluções diluídas. 
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2. Determinação de Vitamina C num comprimido comercial 
Objetivos 
Determinar a quantidade de Vitamina C num comprimido comercial recorrendo às suas 
propriedades redutoras. 
Ilustrar a química de oxidação-redução (redox). 
 
Introdução 
A Vitamina C é um nutriente essencial porque não pode ser sintetizada pelo nosso organismo, 
tendo que ser fornecida por ingestão de alimentos ou medicamentos. Ela participa em quase todas 
as reações químicas que ocorrem no nosso organismo, sendo imprescindível em muitas delas. 
Vitamina C é o nome vulgar atribuído ao ácido ascórbico, uma substância que tem como 
propriedade característica o seu poder redutor. Este ácido consegue reduzir o ião férrico, Fe (III), 
ao ião ferroso, Fe (II), e o iodo, I2, a iodeto I¯ . 
A solução de iodato de potássio, KIO3, de concentração conhecida, é adicionada a partir de 
uma bureta, à solução acidificada de Vitamina C contendo iodeto. 
O iodo é formado pela reação do iodato com iodeto: 
IO3¯ (aq) + 5 I¯ (aq) + 6 H+ (aq) ���� 3 H2O (l) + 3 I2 (aq) 
Em seguida, o iodo formado reage com o ácido ascórbico (Vitamina C), formando I¯ , uma 
espécie incolor. 
 
Quando todo o ácido ascórbico tiver reagido, o iodo em excesso permanece em solução, 
conferindo-lhe uma coloração acastanhada. Para aumentar a intensidade da cor, adiciona-se 
solução de amido, que forma com o I2 um composto de cor azul escura muito intensa. 
 
Soluções e material disponível 
Comprimido de Vitamina C Proveta de 50 mL 
Balão volumétrico de 500 mL 2 Copos de 100 mL 
2 Erlenmeyers de 250 mL Solução de amido a 0,5% 
Solução aquosa de HCl 1M Solução aquosa de KIO3 0,010M 
Solução aquosa de KI 1,7x10-2M 
Pipeta volumétrica de 25 mL e pipetas de Pasteur (de plástico) 
 Bureta e funil 
 Esguicho com água destilada 
17 
Procedimento experimental 
SEGURANÇA 
— Usar sempre os óculos de proteção. 
— A solução de HCl é corrosiva!!! Manusear com cuidado! 
— Ao encher a bureta, não despejar o líquido a um nível acima do nível dos olhos: retirar a 
bureta do suporte para a encher! 
 
1- Deite o comprimido de vitamina C num copo de 100 mL. 
2- Adicione cerca de 50 mL de água e agite até dissolver. 
3- Transfira para um balão volumétrico de 500 mL. Procure obter uma transferência quantitativa, 
lavando várias vezes o copo com água destilada. 
4- Complete o volume do balão volumétrico com água destilada. 
Preparação da bureta: verifique se a torneira está a funcionar devidamente, lavando a bureta com 
água destilada e passando com um pouco da solução de KIO3 que vai ser usada. 
5- Encha a bureta com a ajuda de um copo e de um funil. Coloque-a no suporte, certifique-se que 
não há bolhas de ar e despeje algum líquido de modo a que o nível se situe dentro da escala. 
6- Registe o valor da leitura inicial. 
7- Meça rigorosamente 50,00 mL da solução de Vitamina C para um balão erlenmeyer de 250 
mL. 
8- Adicione ao erlenmeyer 1 mL de solução de KI 1,7x10-2 M, 1 mL de HCl 1 M e 1 mL de 
solução de amido 0,5% (ambos medidos com pipetas de Pasteur de plástico). 
9- Titule com a solução fornecida de KIO3 0,0100 M até ao aparecimento de uma cor azul 
persistente, indicativa do ponto termo da titulação. Registe o valor da leitura final do líquido. 
10- Repita a titulação para obter maior rigor dos valores experimentais. 
 
REGISTE AS OBSERVAÇÕES E OS DADOS NO SEU CADERNO DE LABORATÓRIO. 
 
