Bases Analíticas do Laboratório Clínico - Slides de Aula - Unidade II

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Profa. Dra. Marilia Patrão
UNIDADE II
Bases Analíticas 
do Laboratório Clínico
Conteúdo da Unidade II
 Soluções: principais conceitos.
 Solubilidade de soluções.
 Preparo de soluções.
 Cálculo da concentração de soluções e da diluição de soluções.
 Propriedades coligativas.
Conteúdo programático – Unidade II
Fonte: 
FELTRE, R. 
Química. Vol. 
2. São Paulo: 
Moderna, 
2004. p. 3.
Soluções 
verdadeiras
Soluções coloidais Suspensões
1 nm0 1.000 nm Diâmetro das 
partículas
Soluções: principais conceitos
Nome Diâmetro médio 
do disperso
Número de 
fases
Visualização das 
fases
Separação dos 
componentes
Soluções Entre 0 e 1 nm Uma ----- Destilação
Coloides Entre 1 e 1000 nm Mais de uma Ultramicroscópio Ultrafiltração
ultracentrifugação
Suspensões Acima de 1000 nm Mais de uma Olho nu ou 
microscópio óptico
Filtração simples
Decantação
 Solução: sistema homogêneo, formado pela mistura de uma ou mais substâncias, 
na qual o disperso é denominado soluto e o dispersante, solvente.
 Soluto: substância que é dissolvida, ou seja, que se distribui ao longo de outra 
substância (o solvente) na forma de pequenas partículas.
 Solvente: substância capaz de dissolver o soluto.
 Dissolução: ato de dissolver, ou seja, de misturar o 
soluto ao solvente, originando uma mistura homogênea.
Soluções: principais conceitos
 Dissolução: interações intermoleculares entre o soluto e o solvente.
Solubilidade de soluções
Ligações de hidrogênio 
entre moléculas de água 
(H2O) 
Fonte: 
<https://commons.wikimedia.org/wi
ki/File:3D_model_hydrogen_bonds
_in_water.svg>.
Com adição de soluto, 
moléculas de água passam 
a interagir com o mesmo
Fonte: FELTRE, R. Química. Vol. 2. São Paulo: Moderna, 2004. p. 6.
 A uma dada temperatura, substâncias diferentes se dissolvem em quantidades 
diferentes.
 Coeficiente de solubilidade (CS): quantidade de soluto (g) necessária para saturar 
100 g de solvente a uma dada temperatura e pressão.
Exemplos:
CSNaCl (20oC) = 36g/100g H2O
CSC12H22O11 (20
oC) = 50g/100g H2O
Solubilidade de soluções
Coeficiente de solubilidade
CSNaCl(20
oC) = 36g/100g H2O
CSC12H22O11
(20oC) = 50g/100g H2O
Fonte: Adaptado de USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química:
volume único, 5. ed., São Paulo: Saraiva, 2002.
B
A
50 g de açúcar 
(C12H22O11)
100 mL H2O (20ºC)
100 g H2O
50 g de sal 
(NaCℓ)
100 mL H2O 
(20ºC)
100 g H2O
14 g de corpo 
de chão 
(NaCℓ(s))
Classificação das soluções de acordo com o grau de saturação
Adição de pequena 
quantidade de soluto
Insaturada
(quantidade de 
soluto não 
atingiu o CS)
Saturada
(quantidade 
de soluto 
igual ao CS)
Supersaturada
(quantidade de 
soluto maior 
que o CS)
Fonte: FELTRE, Ricardo. Química V.2, 6. ed. São Paulo : Moderna, 2004
 O Coeficiente de Solubilidade (CS) da maioria das substâncias varia com 
a temperatura.
Curva de solubilidade
Dissolução endotérmica: quanto 
maior a temperatura, maior o CS
Dissolução exotérmica: quanto 
maior a temperatura, menor o CS
Fonte: USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química:
volume único. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
Curva de solubilidade
Fonte: USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química:
volume único. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
Curva de solubilidade
Fonte: <https://quimicacurso.files.wordpress.com/2015/01/dissolicao-
endotermica-e-exotermica.jpg>
Dissolução
endotérmica
Dissolução
exotérmica
Dissolução endotérmica: 
curva ascendente
Dissolução exotérmica: 
curva descendente
Solubilidade
(g do soluto/100g de água)
Solubilidade
(g do soluto/100g de água)
Temperatura Temperatura
Observe o gráfico a seguir, que representa a curva de solubilidade do KNO3
e responda: como podemos classificar uma solução preparada utilizando-se 
20 g de KNO3 e 100 g de água a 20
oC? 
a) Saturada.
b) Insaturada.
c) Supersaturada com precipitado.
d) Saturada com precipitado.
e) Supersaturada.
