Apostila BIOQUIMICA prática

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MEDICINA VETERINÁRIA ______ 
2020 
 
 
NOME: ________________________________________________________________ 
 
Turma de laboratório_______________________Bancada nº ( ) 
 
Colegas de bancada: _______________________________________________________________ 
 
BIOQUÍMICA PRÁTICA 
 
Professora 
Maria Perpétua Oliveira Ramos 
 
 
1 
 
 
 
 
TABELA PERÍODICA DOS ELEMENTOS 
 
 
 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 
 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 
 1 2 
 H He 
 1,0 4,0 
 3 4 5 6 7 8 9 10 
 Li Be B C N O F Ne 
 6,9 9,0 10,8 12,0 14,0 16,0 19,0 20,2 
 11 12 13 14 15 16 17 18 
 Na Mg Al Si P S Cl Ar 
 23,0 24,3 27,0 28,1 31,0 32,1 35,5 39,9 
 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 
 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 
 39,1 40,1 45,0 47,9 50,9 52,0 54,9 55,8 58,9 58,7 63,5 65,4 69,7 72,6 74,9 79,0 79,9 83,8 
 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 
 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 
 85,5 87,6 88,9 91,2 92,9 95,9 97,9 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,7 121,8 127,6 126,9 131,3 
 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 
 Cs Ba a Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 
 132,9 137,3 71 178,5 180,9 183,9 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,0 209,0 210,0 222,0 
 
 87 88 89 104 105 106 107 108 109 
 Fr Ra a Rf Db Sg Bh Hs Mt 
 223,0 226,0 103 261,1 262,1 263,1 264,1 265,1 266,1 
 
 
 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 
 No ATÔMICO La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 
 SÍMBOLO 138,9 140,1 140,9 144,2 144,9 150,4 152,0 157,2 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,0 175,0 
 MASSA 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 
 ATÔMICA Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 
 227,0 232,0 231,0 238,0 237,0 244,1 243,1 247,1 247,1 251,1 252,1 257,1 258,1 259,1 260,1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Ser veterinário é conviver lado a lado com ensinamentos profundos sobre o amor e a vida.” 
2 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
GENERALIDADES SOBRE O CURSO DE BIOQUÍMICA PRÁTICA APLICADA .................................................... 3 
NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA ............................................................................. 5 
MATERIAIS E EQUIPAMENTOS USADOS EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA ................................................... 10 
PREPARO DE SOLUÇÕES ......................................................................................................................................... 18 
MÉTODOS DE DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO pH ................................................................................... 22 
SOLUÇÃO TAMPÃO .................................................................................................................................................. 27 
AMINOÁCIDOS E PROTEÍNAS ................................................................................................................................. 31 
EXTRAÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DE ENZIMA ................................................................................................... 44 
CARBOIDRATOS ........................................................................................................................................................ 51 
PROPRIEDADES GERAIS DOS LIPÍDIOS................................................................................................................. 58 
CONSTRUÇÃO DO MAPA METABOLICO ............................................................................................................... 62 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
GENERALIDADES SOBRE O CURSO DE BIOQUÍMICA PRÁTICA APLICADA 
 
____/____/2020 
1 OBJETIVOS 
O curso prático tem como objetivo: 
I. Desenvolver habilidades para manipulação de reagentes e equipamento utilizado em bioquímica. 
II. Manipular material biológico. 
III. Reconhecer por meio de reações efetuadas, propriedades químicas das substâncias que compõem os 
organismos vivos. 
IV. Ler instruções, executá-las e interpretar resultados experimentais. 
 
