Aulas Práticas

Prévia do material em texto

Roteiro de Aulas Práticas – Disciplina de Biofísica – 
AULA PRÁTICA: SOLUÇÕES
1. INTRODUÇÃO
O estudo das soluções é importante nos processos biológicos, porque cerca de 60% da massa corporal é liquida, contendo vários solutos orgânicos e sais minerais. Por outro lado, a maioria das drogas administradas no homem e em outros animais são soluções.
Uma propriedade característica das soluções é a concentração. Relacionado a ela, uma solução pode ser classificada como: saturada, concentrada ou diluída. As soluções dos organismos são consideradas aquosas e diluídas.
As substâncias puras (PA) não higroscópicas, solúveis e estáveis à temperatura ambiente são denominadas de PADRÃO PRIMÁRIO e sua concentração pode ser determinada a partir de sua massa medida em balança analítica e do volume da solução. A concentração molar de um padrão primário pode ser calculada pela equação:
Cm = m/(MM x V)
onde, m é a massa dada pela balança; MM é a massa molecular e V é o volume da solução expressa em litro. 
A concentração exata das substâncias que não são padrão primário não pode ser determinada a partir de sua massa, dada pela balança, porque elas contêm impurezas. Então, neste caso usa-se uma solução de padrão primário para determinar sua concentração. Isto é feito pela titulação volumétrica que permite determinar a concentração de uma solução reagindo-a com outra de concentração conhecida, usando-se a equação:
V1C1 = V2C2
onde, V1 é o volume da solução de concentração conhecida (C1) e V2 é o volume da solução de concentração desconhecida (C2). A concentração é expressa normalmente em molaridade e o volume em mL.
2. OBJETIVO
Preparar uma solução de concentração percentual (% m/v) de NaHCO3 e determinar sua concentração com exatidão, por titulação com uma solução padrão primário de HCl, como expresso pela reação:
NaHCO3 + HCl ( NaCl + CO2 + H2O
3. MATERIAL
NaHCO3 (MM = 84 daltons)
Proveta de 100 mL e Erlenmeyers (3)
Funil e Garrafa lavadeira
Bureta e Pipetas volumétricas 
HCl 0,050M
Indicador verde de bromocresol (1% m/v):Faixa de viragem: pH =4 (amarelo) e pH =5,4(azul)
4. MÉTODO
Preparo da solução de NaHCO3
Adaptar, se necessário, o funil na boca da proveta de 100 mL.
Transferir todo o bicarbonato de sódio para dentro da proveta.
Lavar o recipiente, que continha NaHCO3, três vezes com água destilada e transferir para a proveta, para garantir a transferência de todo o sal.
Adicionar água até cerca de 80 mL. Completar o volume para 100 mL cuidadosamente, com o auxílio da garrafa lavadeira.
Tampar a proveta e agitar para homogeneizar a solução.
Preparo da solução na Bureta
Preparar a bureta, fazendo a ambientação com ( 5mL de HCl 0,05 M e ao final da ambientação, despejar o líquido na pia.
Encher a bureta com HCl 0,05 M até que o nível da solução fique bem acima da graduação do zero.