Interatividade
C
S
 d
o
 K
N
O
3
(g
/1
0
0
g
 d
e
 á
g
u
a
) 120
100
80
60
40
20
0
0 10 20 30 40 50 60
Temperatura ºC
 Concentração: expressa o quanto de soluto está presente em determinado volume 
ou massa de solução.
 Concentração simples: massa do soluto em determinado volume de solução.
 Concentração em quantidade de matéria (molaridade): número de mols de soluto 
em 1 litro (1 L) de solução.
 Título: porcentagem do soluto (em massa ou em volume) em relação à massa total 
ou ao volume total da solução.
 Molalidade: número de mols de soluto em 1 Kg 
de solvente.
 PPM (partes por milhão): microgramas de soluto 
em 1 g de solvente.
Concentração de soluções
 Concentração simples: é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução.
Concentração simples
 massa do soluto em kg, g, mg etc.
 volume da solução em L, dL, mL etc.
Exemplo: o teor normal de glicose em nosso sangue 
situa-se entre 75 e 110 mg/dL.
massa do soluto
volume da solução 
C =
O frasco ao lado indica que há 50g de sulfato de níquel (NiSO4) dissolvido em 1 litro
(1L) de solução.
50 g NiSO4 ------------ 1L
25 g NiSO4 ------------ 0,5 L
50 g NiSO4 ------------- 1L
100 g NiSO4 ------------ 2L
Concentração simples
Sulfato de níquel
50 g/L
Fonte: USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química:
volume único. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
Preparo de soluções
Recipiente contendo a 
massa apropriada de soluto 
Pisseta com água
Fonte: FELTRE, Ricardo. Química V.2, 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004
Traço de 
referência
 Preciso preparar 20 mL de uma solução de NaCl a 100 g/L. Qual a massa 
de soluto que devo utilizar para preparar essa solução e como ela deve 
ser preparada?
Exemplo de aplicação
 Molaridade: é a relação entre o número de mols do soluto e o volume da solução, 
em litros. É expressa em mol/L
Concentração em quantidade de matéria (molaridade)
Mol: quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades 
elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg de carbono-12
 1 mol: ~6,02·1023 unidades (602 sextilhões de unidades!)
nº de mol do soluto
volume da solução (L) 
=
As reações químicas acontecem obedecendo uma certa proporção entre o número 
de moléculas de reagentes: 
HCl + NaOH  NaCl + H2O
1 : 1 
 Massa molar do HCl = 36,5 g/mol.
 Massa molar do NaOH = 40 g/mol.
 Portanto, uma solução 1 mol/L de HCl contém 36,5 g de 
HCl em um litro de solução, enquanto que uma solução 
1 mol/L de NaOH contém 40 g de NaOH em um litro 
de solução.
Importância da molaridade
Cálculo da molaridade de uma solução
 O suco gástrico é uma solução aquosa de HCl concentração 0,01 mol/L. Nos 
tumores hipersecretores de gastrina, no entanto, a quantidade de HCl no suco 
gástrico pode ser muito superior. Qual a molaridade do HCl no suco gástrico de um 
paciente que apresenta 3,65 g de HCl por litro, e quantas vezes essa concentração 
é maior do que o normal? A massa molar do HCl é 36,5 g/mol.
Exemplo de aplicação
 Porcentagem do soluto presente em determinado volume (ou massa) de solução.
Exemplo de aplicação:
 O soro fisiológico é uma solução aquosa a 0,9% (m/v) de NaCl. Qual a massa de 
NaCl presente em 1 L de soro fisiológico?
Título (%)
 Indica quantas partes de soluto existem em um milhão de partes de solvente. 
Equivale a massa, em microgramas (µg), de soluto, presentes em 1 g de solvente.
Exemplo de aplicação:
Em uma amostra de 100 g de água, foram encontrados 4 mg de chumbo. Qual a 
concentração de chumbo na amostrade água, em ppm?
PPM (Partes por milhão)
Preciso preparar 500 mL de uma solução de cloreto de magnésio (MgCl2) a 0,5 
mol/L. Qual a massa de MgCl2 necessária para preparar essa solução? A massa 
molar do MgCl2 é 95 g/mol.
a) 95 g.
b) 190 g.
c) 47,5 g.
Interatividade
d) 11,875 g.
e) 23,75 g.
 Soluções estoque: soluções com concentração de soluto muito maior do que 
a necessária para se realizar o procedimento laboratorial desejado. 
 É necessário diluir a solução estoque antes do uso a fim de se atingir 
a concentração desejada.