2 INTRODUÇÃO 
Planifique a experiência e economize tempo 
Antes de qualquer prática será feita uma exposição do assunto. Pede-se que o estudante leia e estude o roteiro em 
casa, antes de iniciar o seu dia no laboratório. Caso contrário perderá o seu tempo executando experiências 
mecanicamente, sem entendê-las, isto acarretando um baixo aproveitamento na aula prática. 
I. Anote os dados experimentais no relatório enviado previamente pelo portal. Faça o seu relatório de tal maneira 
que outras pessoas que não executaram as experiências possam entendê-lo facilmente. 
II. Cada aluno deverá ter o seu relatório, não será permitido assistir as aulas o aluno que não o possui. 
III. Anote alterações da cor da solução, formação de precipitados, emanação de gases e o tempo necessário para 
a ocorrência do fenômeno. 
IV. Procure esquematizar em tabelas curtas em lugar de descrever longamente as experiências. 
V. Todos os relatórios deverão ser entregues ao final da aula ou segundo orientação do professor. 
 
Reagentes 
I. Ao iniciar uma experiência, verifique no rotulo o nome, concentração e demais informações da 
solução/substância. 
II. Verifique em que temperatura a experiência deverá ser executada e em que ordem adicionados os reagentes. 
III. Após o uso, cada reagente deverá ser recolocado no seu lugar, para que outro colega possa utilizá-lo. 
IV. Devem-se tomar alguns cuidados com os vidros de reagentes e as soluções neles contidas, a fim de se evitar 
contaminações e estragos. 
a) não trocar as tampas; 
b) não introduzir pipetas nas soluções padrões (transferir um pouco da solução para um tubo e depois pipetar); 
c) não devolver ao frasco original as soluções retiradas em excesso. 
 
Material do estudante 
Cada estudante deverá trazer para os trabalhos práticos: 
I. Jaleco: Não será permitida a presença do aluno sem jaleco - Utilize jaleco de algodão. 
II. Óculos e máscara de proteção 
III. Relatório: sem o qual o aluno não executará as experiências. 
IV. Pincel adequado para identificar a vidraria. 
V. Lápis, borracha, calculadora etc. 
 
Execução dos trabalhos práticos e limpeza 
a) Para os trabalhos práticos exige-se atenção, rigor técnico, responsabilidade e disciplina. 
b) Para maior eficiência é necessário que o aluno seja pontual, assíduo, ordeiro, asseado e tenha o prévio 
conhecimento teórico da prática a ser executada. 
4 
 
c) Cálculos e anotações devem ser efetuados no relatório, já mencionado. 
d) Finalizados os trabalhos práticos, o aluno deverá proceder à limpeza do seu lugar e material, deixando-o limpo 
e em condições de ser utilizado novamente. 
e) A vidraria deverá ser imediatamente lavada após o seu uso. 
 
Prevenção de acidentes 
a) Não é permitido fumar no laboratório 
b) Usar avental de algodão 
c) Não utilizar substâncias inflamáveis (álcool, éter, etc.) nas proximidades de uma chama: apague-a antes . 
d) Ao abrir a torneira do bico de gás já ter à mão a chama com que vai acende a. 
e) Reagentes corrosivos e tóxicos concentrados não deverão ser pipetados e sim medidos em cilindros graduados, 
ou retirados com pipetas automáticas. 
f) Certifique-se do lugar onde se encontra o extintor de incêndio. 
g) Ao aquecer um tubo de ensaio, certifique-se de que a solução, ao sofrer um superaquecimento, nãoserá 
projetada na direção do seu rosto ou no rosto do seu colega. Para evitar superaquecimento da parte inferior da 
solução, agite-a fortemente durante o aquecimento. 
 