No final da aula deve responder às seguintes questões 
− Determine a quantidade de Vitamina C presente no comprimido com base nos resultados obtidos 
nos ensaios efetuados. 
− Compare esse valor com o valor que esperava obter. 
− Determine a concentração da solução de Vitamina C preparada. 
 
 
18 
3. Propriedades químicas de alguns hidratos de carbono 
 
 
 
 
 
 
Objetivos 
Estudar o carácter redutor do monossacarídeo frutose. 
Estudar o carácter não-redutor e a hidrólise do dissacarídeo sacarose. 
 
Introdução 
Os hidratos de carbono são os compostos orgânicos mais abundantes nas plantas. Eles 
desempenham papéis vitais nos sistemas biológicos, nomeadamente como fontes de energia 
(glucose, amido, glicogénio, etc.), como componentes da estrutura de suporte das plantas (celulose) 
e das paredes celulares das bactérias e ainda como componentes essenciais dos ácidos nucleicos 
(D-ribose e 2-desoxi-D-ribose). 
A designação "hidrato de carbono" deriva do facto de muitos membros desta família de compostos 
possuírem uma fórmula molecular do tipo Cn(H2O)m. Por exemplo, a fórmula molecular da glucose, 
C6H12O6, pode-se indicar como C6(H2O)6. De forma análoga, a fórmula molecular da sacarose, 
C12H22O11, pode-se indicar como C12(H2O)11. Note que nem todos os hidratos de carbono 
obedecem a esta fórmula geral. A designação "hidrato de carbono", apesar de não ser totalmente 
correta, continua, no entanto, a ser usada para classificar este tipo de compostos. 
Quimicamente, os hidratos de carbono são poli-hidroxialdeídos, poli-hidroxicetonas ou compostos 
que por hidrólise dão origem a este tipo de aldeídos ou cetonas. Assim, a química dos hidratos de 
carbono é essencialmente a química dos grupos hidroxilo e carbonilo (e das ligações hemiacetal e 
acetal, formadas por reação entre estes dois grupos funcionais). 
 
Soluções e material disponível 
Frutose e sacarose 2 Balões volumétricos de 50 mL Funil 
Esguicho com água destilada Tubos de ensaio Espátula 
Solução aquosa de KMnO4 a 0,3% 2 Copos de 100 Ml Balança 
Solução aquosa de NaOH a 10% Pipetas de Pasteur (de plástico) 
Reagente de Fehling Solução aquosa de HCl a 10% 
19 
 
CH2OH
H
HO
HOH2C
HO H
H OH
O
Procedimento experimental 
Carácter redutor da frutose 
1- Prepare 50,00 mL de solução aquosa de frutose a 5%, num balão volumétrico. 
2- Em cada um de dois tubos de ensaio, devidamente identificados, coloque 40 gotas da solução de 
frutose preparada. 
3- A cada um dos tubos, adicione 10 gotas de solução de permanganato de potássio a 0,3%. 
4- Só a um dos tubos adicione 2 gotas de hidróxido de sódio a 10%. 
5- Agite os tubos e verifique se ocorre, ou não, alguma transformação. Registe o que observou. 
6- Aqueça o(s) tubo(s) onde não observou qualquer transformação, num banho de água a 60°C, 
durante 5 minutos. Registe o que observou. 
 
7- Noutro tubo de ensaio, devidamente identificado, coloque 40 gotas da solução de frutose 
preparada e adicione 20 gotas de reagente de Fehling3 (previamente preparado pelo docente). 
8- Agite o tubo e verifique se ocorre, ou não, alguma transformação. Registe o que observou. 
9- Se não observou qualquer transformação, aqueça o tubo num banho de água a 60°C, durante 5 
minutos. Registe o que observou. 
 
Sacarose: um açúcar não-redutor 
1- Prepare 50 mL de solução aquosa de sacarose a 5%, um balão volumétrico. 
2- Num tubo de ensaio, devidamente identificado, coloque 40 gotas da solução de sacarose 
preparada. 
3- Adicione 20 gotas de reagente de Fehling ao tubo de ensaio. 
4- Agite o tubo e verifique se ocorre, ou não, alguma transformação. Registe o que observou. 
5- Se não observou qualquer transformação, aqueça o tubo num banho de água a 60°C, durante 5 
minutos. Registe o que observou. 
 
