ManualPráticas_2015 bioquimica

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Universidade Federal de Sergipe
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde
Departamento de Fisiologia
Manual das aulas práticas de Bioquímica
Professora: Roberta Pereira Miranda Fernandes
 
São Cristóvão,
2015
1a Prática 
Medidas de segurança, vidraria do laboratório e regras para elaboração do relatório
1. Objetivos:
Identificar medidas de segurança no laboratório;
Identificar e nomear a vidraria de uso corrente no laboratório, correlacionando-as às suas respectivas funções.
Elaborar relatórios das aulas práticas.
2. Normas gerais e medidas de segurança no laboratório
Trate educadamente todas as pessoas que freqüentam o laboratório, comportamentos como este, tornam a convivência mais fácil e agradável;
Não será permitido fumar no laboratório, por causa das substâncias inflamáveis em uso ou em estoque, e também pelo respeito aos não fumantes;
O uso de jaleco é obrigatório, pois esta vestimenta protege a sua pele e a sua roupa, do contato de substâncias que podem respingar sobre você, causando queimaduras, como as substâncias corrosivas, manchas na sua roupa, como os corantes, etc;
É indispensável o seu roteiro para acompanhar as aulas práticas, bem como a leitura da prática com antecedência, para obter um melhor aproveitamento das aulas;
Procure conhecer os reagentes químicos usados no laboratório, isso evitará acidentes. Assim, antes de trabalhar com algum reagente que você não conheça, procure ler seu rótulo ou tire dúvidas com o professor, ou consulte livros especializados, como o Index Merck, que é uma enciclopédia dos reagentes químicos;
Siga sempre as instruções do roteiro e do professor, poupa tempo e material e é mais seguro;
Procure conhecer o nome e a função do material permanente (vidraria e equipamentos) em uso no laboratório;
Mantenha sua bancada sempre limpa e no final da prática descarte o material perecível. Não jogue resíduos sólidos nas pias. Os líquidos usados nos experimentos devem ser despejados na pia com a torneira aberta, bem próximo ao ralo. Isso facilita a diluição e escoamento, evitando assim o risco de corrosão dos canos;
Próximo a chamas, nunca abra nem deixe frascos contendo substâncias inflamáveis (éter, acetona, álcool clorofórmio, etc). substâncias inflamáveis devem ser aquecidas em banho-maria ou chapa elétrica. Nunca as exponha a chama direta;
Nunca leve as mãos à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos;
Evite o contato de qualquer substância com a pele, seja particularmente cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas, como ácidos e bases concentrados;
Evite encostar-se em pias e bancadas, pois resíduos de líquidos corrosivos podem causar danos à pele e vestimenta;
Não se deve usar lentes de contato no laboratório, pois se alguma substância química respingar no seu olho, a possibilidade da lesão causada será aumentada, já que se terá dificuldade em manter o olho aberto para que seja feita sua limpeza;
Rotule imediatamente qualquer reagente ou solução preparada, isso evita dúvidas ou desperdícios na hora de realizar os experimentos;
Nunca retorne aos frascos restos da solução que deles foram retirados , pois você pode contaminar o reagente original;
Antes de usar uma pipeta, certifique-se de que ela esteja limpa;
Não use a mesma pipeta para pipetar soluções diferentes, isso evita a contaminação dos reagentes;
O uso de pipetas é absolutamente individual. Após o uso, elas devem ser depositadas com o bocal virado para baixo nas provetas (contendo uma solução detergente), distribuídas ao longo das bancadas; 
Nunca cheire diretamente qualquer frasco, diversos reagentes do laboratório são tóxicos ou nocivos, muitos podendo mesmo causar sérios danos as mucosas nasal, ocular e oral. Muitos compostos em uso no laboratório podem comprometer o sistema respiratório;
Antes de retirar uma solução de um frasco, agite-o suavemente para homogeneizar o conteúdo;
A tampa do frasco não deve ser colocada sobre a bancada, pois poderá ser contaminada com alguma substância que tenha respingado sobre ela. Segure-a numa das mãos e recoloque-a no frasco imediatamente após a retirada do material;
Tendo qualquer dúvida, solicite ao professor os devidos esclarecimentos;
Acostume-se a ter apreço pelas “coisas públicas”, pois elas são um patrimônio da comunidade;
Finalmente lembre-se de que o laboratório é um lugar em que se desenvolvem trabalhos sérios e não um ambiente para brincadeiras ou bate-papos . Tenha consciência desse comportamento não só para o laboratório de Bioquímica, mas em qualquer laboratório que você venha a freqüentar durante seu curso universitário e carreira profissional.
2.1 Socorros de emergência
Em qualquer acidente no laboratório, identifique a causa e procure imediatamente assistência médica.
a) Substâncias químicas nos olhos: 
Solução alcalina (básica): lavar imediatamente com bastante água e depois com solução saturada de ácido bórico 2% ou de ácido pícrico 1%.
Solução ácida: lavar abundantemente com água e depois com uma solução de ácido bórico 2%. O ácido bórico é usado em queimaduras por causa de suas ações bactericida e fungicida.
b) Queimaduras: 
Pelo calor: tratar a queimadura com álcool ou com solução de ácido pícrico 1%.
Por ácidos: lavar rapidamente com uma solução de bicarbonato de sódio 5% e depois com água.
Por bases: lavar rapidamente com uma solução de ácido acético 5% ou ácido bórico 2% ( água boricada) e depois com água.
Estas regras de segurança não devem ser vistas como um manual de proibições, mas como orientações que devem ser observadas para um melhor desempenho do aluno no laboratório. 