Material de Laboratório: 
Alguns dos materiais usados em laboratório de bioquímica são béqueres, erlenmeyer, pipetas, buretas balão 
volumétrico.... 
É necessário ainda o conhecimento de alguns procedimentos comuns em um laboratório. Segundo o exposto e 
com base na literatura, responda o relatório a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
____/____/2020 
 
1 OBJETIVOS 
 
✓ Apresentar as normas de segurança necessárias ao desenvolvimento das atividades práticas. 
✓ Conhecer os perigos existentes no laboratório e a postura que deve ser adotada de forma a garantir, 
com segurança, o máximo de aproveitamento. 
✓ Orientar quanto aos riscos comuns em laboratório e aos procedimentos que devem ser adotados diante 
de acidentes (primeiros socorros). 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
Trabalhando-se com prudência o laboratório de bioquímica é um local seguro. As causas principais de acidentes 
em laboratório são: descuidos, faltas de atenção ao trabalho e desconhecimento sobre possíveis perigos. Para 
evitar tais situações deve-se dar importância às instruções, contidas no roteiro de cada aula, acerca das 
precauções que devem ser tomadas no laboratório. 
 
3 NORMAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
MATERIAIS E EQUIPAMENTOS USADOS EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
____/____/____ 
1 OBJETIVO 
 
✓ Discutir a correta utilização de materiais e equipamentos, bem como sua manipulação. 
 
2 INTRODUÇÃO 
Chama-se material de laboratório os instrumentos e equipamentos utilizados para realização de experimentos 
para obter dados. A seguir têm-se o nome, a função e o desenho de alguns. 
 
Capela com exaustor: 
Expelir gases para o ambiente externo ao 
laboratório. 
 
Balanças semianalíticas: 
 Determinar massas cujos resultados não 
precisam ser muito confiáveis. 
 
Tubos de ensaio: 
Testar reações com pequenas quantidades 
de reagentes. 
 
Suporte universal (base + haste): 
Sustentar vários tipos de materiais de 
laboratório. 
 
Bastão de vidro: 
Agitar ou transferir líquidos de um 
recipiente a outro. 
 
Aro de metal: 
Sustentar o funil analítico. 
 
 
Garra para condensador: 
Sustentar o condensador. 
 
Garra para bureta: 
Sustentar a bureta. 
 
 
Pinças: 
Manipular objetos aquecidos. 
Vidro relógio: 
Pesar pequenas quantidades de sólido; 
evaporar pequenas quantidades de líquidos 
e cobrir recipientes. 
 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Laborat%C3%B3rio
11 
 
 
 
 
Condensador: 
Condensar vapores do líquido devido à 
refrigeração promovida pela água. 
 
Cadinho: 
Aquecer e fundir sólidos a altas 
temperaturas. 
 
Balão de fundo chato: 
Aquecer e realizar reações. 
 
Funil de decantação: 
Separar líquidos imiscíveis. 
 
 
Funil analítico: 
Transferir líquidos e realizar filtração. 
 
Funil de Bucher: 
Realizar filtrações a vácuo. 
 
 
 
3 DESENVOLVIMENTO 
 
3.1 Materiais 
 
 
 
De uso geral EPIs 
Equipamentos e vidrarias listados na 
introdução 
Jaleco 
4 frascos âmbar, vazios, contendo rótulos 
originais 
 
 
Para cada bancada 
1 tela de amianto 1 bureta 
1 proveta de 10 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 
1 béquer de 50 mL 1 pipeta volumétrica 
1 erlenmeyer 1 tripé de ferro 
1 balão volumétrico 
12 
 
3.1 Ler atentamente 
os rótulos dos frascos 
dos reagentes antes de utilizá-los, lembrando-se que: 
➢ PA: Pureza Analítica; 
➢ ACS: American Chemical Society. 
a) (24,0) Consultando os rótulos a seguir preencha os quadros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nome: Fórmula molecular: 
 
 
Massa molar: Densidade (líquidos): 
 
 
Significado do símbolo de segurança: 
 
 
Teor de pureza: 
 
 
 
Nome: Fórmula molecular: 
 
 
Massa molar: 
 
 
Densidade (líquidos): 
 
Significado do símbolo de segurança: 
 
 
Teor de pureza: 
 
 
13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nome: Fórmula molecular: 
 
 
Massa molar: Densidade (líquidos): 
 
 
Significado do símbolo de segurança: 
 