3-Abrir a torneira da bureta, deixando que o líquido ocupe toda a coluna, retirando o ar da coluna e da sua extremidade final.
Zerar a bureta, abrindo a torneira, até que o nível da solução atinja a graduação zero. Se necessário complete com mais HCl 0,05 M.
C)Titulação ácido-base
Transferir com a pipeta, 5 mL da solução de NaHCO3, para cada um dos três erlenmeyers, obtendo três amostras para dosagem.
Adicionar uma gota do indicador verde de bromocresol a cada um das soluções amostra.
Titular cada amostra de NaHCO3, gotejando HCl ao erlenmeyer e agitando, até que a solução mude para a cor AMARELA (ponto final da titulação). Anotar o volume de HCl gasto. Repetir este procedimento com as outras duas soluções amostra.
Anotar os volumes de HCl gastos em cada titulação e obter a média:
1ª ________ mL ; 2ª ________ mL ; 3ª _________mL MÉDIA: _______mL
5. QUESTÕES
Calcular a concentração molar de NaHCO3, usando o volume médio das titulações.
Qual é a massa total de NaHCO3 ? Qual a massa titulada?
A concentração osmolar da solução de NaHCO3 é _______ OSM e sua concentração percentual é ________ % (m/v).
O que é e como atua um indicador? 
�
AULA PRÁTICA: pH
1. INTRODUÇÃO
O pH mede apenas a quantidade dos íons H+ já dissociados (acidez aparente ou momentânea). Ele não mede os íons H+ dissociáveis, que ainda estão presos numa molécula, ou seja, ainda não dissociados. Fazendo-se uma titulação com uma base apropriada, pode-se medir a acidez total que reflete a quantidade total de íons H+ (dissociados e dissociáveis).
2. CONHECIMENTOS PRÉVIOS
Concentração de íon H+ e OH- 
Constante de equilíbrio
Constante de dissociação - dissociação da água
Indicadores - ponto de viragem
Conceito de pH
Ácidos, bases (forte e fraco)
EXPERIMENTO 1: ACIDEZ APARENTE
1. OBJETIVO
Mostrar como se comporta a acidez aparente, também conhecida como acidez real ou atual. Comprovar que ela reflete a concentração dos íons H+ dissociados.
2. MATERIAL
Ácido clorídrico (HCl) 0,1M
Ácido acético (CH3COOH) 0,1M (pK= 4,7)
Indicador misto nº 1 (Tropeolina 0,60mg% + verde de Bromocresol 25mg %)
Pipetas
Tubos de ensaio
Padrão cor para o pH utilizando o Indicador misto nº 1.
3. MÉTODOS
Em uma série de 6 tubos de ensaio, colocar 9 mL de HCl 0,1M no primeiro tubo e 9 ml de H2O nos 5 tubos restantes.
Acrescentar 1 mL de HCl 0,1M ao segundo tubo, misturar bem e transferir 1 mL desta mistura para o terceiro tubo. Assim, o segundo tubo também ficará com 9 mL. 
Diluição seriada: Repetir o procedimento do item anterior, transferindo 1mL do segundo tubo. Seguir retirando do tubo anterior e transferindo para o sucessor até o sexto tubo. Do último tubo retire 1mL e despreze. Assim, cada tubo ficará com 9 mL de solução.
Acrescente 1 gota do Indicador misto nº 1 a cada tubo.
Compare as cores obtidas nos diversos tubos de ensaio com as cores padrões, para este indicador. A tabela aproximada de cores do padrão para cada pH, para o Indicador misto nº 1 está indicada no quadro a seguir:
	