3. Vidraria de laboratório
É de fundamenta importância para quem trabalha em laboratório distinguir e usar convenientemente cada vidraria. A vidraria de laboratório pode ser usada para armazenar material sólido ou líquido, preparar soluções, fazer reações, medir líquidos, etc.
Antes de passarmos ao conhecimento dos recipientes de vidro do laboratório, é necessário conhecer o significado de três termos freqüentemente aplicados a eles, quais sejam, calibrado, volumétrico e graduado.
Calibrado é um termo que indica a capacidade máxima de volume que uma vidraria é capaz de medir.
Volumétrico refere-se a capacidade da vidraria de fazer medidas de volumes exatas. Pipetas volumétricas e balão volumétrico são exemplos de recipientes volumétricos.
Graduado indica a marcação da fração de volume ao longo da vidraria. Pipetas graduadas, provetas, buretas, beckers e erlenmeyers são exemplos de vidraria graduada.
3.1 Os recipientes mais comumente usados no laboratório são:
Becker - copo de vidro graduado ou não, de vários tamanhos. O becker tem funções diversas como preparar soluções, pesar substâncias sólidas, etc. O becker não é uma vidraria de medida exata, por isso não deve ser usado para fazer medidas precisas de volume.
Balão volumétrico - vidraria volumétrica, possui a forma de uma pêra, um fundo chato, um gargalo longo e é provido de uma tampa de vidro esmerilhada ou de teflon. O gargalo apresenta um traço fino gravado na sua parte superior, que indica até onde o nível do líquido deve ser elevado para completar o volume da solução. É usado tanto na preparação de soluções de concentração conhecida como na diluição de soluções já preparadas.
Erlenmeyer - frasco de vidro de forma cônica, com gargalo, graduado ou não. É usado em titulações, agitação e aquecimento de líquidos; a sua forma evita respingos.
Pipeta - tubo de vidro graduado de diâmetro reduzido e tamanhos variados, com bico e bocal. É utilizada para medir e transferir pequenos volumes de líquidos, ou seja, pipetar.
Proveta - cilindro de vidro graduado, com pé. É encontrada em tamanhos diversos e serve para medidas exatas de líquidos.
Tubo de ensaio - tubo de vidro de tamanhos variados,fundo redondo ou chato. Alguns possuem tampa rosqueada. É utilizado para fazer reações em pequena escala, ensaios biológicos e cultura de microrganismos.
Kitassato ou kitazato - frasco cônico de vidro, com paredes espessadas e gargalo com saída lateral. É usado em filtração a vácuo.
Vidro de relógio - tipo de "pires" côncavo, de vidro, de diversos tamanhos. É usado para pesar substâncias, receber pequenos organismos e órgãos.
Frasco estoque - frasco de vidro ou de plástico, com tampa esmerilhada ou não. Serve para guardar substâncias químicas e soluções; pode ser claro ou escuro ( este último é adequado para as substâncias e soluções fotorreativas).
Funil de vidro ou de plástico - Serve para filtrações simples e transferir líquidos de um recipiente para outro.
Bastão de vidro - haste de vidro usada para agitar soluções e auxiliar na transferência de líquidos de um recipiente para outro.
Placa de Petri - tipo de prato, de vidro ou de plástico transparente que encaixa com outro um pouco maior. É usada para cultivar microrganismos e em preparações histológicas.
Funil de separação - Utilizada para separar líquidos não miscíveis.
Gral e pistilo - Recipiente e macerador de porcelana. Servem para pulverizar ou macerar sólidos e preparar pastas. 
Bureta - Tubo de vidro graduado provido de uma torneira para escoamento controlado do líquido. Serve para medir líquidos com precisão e é usado em titulações.
4. Classificação dos reagentes químicos quanto ao risco que oferecem no manuseio
Corrosivos - substâncias que em contato com os materiais de tubulações, equipamentos e com o tecido vivo (pele, mucosas) exercem uma ação destrutiva. Precaução: ao manipular reagentes corrosivos deve-se evitar o respingo deles em sua vestimenta, pele e olhos. Os reagentes corrosivos são representados por um símbolo de um ácido ativo. Exemplos: Hidróxido de sódio, ácido fosfórico, ácido sulfúrico, ácido clorídrico.
Inflamáveis - substâncias que em temperatura ambiente, podem entrar e combustão espontaneamente em contato com o ar. Em geral emitem gases e vapores. Precaução: ao trabalhar com esse tipo de substância deve-se evitar contato com materias ignitivos (ar, água). As substâncias Inflamáveis são representadas por uma chama ou letra F. Exemplos: Hexano (solvente de extração), etanol, acetona, etc.
Explosivos - substâncias muito sensíveis ao fogo, ao calor e à fricção (choques, atritos). Ao trabalhar com esses reagentes deve-se evitar batida, empurrão, fricção, faísca e calor Exemplos: nitroglicerina metano, propano, butano, etc.
Comburente – são as substâncias que podem acender ou facilitar a combustão, impedindo o combate ao fogo. Ao manipular esses reagentes deve-se evitar o contato deles com materiais combustíveis. Exemplos: oxigênio, nitrato de potássio, peróxido de hidrogênio, etc. 
Irritantes substâncias não corrosivas que, por contato imediato, prolongado ou repetido com a pele ou com as mucosas, podem provocar uma reação inflamatória. Precaução: Os gases não devem ser inalados, quanto aos líquidos deve-se evitar respingos dessas substâncias com a pele e olhos. As substâncias irritantes são representadas por uma cruz de Santo André ou pelas letras Xi, Exemplos: Cloreto de cálcio, carbonato de sódio, formol, etc.