 
Teor de pureza: 
 
 
 
 
Nome: Fórmula molecular: 
 
 
Massa molar: Densidade (líquidos): 
 
 
Significado do símbolo de segurança: 
 
 
Teor de pureza: 
 
 
3.1.1 Para medidas grosseiras de volumes (medidas não quantitativas) usar a proveta, o béquer ou outro 
instrumento graduado. 
 (6,0) Faça desenhos esquemáticos dos seguintes instrumentos: 
Proveta 
 
 
 
 
 
 
Béquer Erlenmeyer 
 
3.1.2 Para medidas exatas de grandes volumes inteiros, usar um balão volumétrico. 
(3,0) Faça desenho esquemático do balão volumétrico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.1.3 Para medidas exatas de pequenos volumes de substâncias tóxicas ou voláteis, utilizar 
preferencialmente uma bureta disponibilizada na capela. 
a) (3,0) Faça desenho esquemático da bureta: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) (6,0) Explique com detalhes como zerar a bureta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
c) (6,0) Explique detalhadamente como deve ser feita a leitura do menisco. 
 
 
3.1.4 Para medidas exatas de pequenos volumes de substâncias utilizar uma pipeta graduada ou uma pipeta 
volumétrica acoplada ao pipetador ou à pera de borracha. 
a) (6,0) Faça desenhos esquemáticos das pipetas: 
Pipeta graduada 
 
 
 
 
 
Pipeta volumétrica 
 
b) (5,0) Explique a diferença entre os dois tipos de pipetas. 
 
 
 
 
3.1.5 Para diluir um ácido concentrado, nunca adicionar água ao ácido. O calor desenvolvido é tão forte que 
podem se formar bolhas de vapor que são expelidas. 
 
 
(5,0) Observe a figura e escreva uma explicação para os fatos 
ocorridos. 
 
3.1.6 Medir 10 mL de água de torneira em uma pipeta graduada de 10 mL. Em seguida transferir o líquido 
para uma proveta de 10 mL. Finalmente transferir o líquido para um béquer de 50 mL. 
(3,0) Coloque essas vidrarias em ordem crescente de confiabilidade quanto às suas medidas escrevendo 
seu nome e elaborando desenhos esquemáticos. 
___________________ < ___________________ < ___________________ 
 
 
 
 
16 
 
3.1.7 Para o aquecimento de líquidos não inflamáveis o mais usado é o bico de Bunsen, associado a um tripé 
de ferro e uma tela de amianto. Neste caso, nunca acender o bico com a janela aberta. Para aquecimento 
de líquidos inflamáveis, usar a chapa aquecedora. 
a) (4,0) No bico de Bunsen apresentado, identifique as indicações por setas. 
 
 
b) (4,0) Descreva como ligar e como desligar o bico de Bunsen. 
Para ligar: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para desligar: 
 
 
 
 
 
 
c) (3,0) Desenhe o tripé de ferro com a tela de amianto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.1.8 Saber a localização da caixa de primeiros-socorros e conhecer previamente seu conteúdo é importante 
desde a primeira aula prática. Não deixe para fazer isto no momento de um acidente. 
 
 
 
 
17 
 
a) (7,0) Relacione os itens da caixa de primeiros socorros e suas utilidades. 
Itens da caixa Utilidade 
Soro fisiológico 
 
Sabonete líquido bactericida 
 
Etanol a 70% 
 
Curativos 
 
Algodão 
 
Papel toalha 
 
Luvas descartáveis 
 
Compressa de gaze 
 
Atadura 
 
Solução de ácido acético a 5% 
 
Solução de bicarbonato de sódio a 5% 
 
 
b) (5,0) Qual a utilidade do cobertor e do balde de areia em um laboratório de química? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.1.9 Todos os reagentes disponibilizados para as aulas práticas possuem FISPQ. 
a) (5,0) Pesquise e escreva o significado de FISPQ. 
 