Diluição de soluções
Fonte: www.ehow.com.br
Vantagens do uso de soluções estoque:
 Possibilidade de obter soluções diluídas de diferentes concentrações 
a partir da adição de solvente; 
 Armazenamento de volumes menores de solução; 
 Inibição do crescimento de bactérias e fungos devido à alta concentração de soluto 
Diluição de soluções
Ci·Vi = Cf ·Vf
Ci  concentração inicial (do estoque)
Vi  volume inicial (do estoque)
Cf  concentração final (da solução diluída)
Vf  volume final (da solução diluída)
Preciso preparar 300 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 3 mol/L a partir 
da diluição de uma solução de ácido sulfúrico 10 mol/L. Qual o volume da solução 
estoque e de água que devo utilizar?
Exemplo de aplicação
Exemplo de aplicação
Fonte: FELTRE, Ricardo. Química V.2. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004.
A B C D
0,09 L
300 mL
H2SO4(aq)
3 mol/L
Retira-se, 
com o 
auxilio de 
uma pipeta, 
um certo 
volume de 
solução
Esse volume é transferido para 
um balão volumétrico com 
capacidade de 0,3 L (300 mL), 
já contendo uma certa 
quantidade de água
Adiciona-se água 
até atingir a 
marca do balão 
(0,3L ou 300mL)
 Diluição seriada: realizada quando 
se pretende preparar diluições de 
concentração decrescente a partir 
de uma solução estoque, sendo que 
todas as soluções foram diluídas a 
partir de um fator de diluição.
Diluição seriada
Fonte: 
<https://commons.wikimedia.org/w/index.php?search=serial+dilution&title=Special:Search&
go=Go#/media/File:Verd%C3%BCnnungsreihe_mit_Ausplatteren.svg>. 
Solução estoque
1 mL
1 mL 1 mL
1:10 1:100 1:1000
9 mL
H2O
9 mL
H2O
9 mL
H2O
 Um experimentador precisa preparar uma diluição seriada com quatro pontos de 
diluição, a partir de uma solução aquosa de estoque a 100 g/L e fator de diluição 2. 
O volume que se deseja preparar de cada solução é de, no mínimo, 10 mL. 
Explique como deve ser feita essa diluição.
Exemplo de aplicação
Mistura de soluções do mesmo soluto:
Mistura de soluções
C = concentração final (após a mistura)
CA = concentração da solução A
VA = volume da solução A
CB = concentração da solução B
VB = volume da solução B
Misturou-se 200 mL de solução de NaOH 1 mol/L a 400 mL de solução de NaOH 2 
mol/L. Qual a concentração da solução obtida após a mistura?
Exemplo de aplicação
Mistura de soluções de solutos diferentes que não reagem entre si:
Mistura de soluções
C’A = concentração final do soluto A
C’B = concentração final do soluto B
CA = concentração inicial da solução A
CB = concentração inicial da solução B
VA = volume da solução A usada na mistura
VB = volume da solução B usado na mistura
Quais as concentrações finais de glicose e de sacarose em uma solução preparada 
misturando-se 10 mL de solução de glicose 10 g/L a 40 mL de solução de sacarose 
20 g/L?
Exemplo de aplicação
Preciso preparar 500 mL de uma solução de sacarose a 0,25 mol/L a partir de um 
estoque a 1 mol/L. Qual o volume da solução estoque e de água, respectivamente, 
que devo utilizar na diluição?
a) 125 mL e 375 mL.
b) 500 mL e 0,25 mL.
c) 0,25 mL e 500 mL.
d) 375 mL e 125 mL.
e) 100 mL e 400 mL.
Interatividade
 Propriedades coligativas: alterações das propriedades do solvente causadas pela 
adição de um soluto.
 Dependem da quantidade de soluto adicionada, e não de seu tamanho, estrutura 
ou massa molecular.
Diminuição da pressão de vapor. 
Aumento da temperatura de ebulição.
Diminuição da temperatura de congelamento. 
Aumento da pressão osmótica.
Propriedades coligativas das soluções
Pressão de vapor
Tempo
Fonte: 
FELTRE, Ricardo. Química V.2, 6. ed. 
São Paulo: Moderna, 2004
 Pressão máxima de vapor
de um líquido é a pressão 
exercida por seus vapores 
quando estes estão em 
equilíbrio dinâmico com 
o líquido.
Vácuo
Estado inicial
Estado final
Vapor do 
líquido
Diminuição da pressão de vapor (efeito tonoscópico negativo)
 Efeito tonoscópico negativo: a adição de um soluto não volátil diminui a pressão
de vapor do líquido.
A B
Na+
Cℓ- H2O
Fonte: USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química:
volume único. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
 Diminuição da pressão de vapor de uma solução em relação ao solvente puro 
depende do número de partículas de soluto em solução. Por esse motivo, temos 
que considerar se o soluto ioniza ou dissocia quando está em solução.
 Exemplo: qual das soluções apresenta a menor pressão de vapor: uma solução 
a 2 mol/L de glicose, soluto que não forma íons em solução, ou uma solução 
a 2 mol/L de NaCl, soluto que se dissocia nos íons Na+ e Cl- quando em solução?