pH
	
1
	
2
	
3
	
4
	
5
	
6
	
Cor
	
Vermelha
	
Alaranjado
	
Laranja
	
Amarelo
	
Verde-amarelo
	
Verde
Calcule a concentração do ácido em cada tubo de ensaio e complete a Tabela 1, expressando em potência de 10.
Lave os tubos de ensaio com água apenas e repita os procedimentos com o ácido acético 0,1M e anote a concentração na Tabela 1.
A partir da comparação das cores descritas no ítem (5) e visualizada pelo padrão, indique o pH de cada tubo e anote na tabela 1.
Agora, calcule o pH em cada solução e anote também na Tabela 1.
Tabela 1: Comparação do pH determinado experimentalmente utilizando indicadores de pH com valores teóricos calculados.
	
Ácido
	
	
Tubo 1
	
Tubo 2
	
Tubo 3
	
Tubo 4
	
Tubo 5
	
Tubo 6
	
	
Concentração
	
	
	
	
	
	
	HCl
	
pH observado
	
	
	
	
	
	
	
	
pH calculado
	
	
	
	
	
	
	
	
Concentração
	
	
	
	
	
	
	CH3COOH
	
pH observado
	
	
	
	
	
	
	
	
pH calculado
	
	
	
	
	
	
4. QUESTÕES
Qual a correlação matemática entre concentração e pH para cada um desses ácidos? Explique.
A determinação de pH utilizando indicadores é precisa? Explique.
Compare os valores de pH apresentados nos tubos 5 e 6 e explique os valores encontrados.
EXPERIMENTO 2: ACIDEZ TOTAL
1. OBJETIVO
Mostrar que a acidez total reflete os íons H+ livres (dissociados) e combinados (dissociáveis), através de uma titulação.
2. MATERIAL
Ácido clorídrico (HCl) 0,05M
Ácido acético (CH3COOH) 0,05M
Hidróxido de sódio (NaOH) 0,05M
Erlenmeyers
Pipetas
Bureta
Fenolftaleína a 1% p/v
3. MÉTODO
Colocar em cada um dos 3 erlenmeyers, 5mL de HCl 0,05M
Adicionar 1 gota de fenolftaleína a cada frasco
Titular ao ponto final,rosa suave estável, com NaOH 0,05M
Repita os passos (1), (2) e (3) utilizando o ácido acético
4. RESULTADOS
Faça a média do consumo de NaOH nas titulações para cada ácido.
 Sendo uma titulação de neutralização, por que os resultados não foram os mesmos (comparando os dois ácidos), uma vez que todas as soluções apresentam a mesma estequiometria.?
Associar os resultados obtidos com o conceito de acidez total.
A acidez total de cada ácido é a mesma? Explique.
�
AULA PRÁTICA: SOLUÇÕES TAMPÃO
1. INTRODUÇÃO
Nos diversos compartimentos biológicos, a concentração hidrogeniônica exerce profunda influência no desempenho das biomoléculas. Daí a importância de se conhecer, não só os processos utilizados para medir esta concentração, mas também mecanismos capazes de atenuar variações de pH : as soluções tampão. O desempenho das soluções tampão depende de dois fatores termodinâmicos: a relação A/D (fator intensivo, ou intrínseco) e da quantidade de tampão (fator extensivo ou extrínseco).
2. CONHECIMENTOS PRÉVIOS
Conceito de pH
Conceito de solução tampão
Constante de dissociação
Equação de Handerson-Hasselbach
Indicadores de pH
3. MATERIAL
1. Soluções Tampão Fosfato de Sódio 0,05M de pH 5,8, 6,8 e 7,8
2. Ácido Clorídrico (HCl) 0,1M
3. Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1M
4. Indicador misto no 2
5. Séries de padrões de pH (2,0 5,8 6,8 7,8 10,0)
6. Tubos de ensaio
EXPERIMENTO: PARÂMETROS DE TAMPONAMENTO
PARTE 1: RELAÇÃO A/D e pK
1. OBJETIVO
Mostrar que o poder de tamponamento depende da relação entre as concentrações de aceptor e doador de prótons (relação A/D) e do pK do sistema tampão.
2. MÉTODOS
Dispor os tubos de ensaio de maneira paralela a formar 2 séries com 3 tubos cada uma: série A (para adição de ácido) e série B ( para adição de base).
Colocar 5mL de cada tampão em cada uma das 2 séries. Assim teremos dois tubos contendo a mesma solução tampão. Uma correspondente à série A e outra para a série B
Acrescentar 1 gota de indicador misto no2 a cada tubo e observar a cor desenvolvida em cada tubo, comparando com os padrões de pH.
Acrescentar 3 gotas de HCl 0,1M a cada um dos 3 tubos que formam a série A e 3 gotas de NaOH 0,1M a cada um dos 3 tubos que compõem a série B. Se não houver nenhuma solução que tenha saído da faixa de tamponamento, adicionar mais gotas em todos os tubos da série, até que se observe esta alteração.
Comparar a nova coloração desenvolvida com os padrões de pH.
3. QUESTÕES
Qual é a composição química desse tampão? 
 Explique como a partir de um mesma composição química é possível ter pH diferentes, como os utilizados (5,8; 6,8 e 7,8).
As alterações observadas no pH das diferentes soluções podem ser explicadas a partir da relação entre os componentes da solução tampão. Explique para cada série as alterações observadas.
Qual solução tampão é resistente à adição de maior quantidade de ácido? E de hidróxido? Por que?
Como se comporta o tampão de pH 6,8?
Qual a importância do pK de um sistema tampão?
PARTE 2: QUANTIDADE DE TAMPÃO
1. OBJETIVO
	Mostrar que a capacidade de tamponamento de uma solução tampão depende da quantidade de tampão existente no meio.
2. MÉTODO
Preparar 5 tubos de ensaio, utilizando a solução tampão Fosfato de Sódio 0,05M de pH 6,8 e o indicador misto no.2, como indicado a seguir:
	