Nocivo - substâncias que por inalação, ingestão ou penetração através da pele, podem produzir doenças. Precaução: deve ser evitado o contato dessas substâncias com o corpo humano, assim como sua inalação. As substâncias nocivas são representadas por uma cruz de Santo André ou pelas letras Xn. Precaução: Deve-se evitar qualquer contato dessas substâncias com o corpo humano. Exemplos: Clorofórmio, etanal, diclorometano, cloreto de potássio, etc.
Tóxico - são aquelas substâncias químicas que, em determinadas concentrações podem causar danos graves à saúde, podendo inclusive levar uma pessoa à morte. Precaução: Deve-se evitar qualquer contato dessas substâncias com o corpo humano. A representação por pictograma é de uma caveira sobre tíbias cruzadas ou pela letra T. Ex. Metanol, cloreto de bário, monóxido de carbono, etc.
Perigosa para o ambiente – são os reagentes que liberados no meio ambiente, podem provocar danos a curto ou longo prazo. Precaução: devido ao seu risco em potencial, não deve ser liberado em encanamentos, no solo ou no ambiente. Tratamentos especiais devem ser tomados. A representação por pictograma é uma cena mostrando um ambiente degradado em que se vê peixe e árvore mortos. A letra N representa esse risco Exemplos de reagentes que oferecem riscos ao ambiente benzol, cianureto de potássio, o inseticida lindan (hexaclorociclohexano), etc.
4.1 Símbolos de segurança utilizados em reagentes de laboratório 
A identificação do grau de risco de um reagente deve ser feita tanto por seus nomes como pelos símbolos, como descrito acima, e ambos descritos em etiquetas ou rótulos dos reagentes. Os símbolos de risco são pictogramas representadas em forma quadrada, impressos em preto e fundo laranja-amarelo, utilizados em rótulos ou informações de produtos químicos. Eles servem para lembrar o risco do manuseio do produto, representando nos pictogramas os primeiros sintomas com o contato com a substância.
Tabela 1 representação com pictogramas e letras dos riscos de reagentes de laboratório
	Risco
	Pictograma
	Letra
	Corrosivo
	
	C
	Inflamável
	 
	F
	Tóxico
	
	T
	Irritante
	
	Xi
	Nocivo
	
	Xn
	Explosivos
	
	E
	Comburentes
	
	O
	Perigosa para o ambiente
	
	N
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Figura 1 – Vidraria comum no laboratório de Bioquímica. 1- Grau e pistilo; 2- Pregador ou pinça de madeira; 3- Balão de fundo chato; 4- Balão volumétrico; 5-Becker; 6- Bureta; 7- Erlenmeyer; 8- Suporte para tubos, bancada ou grade; 9- Proveta; 10- Tubo de ensaio; 11- Funil de Buchner;12- Funil de vidro; 13- Pisseta; 14- Vidro de relógio; 15- Suporte.
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2a Prática 
Uso da pipeta e medidas de volume usadas em bioquímica
1. Objetivos:
Familiarizar o aluno com os diversos tipos de pipetas usadas no laboratório;
Diferenciar pipetas graduadas ao décimo de pipetas graduadas ao centésimo;
Utilizar a técnica correta no uso de pipetas;
Conhecer as medidas de volume utilizadas no laboratório em Bioquímica.
2. Fundamentação teórica:
Uma das técnicas mais comumente utilizadas nos laboratórios, é a de pipetar líquidos, ou seja, fazer transferências quantitativas de líquidos de um recipiente para outro, utilizando a pipeta. Sendo indispensável o domínio dessa técnica no laboratório, é importante conhecer seus princípios, para um melhor desempenho das atividades laboratoriais. 
As pipetas são tubos de vidro com as extremidades afiladas, em que se recolhe, por sucção, um líquido, para medir-lhe com exatidão o volume. Se a transferência de um volume específico e acurado é necessária, algum tipo de pipeta calibrada deve ser usada. As pipetas calibradas são de dois tipos a saber, volumétrica e graduada.
3. Pipetas volumétricas. São tubos de vidro expandido cilindricamente na parte central. Elas não são graduadas e trazem a marca de calibração gravada na sua parte superior, acima do bulbo (às vezes essa marca vem gravada no bulbo). São utilizadas para transferência de volumes específicos, em ensaios em que se necessitam de medidas precisas de volumes. Essas pipetas podem transferir volumes em mililitros de: 1, 2 , 3, 4, 5, 10, 15, 20, 25, 50 e 100 mL. Para usar essa pipeta, deve-se introduzi-la no recipiente que contém o líquido a ser transferido. Faz-se a sucção com a boca ou com um dispositivo de segurança ( pêra ou bulbo de sucção), a depender da substância que se vai pipetar, preenchendo-a com o líquido até 2 ou 3 cm acima da marca “0”(zero), gravada na extremidade superior da pipeta. Deixe o líquido em excesso escorrer até o menisco chegar a essa marca. Prenda a extremidade superior da pipeta com seu dedo indicador para o líquido não escoar.Seque a ponta da pipeta com um pedaço de papel limpo (lenço de papel), leve-a para o recipiente em que se deseja transferir o líquido. Para deixar o líquido escorrer basta afrouxar o dedo indicador que obstrui a extremidade superior da pipeta. Toque a ponta da pipeta no interior do recipiente, para que a última gota escorra. Algum líquido pode ficar ainda na ponta da pipeta, mas não é necessário soprá-la, pois a maioria das pipetas volumétricas vem calibrada como TD (to deliver), que significa que o volume transferido já vem corrigido para essa quantidade que resta na pipeta. O tempo de escoamento do líquido é de 5 a 10 segundos. 