Diminuição da pressão de vapor (efeito tonoscópico negativo)
Temperatura de ebulição: temperatura na qual a pressão de vapor do líquido se 
iguala à pressão atmosférica.
Maior pressão de vapor 
Líquido mais volátil
Menor temperatura de ebulição
Exemplo: éter é mais volátil do que a água:
 TE éter (nível do mar) = 34,6oC
 TE água (nível do mar) = 100oC
Temperatura de ebulição
Fonte: USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química: 
volume único. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
Diagrama de fases da água pura
Temperaturas das 
mudanças de estado 
variam de acordo com a 
pressão do sistema
Pressão (mmHg)
Temperatura (ºC)0,0098
4,579
mmHg
B
T
Região 
da água 
sólida 
(gelo)
Região da 
água líquida
Região do 
vapor de água
Fonte: Adaptado de: FELTRE, R. Química. Vol. 2. São Paulo: Moderna, 2004. p.79.
Diagrama de fases das soluções
Com adição de soluto, há 
aumento da temperatura 
de ebulição e diminuição 
da temperatura de 
congelamento da água.
Pressão (atm)
1 atm
100ºC0ºC Temperatura (ºC)
SÓLIDO
VAPOR
LÍQUIDO
Solução
B’
Água pura
A’
AB
Fonte: Adaptado de: FELTRE, R. Química. Vol. 2. 
São Paulo: Moderna, 2004. p.79.
 Efeito ebulioscópico positivo: a adição de um 
soluto não volátil aumenta a temperatura de 
ebulição do solvente, de maneira dependente 
da quantidade adicionada.
Aumento da temperatura de ebulição (efeito ebulioscópico positivo)
Fonte: www.chem.iastate.edu 
ΔΘ𝑒 = 𝐾𝑒 · 𝑊
ΔΘ𝑒  variação da temperatura de ebulição
Ke  constante ebuliométrica do solvente
W  molalidade da solução (mol/Kg)
 Efeito crioscópico negativo: a adição de um soluto não volátil diminui 
a temperatura de congelamento do solvente de maneira dependente 
da quantidade adicionada.
Diminuição da temperatura de congelamento (efeito crioscópico negativo)
Fonte: Adaptado de: <https://blog.maxieduca.com.br/propriedades-coligativas-fatores/>.
ΔΘc = 𝐾c · 𝑊
ΔΘc variação da temp. de congelamento
Kc  constante criométrica do solvente
W  molalidade da solução (mol/Kg)
TO = solvente puro Tt = 
solução
Calcule as temperaturas de ebulição e de congelamento, ao nível do mar, de uma 
solução aquosa 2 mol/Kg de glicose, soluto que não forma íons quando em solução. 
Dados: Ke = 0,52oC/molal e Kc = 1,86oC/molal
Exemplo de aplicação I
Calcule as temperaturas de ebulição e de congelamento,ao nível do mar, de uma 
solução aquosa 2 mol/Kg de NaCl, soluto que forma íons Na+ e Cl- quando em 
solução. Dados: Ke = 0,52oC/molal e Kc = 1,86oC/molal
Exemplo de aplicação II
Osmometria
Fonte: Adaptado de: FELTRE, R. Química. Vol. 2. São Paulo: Moderna, 2004. p.79.
𝜋 = ℳ · 𝑅 · 𝑇
𝜋  pressão osmótica da solução
ℳ  molaridade da solução
𝑅  cte universal dos gases
T  temperatura (K)
A pressão é aplicada de 
modo a evitar a passagem 
do solvente para a solução
Manômetro
 Osmometria: determinação do aumento da pressão osmótica de uma solução em 
relação à água pura.
O nível líquido no 
capilar indica os 
movimentos entre 
o solvente 
e a solução
Membrana 
semipermeávelRecipiente 
de aço
Solução
Solução
Solvente puro
 O sangue humano apresenta várias substâncias em solução, que lhe conferem 
uma pressão osmótica de cerca de 7,8 atm. Demonstre que o soro fisiológico 
(NaCl 0,9%, que corresponde a uma solução 0,1538 mol/L), quando mantido a 
37oC, temperatura de nosso corpo, apresenta a mesma pressão osmótica que 
o sangue e, por esse motivo, pode ser aplicado por via intravenosa sem causar 
danos às hemácias.
Exemplo de aplicação
Soluções aquosas preparadas com solutos não voláteis, em relação à água pura:
a) Apresentam maior pressão de vapor.
b) Apresentam maior temperatura de ebulição.
c) Apresentam maior temperatura de congelamento.
d) Apresentam menor pressão osmótica.
e) As alternativas b e c estão corretas.
Interatividade
ATÉ A PRÓXIMA!