Tampão
	
2 mL
	
4 mL
	
6 mL
	
8 mL
	
10 mL
	
Indicador misto no.2
	
1 gota
	
2 gotas
	
3 gotas
	
4 gotas
	
5 gotas
Observar a coloração desenvolvida em cada tubo e comparar com o padrão de pH.
Acrescentar 8 gotas de HCl 0,1M a cada tubo e observar os resultados.
3. QUESTÕES
1. Explique os resultados encontrados. Qual a quantidade mínima de tampão necessária para o tamponamento?
PARTE 3: DILUIÇÃO DO TAMPÃO
1. OBJETIVO
Mostrar o efeito da quantidade de uma solução tampão sobre o pH e a capacidade de tamponamento da mesma.
2. MÉTODO
Preparar 5 tubos de ensaio, utilizando o tampão Fosfato de Sódio 0,05M, água e indicador misto no.2, como mostrado no quadro abaixo:
	
Tubo
	
1
	
2
	
3
	
4
	
5
	
Tampão (mL)
	
2 mL
	
2 mL
	
2 mL
	
2 mL
	
2 mL
	
H20 (mL)
	
---
	
2 mL
	
4 mL
	
6 mL
	
8 mL
	
Indicador misto no.2
	
1 gota
	
2 gota
	
3 gotas
	
4 gotas
	
5 gotas
Observar a coloração desenvolvida em cada tubo. Comparar com o padrão de pH
Acrescentar 1 gota de HCl 0,1M a cada tubo e observar os resultados.
4- Desprezar o líquido de cada tubo, deixando dentro de cada um somente 2 mL de solução e acrescentar, então, mais 2 gotas de HCL 0,1M. Observe e anote os resultados.
AULA PRÁTICA: TONICIDADE
INTRODUÇÃO
O movimento de água através da membrana plasmática depende não apenas da concentração do soluto e do solvente, mas também da natureza do soluto (fatores moleculares) e do seu mecanismo de transporte (fatores inerentes às membranas). 
OBJETIVO
Estudar a influência da composição do meio externo sobre o movimento de água através da membrana plasmática, utilizando hemácias de mamífero como modelo. Avaliar o efeito da permeabilidade a solutos diferentes: o cloreto de sódio (membrana plasmática impermeável) e a uréia (membrana plasmática permeável).
CONHECIMENTOS PRÉVIOS
Osmolaridade 
Coeficiente de reflexão
Tonicidade celular
Preparo de soluções
Osmolaridade da hemácea: 0,300 Osmois/L
MATERIAL
Hemácias de mamífero
Água destilada
Solução de NaCl 0,3 mol/L
Solução de uréia 0,6 mol/L
Tubos de ensaio
Pipetas
MÉTODO
Prepare as soluções, complete o Quadro 1 e determine a concentração em osmolar para cada solução.
 Compare os valores obtidos para a concentração Osmolar de cada solução com a osmolaridade intracelular, indicando se cada solução é hiperosmóstica, iso-osmótica ou hipo-osmótica em relação às hemácias, e indique este resultado na coluna de OSMOTICIDADE
QUADRO 1
	
TUBO
	
SOLUÇÂO
	Volume (mL)
	Concentração Osmolar
	
OSMOTICIDADE RELATIVA À HEMÁCEA
	1
	água destilada,
	6 
	 
	
	2
	NaCl 0,05 mol/L
	6 
	 
	
	3
	NaCl 0,15 mol/L
	6 
	 
	
	4
	NaCl 0,3 mol/L
	6
	 
	
	5
	Uréia 0,3 mol/L
	6 
	 
	
	6
	NaCl 0,3 mol/L
+
Uréia 0,6mol/L
	3 
+
3 
	 
	
Acrescente uma gota de sangue a cada tubo. Observe a aparência da solução, se está Translúcida, indicando a hemólise ou se Turva, indicando a não hemólise.
RESULTADOS
Preencha a tabela a seguir avaliando se houve ou não hemólise.
Avalie a tonicidade das diferentes soluções, utilizando os resultados experimentais e seus conhecimentos teóricos. Preencha a tabela e discuta os resultados encontrados.
	Solução
	HEMÓLISE:
sim ou não?
	TONICIDADE RELATIVA À HEMACEA
	1
	 
	 
	2
	 
	 
	3
	 
	 
	4
	 
	 
	5
	 
	 
	6
	 
	 
� EMBED Word.Picture.8 ���
� EMBED Word.Picture.8 ���
_996582519.doc
_996579711.doc