4. Pipetas graduadas. São tubos cilíndricos com uma escala numerada por todo o tubo, de cima a baixo, até a sua capacidade máxima.. Podem ser também usadas para transferir frações de seu volume total. As pipetas graduadas são de dois tipos: Pipeta de Mohr e pipeta sorológica.
4.1 As pipetas de Mohr são encontradas de duas formas a saber, as de ponta longa e as de ponta curtas. As de pontas longas são úteis em transferência de volumes de um frasco de abertura estreita para outro de igual forma. Todas as pipetas de Mohr são TD e têm capacidade para transferir líquidos de: (0,1-10,0mL). Elas podem ser graduadas ao décimo ( as subdivisões são 0,1) ou ao centésimo ( as subdivisões são 0,01). A escolha do tamanho da pipeta é fundamental. Por exemplo, não tente pipetar 0,2 mL com uma pipeta de 5 ou 10 mL graduada ao décimo.
Para pipetar volumes entre 0 e 1mL, deve-se usar pipetas de 1mL graduada ao centésimo. 
Para pipetar volumes entre 1e 2 mL, deve-se usar pipetas de 2 mL graduada ao centésimo.
Para pipetar volumes entre 2 e 5 mL, deve-se usar pipetas de 5 mL graduada ao décimo.
Para pipetar volumes entre 5 e 10 mL, deve-se usar pipetas de 10 mL graduada ao décimo.
O líquido no interior da pipeta forma menisco. A leitura deve ser feita na parte inferior do menisco e na altura dos olhos.(ver figura )
O uso da pipeta de Mohr é idêntico ao da pipeta volumétrica. Para preenchê-la com líquido, deve-se introduzi-la no recipiente que contém o líquido a ser transferido. Faz-se a sucção com a boca ou com um dispositivo de segurança ( pêra), a depender da substância que se vai pipetar, preenchendo-a com o líquido até 2 ou 3 cm acima da marca “0” (zero) gravada na extremidade superior da pipeta. Deixe o líquido em excesso escorrer até o menisco chegar a essa marca. Prenda a extremidade superior da pipeta com seu dedo indicador para o líquido não escoar. Seque a ponta da pipeta com um pedaço de papel limpo (lenço de papel), leve-a para o recipiente em que se deseja transferir o líquido. Para deixar o líquido escorrer basta afrouxar o dedo indicador que obstrui a extremidade superior da pipeta. Não preencha a pipeta de forma que a solução medida ultrapasse a última marca graduada na parte inferior da pipeta. Para que a última gota escorra, não é necessário soprar. Toque a ponta da pipeta no interior do recipiente.
4.2 Pipetas sorológicas. são graduadas até a ponta da pipeta. São encontradas na forma TD, que não precisam ser sopradas no final da titulação e na forma TC, calibrada para ser soprada no final da pipetagem. Para preenchê-la com o líquido deve-se usar o mesmo procedimento usado na pipeta de Mohr. Se a pipeta não for TD, deve-se deixar escoar o líquido que restou na pipeta e soprar após 15 a 20 segundos do líquido ter escorrido. 
5 Pipetas Pasteur. Utilizadas para transferência não quantitativa de uma pequena quantidade de volume de líquido( 1 a 10mL) de um recipiente para outro. As pipetas Pasteur são disponíveis em dois tamanhos ( 15 e 23cm).	 Elas transferem cerca de 2 mL, sendo conveniente para transferência de quantidades não medidas de um tubo de ensaio para outro. Como as pipetas Pasteur têm uma ponta de vidro muito longa e fina, é conveniente usar uma proteção de borracha nela para evitar que ela se quebre. Deve-se usar também uma pêra no bocal para fazer a sucção e o escoamento do líquido.
6. Pipetas automáticas. Utilizadas em transferências quantitativas de líquidos, principalmente transferências idênticas de pequenos volumes. Essa pipeta permite transferências acuradas, precisas e rápidas de volumes de 1 a 10.000(l. As pipetas automáticas podem ser de dois tipos: 
6.1 Volume fixo. Calibradas para medir um volume determinado. Por exemplo um pipeta de 10(l só irá medir 10(l.
6.2 Volume ajustável Calibradas para medir volumes variáveis, dentro de uma faixa pré-determinada. Por exemplo uma pipeta de 200(l é usada para se medir volumes de 20(l a 200(l.
7. Uso da pipeta automática 
Para pipetar líquidos com uma pipeta automática é necessário acoplar uma ponteira de plástico (tip) na parte inferior da pipeta e pressionar o êmbolo localizado na parte superior da pipeta quando ela estiver imersa no recipiente contendo o líquido que se vai pipetar. O êmbolo deve ser apertado de uma só vez para a sucção do líquido. Durante a sucção solta-se lentamente o botão. Para transferir o líquido pipetado da ponteira para um tubo de ensaio, por exemplo, deve-se pressionar o êmbolo mais uma vez, até sentir que ele chega a um obstáculo. Dessa forma o líquido vai escoar da ponteira para o tubo de ensaio.
8. Medidas de segurança no uso de pipetas
O uso do bulbo de sucção (ou pêra) não é necessário para pipetar substâncias inofensivas à saúde, como por exemplo, uma solução de NaCl 0,15M. Nesses casos, o líquido pode ser aspirado com a boca. Entretanto, como precaução e por uma questão de hábito, deve-se incentivar o uso do bulbo de sucção nas práticas de laboratório.
Há situações em que o uso de um dispositivo de segurança é indispensável quando for usar a pipeta, por isso deve se usar uma pêra ou uma pipeta automática quando estiver trabalhando com as seguintes substâncias:
1. Líquidos biológicos que oferecem riscos de contaminação como por exemplo, o sangue de animais e urina, quando ingeridos.