 
b) (5,0) Qual a importância da FISPQ para os trabalhos nos laboratórios? 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
PREPARO DE SOLUÇÕES 
___/___/___ 
 
1 OBJETIVOSPreparar soluções de uso em atividades de laboratório de Bioquímica. 
 
2 INTRODUÇÃO 
SOLUÇÕES 
Solução é um material homogêneo constituído de soluto e solvente em proporções bem definidas. 
Para as soluções um fator essencial é o conhecimento da relação entre as quantidades de soluto e da 
solução. Esta relação é denominada concentração, existindo várias maneiras de expressá-la, sendo mais comum 
a concentração em quantidade de matéria e a concentração em massa. 
A concentração em quantidade de matéria consiste na relação entre a quantidade de matéria (em mols) 
do soluto e o volume da solução (em litros). Sua unidade é mol/L. Exemplo: 100 mL de solução de tetraborato 
de sódio decaidratado (Na2B4O7.10H2O) 0,1 mol/L. 
A concentração em massa consiste na relação entre a massa do soluto (em gramas) e o volume da 
solução (em litros). Sua unidade é g/L. Exemplo: 100 mL de solução de hidróxido de potássio (KOH) 56 g/L. 
 
TÉCNICA PARA O PREPARO DE SOLUÇÃO SÓLIDO/LÍQUIDO 
1 – determinar a massa molar do soluto 
2 – em função da concentração da solução a ser obtida, determinar a massa a ser medida 
3 – realizar a pesagem em um béquer de 50 mL, em vidro de relógio ou copinho de plástico 
4 – dissolver o sólido no béquer onde foi pesado (se for o caso), com  10 mL de água destilada 
5 – transferir o conteúdo do béquer para um balão volumétrico adequado, usando funil 
6 – lavar o béquer com pouca água destilada, por 3 vezes 
7 – lavar o funil e retirá-lo 
8 – completar o balão com água destilada, observando o menisco no traço de referência 
9 – homogeneizar a solução 
10 – transferir a solução para um frasco devidamente rotulado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARA SUA SEGURANÇA, NUNCA PIPETE REAGENTE LÍQUIDO CONCENTRADO COM A BOCA! 
 
LEMBRE-SE: SEMPRE ÁCIDO SOBRE A ÁGUA! 
 
 
 
 
 
19 
 
3 DESENVOLVIMENTO 
 
3.1 Material 
De uso geral EPIs 
Na2HPO4 PA anidro Jaleco 
NaOH PA anidro Máscara 
Balanças Luvas 
Espátulas Óculos de proteção 
Frascos rotulados para reagentes 
Para cada bancada da direita e esquerda do laboratório 
Pisseta Balão volumétrico de 100 mL 
Balão volumétrico de 50 mL Bastão de vidro 
Béquer de 50 mL Conta-gotas 
 
 
3.2 Procedimentos 
3.2.1 Preparo de soluções sólido/líquido. 
 
OBS.: É preciso fazer os cálculos e descrever os procedimentos utilizados em cada um dos itens a seguir. 
 
a) Prepare 50 mL de solução de NaOH 0,5 mol/L 
b) Prepare 50 mL de solução de Na2HPO4 0,1 mol/L 
 
4 RELATÓRIO 
4.1. Prepare 50 mL de solução de NaOH 0,5 mol/L (20,0 pontos) 
Cálculos Procedimentos (metodologia) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
4.2. Prepare 50 mL de solução de Na2HPO4 0,1mol/L (20,0 pontos) 
Cálculos Procedimentos (metodologia) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.3. As prescrições nem sempre condizem com a medicação adotada como padrão. No dia a dia o médico 
veterinário deve estar preparado para adequar essas dosagens, o objetivo é preparar uma solução cujo volume 
e concentração sejam o mais próximo do prescrito. Existem algumas maneiras de facilitar essas adequações 
através da diluição da solução. 
Sendo a prescrição: 500 mL de soro glicosado (SG) 10% e tendo disponível: 500 mL de SG 5% e 50% 
responda: 
a) Quantos gramas de glicose há no frasco de 500 mL de SG 5%? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
 