Hidrólise da sacarose 
1- Coloque, em cada um de três tubos de ensaio, devidamente identificados,40 gotas da solução de 
sacarose preparada. 
2- Ao primeiro dos tubos acrescente um volume igual de água; ao segundo adicione um volume 
igual de ácido clorídrico a 10% e ao terceiro adicione um volume igual de hidróxido de sódio a 
10%. 
 
3
 Ver a composição e a preparação do Reagente de Fehling. 
 
 20 
3- Aqueça os tubos durante 5 minutos num banho de água a 60 ºC. 
4- Retire 10 gotas de cada um dos 3 tubos de ensaio anteriores para 3 tubos de ensaio limpos. Em 
seguida, adicione 20 gotas de reagente de Fehling a cada um dos 3 tubos. 
5- Agite os tubos e verifique se ocorre, ou não, alguma transformação. Registe o que observou. 
6- Aqueça os tubos onde não observou qualquer transformação, num banho de água a 60°C, 
durante 5 minutos. Registe o que observou. 
 
REGISTE AS OBSERVAÇÕES E OS DADOS NO SEU CADERNO DE LABORATÓRIO. 
 
No final da aula deve responder às seguintes questões 
− De acordo com resultados obtidos, deverá interpretar com base nas reações químicas, as 
observações registadas justificando e identificando claramente aspetos como a formação de 
precipitado, mudança de côr….. 
 
Bibliografia 
R. Morrison, R. Boyd, Química Orgânica, Fundação Calouste Gulbenkian. 
F. A. Carey, Organic Chemistry, McGraw-Hill. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 21 
 
4. Diálise de uma mistura de amido e de glucose 
 
 
 
 
Objetivos 
Conhecer o princípio da diálise na separação de moléculas de diferente massa molecular. 
Detetar o amido pelo teste do iodo. 
Utilizar o reagente de Fehling para detetar açúcares redutores. 
 
Introdução 
Dentro de uma manga de diálise, vai colocar a solução de cozimento de amido e a solução de 
glucose. A manga, depois de fechada, vai ser mergulhada em água, à qual vai adicionar um pouco 
de solução de iodo. O amido, uma macromolécula, não passa pelos poros da manga de diálise. No 
entanto, a glucose e o iodo são moléculas suficientemente pequenas para passarem pelos poros da 
manga de diálise. O interior da manga vai ficando azul, devido à entrada de iodo que vai reagir com 
o amido. 
 A passagem da glucose pode ser avaliada pela deteção de açúcares redutores no dialisato, 
recorrendo a um teste característico para a deteção de açúcares redutores: reação com o reagente de 
Fehling. 
 
Soluções e material disponível 
Solução aquosa de amido a 3% 
Solução aquosa de glucose a 3% 
Solução aquosa de iodo (5 mmol.dm-3 de I2 em 30 g.dm-3 de KI) 
Reagente de Fehling 
Manga de diálise de acetato de celulose 
2 Copos de 250 mL Pipetas de Pasteur (de plástico) 
Tubos de ensaio Placa com agitação 
Vidro de relógio Barra magnética 
 
 
22 
Procedimento Experimental 
Diálise 
1 - Corte 20 cm de manga de diálise e ferva-a em água destilada durante 5 min. Deixe arrefecer. 
2 - Faça um ou dois nós numa das extremidades da membrana. 
3 - Como ilustrado na Figura 1, introduza 5 mL de solução de amido e 5 mL de solução de glucose 
na manga de diálise. 
 
Figura 1- Enchimento da manga de diálise. 
 
4 – Antes de fechar a outra extremidade da manga, também com um ou dois nós, retire 40 gotas de 
solução para um tubo de ensaio. Registe a cor inicial da solução. 
5 – Coloque a manga num copo de forma alta com 90 mL de água destilada e 5 mL de solução de 
iodo. Retire, igualmente, 40 gotas de solução para um tubo de ensaio. Registe a cor inicial da 
solução. Coloque a agitar com uma barra magnética à temperatura ambiente. Tape o copo com um 
vidro de relógio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Início da diálise (tempo zero) Após 30 minutos 
 
6- No tempo zero, verifique a presença de açúcares redutores na solução da manga, copo e água da 
torneira (serve como controle). 
a) Coloque 40 gotas de água num tubo de ensaio. 
 