2. Ácidos e bases fortes, pois são corrosivos, e quando aspirados pela boca pode causar lesões no trato digestivo, se ingeridos.
Exemplo: H2SO4 98% , HCl 38%, NaOH, KOH, etc.
3. Metais pesados, como o chumbo, mercúrio, entre outros, podem causar intoxicação, quando ingeridos. Exemplo : acetato de chumbo.
4. Radioisótopos. Eles podem causar radiações ionizantes em células humanas. Exemplo: Fósforo 32 (32P).
Tabela 1: Unidades de volume
	Unidades de volume
	Abreviatura
	Fator de multiplicação
( relativo ao litro)
	Litro
	L
	1
	Decilitro
	dL
	10-1
	Mililitro
	mL
	10-3
	Microlitro
	(L
	10-6
Para converter mililitro em microlitro, multiplica-se o valor do mililitro por 1000.
Exemplo: 2 mL correspondem a 2000(l ( 2 x 1000 = 2000).
Para converter microlitro em mililitro, dividi-se o valor do microlitro por 1000.
Exemplo: 2000(l correspondem a 2 mL ( 2000 /1000 = 2).
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3a Prática
Preparo de soluções e diluições
1. Objetivos:
Expressar corretamente a concentração das soluções;
Efetuar cálculos de normalidade, molaridade e porcentagem e diluições;
Utilizar a técnica e a vidraria corretas no preparo de soluções e de diluições.
2. Soluções
As soluções são, provavelmente, o mais comum dos sistemas químicos encontrados em laboratórios. As soluções são definidas como misturas homogêneas de duas ou mais substâncias puras, em geral, o componente de uma solução presente em maior quantidade é chamado de solvente e o que está em menor quantidade, de soluto. Entretanto, esses termos podem ser trocados quando for necessário. Este é o caso das soluções de sólidos em líquidos, em que o líquido é tomado, comumente, como solvente e o sólido como soluto, independente das proporções relativas de cada um. Assim, podemos ter soluções de sacarose em água a 10% e 60%, e em ambos os casos, a água é considerada como solvente e a sacarose como soluto.
3 Maneiras de expressar a concentração das soluções
A concentração de uma solução pode ser expressa em funçãoda quantidade de soluto num volume definido de solução, ou como a quantidade de soluto numa massa definida de solução ou solvente. As convenções mais comuns são definidas abaixo:
3.1 Molaridade (M) é o número de moles de soluto por litro de solução, ou seja, o número de moles é igual ao peso (em grama) do soluto/ PM. O Peso Molecular(PM) é a soma de todos os pesos atômicos dos átomos da molécula.
Concentrações molares são normalmente expressas entre colchetes, por exemplo, a concentração molar do íon hidrogênio é representada dessa forma, [H+].
Soluções diluídas são representadas em termos de milimolaridade, micromolaridade, nanomolaridade, picomolaridade, etc.
1 mmol = 10-3 moles
1 (mol = 10-6 moles
1 nmol = 10-9 moles
1 pmol = 10-12 moles
Portanto:
1 mM = 10-3 moles = 1mmol/litro = 1(mol/mL
1 (M = 10-6 moles = 1(Mol/litro = 1nmol/mL
1 nM = 10-9 moles = 1nmol/litro = 1pmol/mL
3.2 Normalidade(N) é o número de equivalentes do soluto por litro de solução. Para calcular a normalidade precisamos conhecer o peso do soluto dissolvido e seu equivalente-grama, ou seja, seu número de equivalente. O número de equivalentes é igual ao peso do soluto(em grama)/ Eq.g.
Equivalente-grama (Eq.g ) de um ácido é o peso molecular do mesmo que contém um átomo-grama de hidrogênio substituível. Por exemplo, o Eq.g do HCl é igual ao mol (mol é PM expresso em gramas) e do H2SO4 é igual ao mol/2.
Eq.g = PM
 n
em que n é o número de H+ ou OH- substituíveis por molécula, isso para ácidos ou bases, respectivamente, Eq.g, o equivalente grama e PM, o peso molecular
A molaridade e a normalidade são relacionadas por; N = n x M. Em que n é o número de H+ ou OH- substituíveis por molécula, isso para ácidos ou bases, respectivamente, N, a normalidade e M, a molaridade.
 Por exemplo, uma solução 0,01M de H2SO4 corresponde a uma solução 0,02N.
3.3 Porcentagem peso/volume (% p/v) é o peso em grama de um soluto por 100 mL de solução. Exemplo:
Uma solução de NaCl 0,9% contem 0,9 g de NaCl em 100 da solução
3.4 Porcentagem peso/peso (% p/p) é o peso em grama de um soluto por 100g de solução. Exemplo: Os ácidos comerciais como HCl e H2SO4 estão disponíveis com concentração em peso/peso.
Uma solução de HCl 37% contem 37g de HCl em 100g da solução.
3.5 Porcentagem volume/volume (% v/v) é o volume em mililitro (mL) do soluto em 100 mL de solução. Exemplo:
Uma solução hidroalcoólica 70% contém 70 mL de álcool etílico absoluto (100%) em 30 mL de água destilada.
Tabela 2: Unidades de massa
	Unidades de massa
	Abreviatura
	Fator de multiplicação
( relativo ao grama)
	Quilograma
	Kg
	103
	Grama
	g
	1
	Miligrama
	mg
	10-3
	Micrograma
	(g
	10-6
	Nanograma
	ng
	10-9
	Picograma
	pg
	10-12
Para converter miligrama em micrograma, multiplica-se o valor do miligrama por 1000.
Exemplo: 2 mg correspondem a 2000(g ( 2 x 1000 = 2000).