b) Quantos gramas de glicose há no frasco de 500 mL de SG 50%? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
c) Quantos gramas de glicose há no frasco de 500 mL de SG 10%? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
d) Qual é a diferença, em gramas, entre o SG disponível (5%) e o SG solicitado (10%)? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
e) Quantos mL de SG 50% são necessários para obter 25g de glicose? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
f) Determine a massa de ácido oxálico diidratado (H2C2O4.2H2O) necessário para preparar 50 mL de 
solução 0,1 mol/L. Deixe os cálculos. (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
4.4 Consulte a FISPQ dos reagentes a seguir e complete o quadro. (20 ptos) 
Reagentes Medidas de primeiros socorros Manuseio e armazenamento 
Na2HPO4 
PA anidro 
 
Nome: 
 
 
 
 
 
 
 
NaOH PA 
anidro 
 
Nome: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
ALMEIDA, P.G.V. (Org.). Química Geral (Práticas Fundamentais). 3. ed. Viçosa: Editora UFV, 1998. 111 
p. 
BRAATHEN, P. C. Química Geral. Viçosa-MG: Editora UFV/CRQ-MG, 2009. 623 p. 
CISTERNAS, José Raul. Fundamentos de bioquímica experimental. 2. ed. São Paulo: Editora Atheneu, 
2001. 275 p. 
 
 
 
22 
 
MÉTODOS DE DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO pH 
____/____/____ 
 
1 OBJETIVOS 
Determinar o pH de soluções utilizando os métodos colorimétricos (indicadores de pH) e 
potenciométrico. Entender o pH como medida de concentração. Familiarização com o uso de 
indicadores de pH. 
 
2 INTRODUÇÃO 
A massa corporal humana é formada por vários elementos químicos (oxigênio, carbono, hidrogênio, 
cálcio, fósforo, etc.) os quais desempenham individualmente uma função em específico. Dentre eles, o íon H+ 
apresenta-se em quantidades reduzidas, determinando um valor de pH característico para os fluidos biológicos, 
e qualquer alteração neste, pode provocar grandes alterações funcionais (acidose, alcalose respiratória). 
Variações nos valores de pH podem ocorrer pela adição de um ácido ou base à solução. No entanto, o 
organismo consegue em condições normais manter este pH constante ou dentro de certos limites pela ação dos 
tampões biológicos. 
As soluções aquosas podem ser ácidas, básicas ou neutras. De acordo com a teoria de Brönsted e Lowry, 
o que causa a acidez é a espécie H3O
+
(aq) produzida pela reação do soluto cm a própria água. Já a basicidade 
pode ser causada pelos íons -OH presentes na dissociação de certos compostos (Arrhenius) ou então pela 
capacidade de receber H+ (Brönsted e Lowry). 
 A grandeza que permite avaliar a acidez ou a basicidade de uma solução aquosa é o Ka. No entanto, por 
apresentar-se com números muito pequenos, ela costuma ser avaliada pelo seu inverso logarítmico, o pH. A 
determinação experimental do pH pode ser feita por dois processos, obedecendo como padrão uma escala de 
0 a 14: pH < 7 = solução ácida; pH = 7 = solução neutra; pH > 7 = solução básica. 
O primeiro processo utiliza um potenciômetro dotado de um eletrodo de vidro, o qual, neste caso, 
costuma ser chamado de pH metro. Este instrumento funciona com base na diferença do potencial 
eletroquímico entre uma solução de referência (padrão) e a solução analisada, medindo com precisão o pH das 
soluções. 
 