23 
IODO + ÁGUA 
GLUCOSE + AMIDO 
GLUCOSE + ÁGUA 
IODO + AMIDO 
b) Em seguida, adicione 40 gotas de reagente de Fehling a cada um dos três tubos de ensaio. 
Aqueça os 3 tubos de ensaio num banho de água a 60°C durante 10 minutos. Registe a cor final 
das soluções. 
7- Após 30 minutos de agitação, retire cuidadosamente a manga do copo e coloque-a num copo 
seco. Registe a cor final das soluções na manga de diálise e no copo. 
8- Em seguida, a presença de açúcares redutores nas soluções da manga e do copo vai ser testada 
com o reagente Fehling. 
a) Identifique 2 tubos de ensaio correspondentes à solução da manga e do copo. 
b) A cada um dos tubos de ensaio adicione 40 gotas da solução da manga e da solução do copo. 
c) Em seguida, adicione 40 gotas de reagente de Fehling a cada um dos dois tubos de ensaio. 
Aqueça os 2 tubos de ensaio num banho de água a 60°C durante 10 minutos. Registe a cor final 
das soluções. 
 
REGISTE AS OBSERVAÇÕES E OS DADOS NO SEU CADERNO DE LABORATÓRIO. 
 
No final da aula deve responder às seguintes questões 
− Interprete e relacione os resultados experimentais que obteve nos testes com o reagente de 
Fehling, justificando, se pode concluir que: 
a) O amido não saiu pela membrana de diálise. 
b) A glucose passou pela membrana de diálise. 
c) O iodo passou pela membrana de diálise. 
− Comente a sensibilidade do método utilizado na determinação de açúcares redutores. 
 
Bibliografia 
1. A.J.L.O. Pombeiro, Técnicas e Operações Unitárias em Química Laboratorial, 2º ed., Fundação 
Calouste Gulbenkian. 
2 - D. Voet, J.G. Voet, Biochemistry, John Wiley. 
3 - R. Morrison, R. Boyd, Química Orgânica, Fundação Calouste Gulbenkian. 
4 - F. A. Carey, Organic Chemistry, McGraw-Hill. 
 
 
 
 
 
24 
5. Aminoácidos: propriedades químicas 
 
Objetivos 
Efetuar a curva de titulação da glicina. 
Identificar os valores de pKa1, pKa2 e ponto isoelétrico da glicina a partir da curva de titulação. 
Utilizar a solução de ninidrina para distinguir a glicina da L-prolina. 
 
Introdução 
Embora, frequentemente, se representem os aminoácidos como contendo um grupo amino e um 
grupo carboxilo, H2NCHRCO2H, certas propriedades físicas (ponto de fusão, solubilidade e 
momento de dípolo) e químicas (constantes de acidicidade e basicidade) não estão em conformidade 
com essa estrutura. 
As constantes de acidicidade e de basicidade dos aminoácidos são excessivamente pequenas 
quando comparadas com as constantes de grupos carboxílicos (−−−−CO2H) e amino (−−−−NH2). Por 
exemplo, a glicina tem valores de pKa próximo de 10 e de pKb próximo de 12, enquanto a maioria 
dos ácidos carboxílicos têm valores de pKa ~5 e a maioria das aminas alifáticas têm valores de 
pKb ~ 4. 
As propriedades físico-químicas dos aminoácidos estão perfeitamente de acordo com uma 
estrutura iónica dipolar: 
+H3NCHRCO2¯ 
As propriedades ácido-base tornam-se, deste modo, compreensíveis, tendo em conta que o Ka e o 
Kb medidos dizem respeito, respetivamente, à acidicidade de um ião amónio, RNH3+, e à basicidade 
de um ião carboxilato, RCO2¯ . 
Tendo em conta a estrutura iónica dipolar dos aminoácidos, pode-se definir o seu ponto isoelétrico 
(pI) como sendo o valor de pH da solução em que determinado aminoácido não migra, sob a 
influência de um campo elétrico. Dito de outra forma, o pI é o valor de pH da solução na qual o 
aminoácido tem carga global nula. 
A glicina (ácido aminoacético) é o aminoácido mais simples e, é dos aminoácidos naturais, o único 
que não é quiral. O carbono α é assimétrico (ou quiral) em todos os outros aminoácidos.A 
configuração dos aminoácidos é especificada, normalmente, pelo sistema D/L. 
25 
 