Para converter micrograma em miligrama dividi-se o valor de micrograma por 1000.
Exemplo: 2000(g correspondem a 2mg( 2000 /1000 = 2).
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4. Diluição
Diluição é uma técnica utilizada para preparar soluções, em que se adiciona um diluente a uma solução estoque, para diminuir a sua concentração. Solução estoque é uma solução com concentração conhecida e a partir dela pode-se preparar outras. 
4.1 Diluição de soluções com concentração expressa em molaridade
Para diluir soluções cujas concentrações são expressas em molaridade, deve-se usar umas das seguintes fórmulas abaixo:
M1 x V1 = M2 x V2
Sendo:
M1 é a molaridade da solução estoque
V1 é o volume que deve ser retirado da solução estoque
M2 é a molaridade da solução que se quer preparar
V2 é o volume da solução que se quer preparar
4.2 Diluição de soluções com concentração expressa em normalidade
N1 x V1 = N2 x V2
Sendo:
N1 é a normalidade da solução estoque
V1 é o volume que deve ser retirado da solução estoque
N2 é a normalidade da solução que se quer preparar
V2 é o volume da solução que se quer preparar
4.3Diluição direta
Podemos obter diretamente diluições altas de uma solução com concentração conhecida sem que seja necessário fazer diluições seriadas ou sucessivas, como por exemplo diluir uma solução 100 vezes. Para isto basta pipetar 10(l da solução desejada em 990(l de água.
5. Exercícios de preparo de soluções
1) Que massa de NaCl deve ser pesada para preparar 500 mL de uma solução de NaCl 1,5M? PM NaCl = 58,45
2) Que volume da solução estoque de HCl 37% (p/p) deve ser retirado para preparar 500 mL de uma solução de HCl 2,5N ? 
Dados – PM HCl =36,6, densidade (d) = 1,19g/mL
3) Quantos mililitros de HNO3 5M são necessários para preparar 200 mL de uma soução de HNO3 1,5M? Expresse os seus resultados também em normalidade.
4) O Ácido Sulfúrico (H2SO4) encerra 98% de H2SO4 em peso e tem uma densidade de 1,84g/mL.
a) Calcular a molaridade do ácido concentrado.
b) Descrever a preparação de 400 mL de H2SO4 3 M
c) Descrever a preparação de 300 mL de H2SO4 1,5N
5) Que massa de glicina deve ser pesada para preparar 30 mL de uma solução de glicina 0,13 mM? PM da glicina: 75,07.
6) Que massa de KOH deve ser pesada para preparar 600 mL de uma solução de KOH 2,5N? PM KOH = 56,105.
7) Que massa de NaOH deve ser pesada para ser adicionada a 12 mL solução estoque de NaOH. 100mM?
8) Que volume da solução de MgOH2 10N deve ser retirado para preparar 900 mL de uma solução de MgOH2 0,3N?
9) Que volume da solução de HCl 5N deve ser retirado para preparar 500 mL de uma solução de HCl 0,7N?
10) Que massa de NaCl deve ser pesada para preparar 1L de uma solução de NaCl 0,9%. (p/v)?
11) Que volume de metanol absoluto (100%) deve ser retirado, para preparar 70mL de uma solução hidroalcoólica a 70% (v/v)? 
12) Que volume de etanol absoluto (100%) deve ser retirado, para preparar 250 mL de uma solução hidroalcoólica a 40% (v/v)?
13) Que massa de ácido fosfórico deve ser pesada para preparar 100 mL de uma solução de ácido fosfórico 2% (p/v)?
14) Descreva a diluição de 45 vezes de uma solução do corante cristal de violeta em 300 mL de água destilada.
15) Qual o volume da solução de ácido acético 1% deve ser usado para se preparar uma solução 10 vezes mais diluída num volume final de 100 mL.
16) Converter em Normalidade as seguintes soluções:
a) NaOH 0,5M		 b) HCl 2 M 	 c)H2SO4 5M
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4a Prática
A Química de pH e tampões
1. O produto iônico da água e pH
O químico dinamarquês S. L. P. Sorenson propôs uma forma de representar a concentração de H+ de soluções. Ele definiu o logaritmo negativo da concentração de hidrogênio como pH.
 (pH = - log[H+])							 ( 1 )
 Uma solução de HCl 0,01M, apresenta um valor de pH: 
pH = -log [10-2] 							 ( 2 )
pH = 2									 ( 3 )
A equação 1 não pode ser aplicada na determinação do pH de uma solução 0,001M de NaOH, base forte que apresenta a seguinte ração de dissociação:
NaOH ( Na+ + OH							 ( 4 )
No entanto, a concentração do íon hidroxila (OH-) pode ser relacionada com a de H+, através da equação de dissociação da água:
H2O ( H+ + OH-						 ( 5 )
A constante de equilíbrio para essa reação é:
Nas equações (6 e 7) o colchete significa concentração molar. Como a concentração molar da água é 55,5M, ela pode ser substituída nessa equação: Multiplicando os termos da equação 7 teremos:
55,5M x Keq = [H+] [OH-]					(8)
A constante de equilíbrio da água é conhecida, sendo determinada a partir de medidas da sua condutividade elétrica, dada pelos íons H+ e OH-. Portanto, a Keq é = 1 x 10-18. Substituindo esse valor na equação 8 teremos:
55,5M x 1 x 10-18 = [H+] [OH-]				(9)	
Multiplicando os termos obteremos:
99,9 x 10-16 = [H+] [OH-]					 (10)
Aproximando o resultado obteremos::0,999 x 10-14 = [H+] [OH-] ou 1,0 x 10-14 = [H+] [OH-] (11)
 
Esse é o valor que corresponde ao produto iônico da água, o Kw. Como o produto de [H+] [OH-] é 1,0 x 10-14 , a concentração de cada um deles é encontrada elevando-se a concentração de [H+] ou [OH-] ao quadrado , conforme descreve a equação 13 abaixo:
[H+] [OH-] = Kw = 1 x 10-14 						 (12)
[H+]2 =1,0 x 10-14 Portanto: 					 (13)
[H+] = (1,0 x 10-14 = 1,0 x 10-7				 (14)
[OH-] = (1,0 x 10-14 = 1,0 x 10-7 					 (15)
Como esses números são de difícil manuseio, Sorenseon estabeleceu a escala do pH, que é uma forma mais conveniente de se lidar com a concentração de H+ em líquidos, então:
pH = log 1,0 x 10-7 						 (16)
pH = 7,0								 (17)
A partir do valor do Kw podemos calcular agora o valor do pH da solução NaOH 0,01M, uma vez que [H+] [OH-] = Kw
[H+] [OH-] = 1 x 10-14							 (18) 			pH = 12 						 (21)
2. A Escala do pH
Soluções que apresentam pH = 7,0 são neutras, as que apresentam pH abaixo de 7,0 são ácidas e as que têm pH acima de 7,0 são alcalinas ou básicas. A figura abaixo descreve a escala de pH, destacando o valor de pH de algumas soluções.
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3. Conceito de Ácidos e Bases
Muitas das reações químicas que ocorrem nas células são influenciadas pelos íons H+ e OH-, oriundos da hidrólise da molécula de água. Variações nas concentrações celulares desses íons podem alterar diversos processos biológicos, como a desnaturação de proteínas e ácidos nucléicos. Os organismos multicelulares desenvolveram estratégias químicas sofisticadas para evitar essas alterações, através da ação dos tampões, que são sistemas químicos que mantêm o valor do pH constante. Antes de entendermos a ação dessas substâncias, é necessário compreender o conceito de ácidos e bases definidos por Bronsted e Lowry. Um ácido é um doador de H+ enquanto a base é um aceptor de H+. Portanto:
1) AH( A- + H+
2) A- + H+( AH
Na reação 1 AH é o ácido, pois se dissocia liberando + H+ e na reação 2 A- é a base, pois capta H+ , formando AH. As reações 1 e 2 podem ser combinadas, dando uma terceira reação:
3) AH( A- + H+, AH e A- formam o par ácido base conjugado.
Utilizando agora a dissociação de uma substância química, o ácido clorídrico (HCl), temos: 	HCl ( H+ + Cl- , em que o H+ é o ácido e o íon cloreto (Cl-) a base. De acordo com o grau de dissociação em seus íons, os ácidos e bases são classificados em fortes e fracos. Os ácidos e bases fracas são os que parcialmente dissociam em seus íons, enquanto os fortes estão completamente dissociados em seus íons, quando em solução. O HCl se dissocia completamente em H+ + Cl- , portanto, é um ácido forte. O hidróxido de sódio (NaOH) é uma base forte porque é dissociado totalmente em seus íons: Na+ e OH. A tabela 1 abaixo apresenta alguns exemplos dos ácidos e bases fracos.
Tabela 1: Ácidos e bases fracos
	Ácidos
	Bases conjugadas
	CH3COOH (ácido acético)
	CH3COO -(íon acetato)
	H2CO- 3 (ácido carbônico)
	HCO- 3 (íon bicarbonato)
	NH4+ (íon amônio)
	NH3 (amônia)
4. Tampões e ação tamponante
Os fluidos celulares apresentam um pH constante e específico, geralmente próximo de 7,4. Nos organismos multicelulares, o pH dos líquidos extracelulares (sangue, por exemplo) é também estreitamente regulado através da ação dos tampões biológicos.
Tampões são misturas de ácidos fracos e suas bases conjugadas, que evitam variações bruscas de pH de em soluções, quando são adicionadas quantidades relativamente pequenas de ácido (H+) ou base (OH-). Por exemplo, quando se adiciona 1 mL de uma solução de HCl 0,1N a 99mL de água destilada o pH cai abruptamente Se fizermos um outro experimento, adicionando 1mL de NaOH 0,1N a 99mL de água destilada, observaremos que o pH se elevará consideravelmente. 
Se experimentarmos agora adicionar 1mL da solução de HCl 0,1N a 99mL da solução tampão de acetato de sódio, que consiste de uma mistura de ácido acético e acetato, verificaremos que o pH dessa solução não se alterará, devido a forma básica desse tampão (CH3COO-) captar o íon H+, como demonstra o esquema abaixo. Quando se adicionar 1mL da solução de NaOH 0,1N a 99mL da solução tampão de acetato de sódio, o pH dessa solução não se alterará, devido a forma ácida do tampão (CH3COOH) liberar o íon H+, que reagirá com a hidroxila (OH-), produzindo H2O. Portanto o papel de um sistema tampão é neutralizar as ações de H+ e OH-, conforme o a equação 22 :
5. Tampões Fisiológicos – O tampão bicarbonato
O sangue apresenta valores de pH em torno de 7,4 rigidamente controlados, graças a ação de três sistemas de tampão: o bicarbonato (HCO-3/CO2-), o fosfato (H2PO-4/HPO2-4) e o tampão protéico hemoglobina. O tampão bicarbonato atua no líquido extracelular e é um dos mais importantes tampões sangüíneos, já o tampões fosfato e hemoglobina são intracelulares. 