Todos os aminoácidos naturais quirais que fazem parte da constituição das proteínas apresentam 
configuração L no seu carbono α. A prolina é um aminoácido quiral e, ao contrário da glicina, é 
uma substância óticamente ativa. 
O teste com ninhidrina é extremamente sensível para detetar grupos amino e carboxílicos livres 
em aminoácidos, proteínas e péptidos. Todos os aminoácidos que possuam um grupo amino livre 
dão um resultado positivo (cor azul arroxeada). 
 
 
 
No caso da prolina, como o grupo amino não é livre, o teste com a ninidrina dá um resultado 
negativo (cor amarela). 
 
 
Soluções e material disponível 
Placa com agitação 
Pipeta volumétrica de 25 mL 
Fita de pH 
Barra magnética 
Bureta de 50 mL 
Espátulas 
Solução aquosa de NaOH 0,1M 
Medidor de pH 
Balança 
Ninidrina a 1% em etanol 
2 Copos de 100 mL 
Copo de 250 mL 
2 Balões volumétricos de 50 mL 
Pipetas de Pasteur (de plástico) 
Glicina e L-prolina 
HCl concentrado 
Tubos de ensaio 
Funil 
 
 
26
 
Procedimento experimental 
Determinação da curva de titulação da glicina 
1- Prepare 50 mL de uma solução aquosa de glicina 0,1M, num balão volumétrico. 
2- Calibre o aparelho medidor de pH com as soluções aferidas que lhe são fornecidas. 
3- Num copo pequeno, coloque 25,00 mL da solução de aminoácido e adicione, gota a gota, HCl 
concentrado (no nicho) até o pH ser aproximadamente igual a 1,5 (verifique este valor com a fita de 
pH). 
4- Em seguida, transfira esta solução para um copo maior. 
5- Encha uma bureta com a solução aquosa de NaOH 0,1M. 
6- Adicione pequenos volumes da solução de NaOH 0,1M à solução do aminoácido, mantendo a 
agitação constante (Figura 1), e faça um registo da variação do pH com o volume de base 
adicionado. 
7- Interrompa o trabalho quando o valor do pH estiver entre 11,5-12,0. 
8- Lave e arrume cuidadosamente o elétrodo do aparelho medidor de pH. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Montagem típica para a titulação 
 
Distinção entre glicina e L-prolina 
Prepare 50,00 mL de uma solução aquosa de L-prolina a 5%, num balão volumétrico. 
 
Teste com ninidrina 
1- Coloque 20 gotas da solução de glicina e L-prolina em dois tubos de ensaio e adicione 3 gotas da 
solução de ninidrina. 
2- Aqueça os tubos de ensaio num banho de água (a ferver) durante 2 minutos. 
3- Deixe arrefecer e registe a cor final das soluções. 
 
REGISTE AS OBSERVAÇÕES E OS DADOS NO SEU CADERNO DE LABORATÓRIO. 
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No final da aula deve responder às seguintes questões 
− Represente graficamente a variação de pH com o volume de base adicionado na titulação da 
glicina. 
− Identifique no gráfico: 
 a) os pontos correspondentes aos valores de pKa1 e pKa2 da glicina; 
 b) o ponto isoelétrico da glicina; 
 c) as regiões nas quais se pode considerar que a solução se comporta como tampão. 
− Escreva as estruturas das formas de glicina que predominam nas seguintes regiões: 
 a) pH 1; 
 b) pKa1; 
 c) ponto isoelétrico; 
 d) pKa2; 
 e) pH 11. 
 
Bibliografia 
R. Morrison, R. Boyd, Química Orgânica, Fundação Calouste Gulbenkian. 
F. A. Carey, Organic Chemistry, McGraw-Hill. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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