Se o pH sangüíneo cair para valores em torno de 7, 2, como pode acontecer logo após o término de uma corrida de 100 metros ou em pessoas que apresenta uma diabetes não tratada, verifica-se um aumento na concentração do íon H+. Nesse caso o íon bicarbonato (a forma básica) capta o H+, corrigindo assim a sua variação de concentração. O ácido carbônico formado é dissociado, liberando H2O. e CO2, que por sua vez é exalado na respiração. Se o pH sangüíneo atingir valores em torno de 7, 6, ocorrerá um aumento na concentração do íon hidroxila (OH-). Nesse caso o ácido carbônico libera um H+, que reagindo com a hidroxila formará água, corrigindo assim a sua variação de concentração, conforme demonstra a equação 23:
O tampão bicarbonato é único, por que a forma ácida dele é eliminada pelos pulmões na forma do gás carbônico CO2, como também a concentração de CO2 e do íon bicarbonato podem ser reguladas na célula. Esses fatores explicam o fato desse ser o mais importante tampão sangüíneo.
6. Determinação potenciométrica do pH
As medidas mais exatas na determinação do pH são feitas através de técnicas potenciométricas, em que se utiliza o pH metro, instrumento que consiste de: um eletrodo de referência, um eletrodo de vidro, cujo pH depende da solução em que ele está imerso e um sistema para medida de voltagem, que é capaz de medir diferenças potenciais mínimas num circuito de resistência extremamente elevada.
A função básica do eletrodo de referência é manter um potencial elétrico constante contra o qual variações podem ser medidas. Os dois eletrodos de referência mais largamente utilizados são o de calomelano (cloreto mercuroso em contato com solução saturada de KCl) e o de prata metálica-cloreto de prata. Esse último é o mais freqüentemente utilizado em instrumento. Ele consiste de uma peça de prata metálica envolvida por cloreto de prata, imersa numa solução saturada de cloreto de potássio. O potencial desse sistema é derivado da reação :
A equação 24 demonstra que o potencial de referência é dependente da concentração do íon cloreto (Cl-). Para manter sua concentração constante, em condições instáveis de umidade, uma solução saturada de cloreto de potássio (KCl) é utilizada. Se a umidade diminuir, pode ocorrer evaporação do eletrodo do vidro , acarretando em precipitação do excesso de cloreto; por outro lado, se a umidade se elevar, ocorrerá pequeno aumento no volume da solução e o cloreto de potássio se dissolverá.
A função do eletrodo de vidro é estabelecer um potencial elétrico que responda a variações na atividade do íon hidrogênio da solução a ser testada. Ele consiste de um tubo de vidro de alta resistência, apresentando na extremidade um bulbo, cujo vidro é delgado e de baixa resistência. Somente a porção do bulbo detecta variações de pH. O tubo é preenchido por uma solução de HCl 0,1N que entra em contato com o eletrodo de referência. Quando esse eletrodo é imerso em uma solução de concentração hidrogenada (H+) desconhecida,cria-se um potencial entre as soluções interna e externa. Como a voltagem do eletrodo de referência é constante, a diferença de potencial entre os dois eletrodos é diretamente relacionada com a concentração de íons hidrogênio da solução desconhecida.
7. Instruções que devem ser observadas no uso do pH Metro
1. Antes de utilizar o pH metro, lave o eletrodo com água deionizada e seque-o, cuidadosamente, com um lenço de papel. 
2. Ajuste o botão da temperatura para o mesmo valor de temperatura das soluções padrões de pH, utilizadas para calibrar o aparelho e da solução em que se vai medir o pH.
3. Calibre o aparelho mergulhando o eletrodo na solução padrão de pH 7,0. Mude a chave do pH metro para a função pH. Se o valor registrado não for igual ao pH da solução padrão, gire a chave de ajuste até que seja atingido o pH 7,0. Repita o mesmo procedimento para calibrar o aparelho com uma solução de pH 4,0. O eletrodo deve ser lavado e secado, quando for mergulhado em soluções diferentes.
4. Antes de tirar o eletrodo da solução, o potenciômetro deve ser desligado.
5. Lave e seque o eletrodo e em seguida mergulhe-o na solução em que se vai medir o pH, girando a chave para a função de pH. Registre o valor, mude a chave da função pH, para o modo “Standby". Lave e seque o eletrodo.
6. Após o uso do aparelho, lave o eletrodo e deixe-o mergulhado num recipiente contendo água destilada limpa. A chave do pH deve estar no modo “Standby” e em seguida desligue o aparelho.
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8. Exercícios
1. Dada uma solução de HNO3 0,002 M, responda as questões a baixo:
a) Qual a concentração de H+?
b) Qual o pH da solução-?
4. Calcule o valor de pH de uma solução de HCl 0,1 M.
5. Qual o pH de uma solução 0,5 N de HNO3?
7. Usando a equação de Henderson-Hasselbalch (pH = pKa + log [ aceptor H+]/ [doador H+])
calcule o pKa do ácido láctico numa solução pH 4,8 em que a concentração de ácido láctico é 0,010M e a de lactato 0,087M.
8. Um tampão contém 0,010 mol de ácido láctico (pKa = 3,86) e 0,050 mol de sodium lactato por L. Calcule o pH deste tampão. Use a equação de Henderson-Hasselbalch
9. Calcular o pH de uma mistura de ácido acético e acetato, sabendo que seu pKa = 4,7 , nas seguintes condições:
[acetato] = 0,5 M e [ acido acético]= 5M
[acetato] = 0,5 M e [ acido acético]= 1M
10. Por que o pH desejado de uma solução tampão deve ser o mais próximo possível do pKa do acido componente neste tampão? Qual a relação de concentração da base e do ácido de um tampão quando o pH = pKa?
	
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