 O segundo método (visual) permite avaliar o intervalo de pH de uma solução aquosa com o uso de 
indicadores ácido-base. Neste caso, é preciso conhecer a seguinte tabela: 
 
Indicador Intervalo de pH para 
mudança de cor 
Mudança correspondente 
Azul-de-timol 1,2 a 2,8 vermelho para amarelo 
Alaranjado-de-metila 3,1 a 4,4 vermelho para alaranjado 
Azul-de-bromofenol 3,0 a 4,6 amarelo para violeta 
Verde-de-bromocresol 4,0 a 5,6 amarelo para azul 
Vermelho-de-metila 4,4 a 6,2 vermelho para amarelo 
Azul-de-bromotimol 6,2 a 7,6 amarelo para azul 
Azul-de-timol 8,0 a 9,6 amarelo para azul 
Fenolftaleína 8,0 a 10,0 incolor para vermelho 
Timolftaleína 9,4 a 10,6 incolor para azul 
Amarelo-de-alizarina 10,1 a 12,0 amarelo para vermelho 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
3 DESENVOLVIMENTO 
3.1 Material 
EPIs 
Óculos de proteção Jaleco 
Luvas (opcional) Máscara (opcional) 
Para cada bancada da direita e esquerda do laboratório 
Tubos de ensaio Suco de um limão preparados em béquer 
Pipetas graduadas Água destilada 
Solução de HCl 0,1 mol/L Ração para animais. Já preparadas em béqueres. 
Solução de NaOH 0,1 mol/L Solução de Na2HPO4 0,1 mol/L 
Leite Solução de NaHCO3 0,1 mol/L 
Potenciômetro com eletrodo de vidro Indicadores citados na tabela anterior para cada duas bancadasSaliva, preparada pelo aluno. 
 
3.2 Procedimentos 
3.2.1. Triture 2g da ração em 20 mL de água. Promova a filtração e separe 4 tubos com cerca de 2 mL do 
filtrado em cada. Adicione a cada tubo algumas gotas dos indicadores azul-de-timol, alaranjado-de-metila, 
azul-de-bromofenol e verde-de-bromocresol, respectivamente. Anote as cores observadas e determine a faixa 
provável do pH da solução. (9,0 pontos) 
Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
 
3.2.2. Repita o procedimento do item 3.2.1, usando limão e os mesmos indicadores. (9,0 pontos) 
Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
3.2.3. Repita o procedimento do item 3.2.1. usando leite de vaca e os mesmos indicadores. (9,0 pontos) 
Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
3.2.4. Repita o procedimento do item 3.2.1 usando saliva e os mesmos indicadores. (9,0 pontos) 
d) Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
3.2.5. Repita o procedimento do item 3.2.1. usando HCl 1 mol/L e os mesmos indicadores. (9,0 pontos) 
e) Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
 
 
 
25 
 
3.2.6. Repita o procedimento do item 3.2.1. usando solução de bicarbonato de sódio 0,1 mol/L e os mesmos 
indicadores. (9,0 pontos) 
f) Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
3.2.7. Repita o procedimento do item 3.2.1 usando solução de Na2HPO4 0,1 mol/L e os indicadores verde-de-
bromocresol, vermelho-de-metila, fenolftaleína e azul-de-bromotimol. (9,0 pontos) 
g) Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
3.2.8. Repita o procedimento do item 3.2.1 usando solução de NaOH 0,1 mol/L e os indicadores azul-de-
timol, fenolftaleína, timolftaleína e amarelo-de-alizarina. (9,0 pontos) 
h) Resultados do pH pelos indicadores 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conclusão: Valor no pH metro = 
 
 
 
26 
 
 
4 RELATÓRIO 
4.1 Por que é importante para um médico veterinário saber sobre o balanceamento ácido-básico? (14,0 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.2 Consulte a FISPQ dos reagentes a seguir e complete o quadro. (14 ptos) 
Reagentes Medidas de primeiros socorros Manuseio e armazenamento 
HCl 
 
Nome 
 
 
 
 
 
 
 
NaHCO3 
 
 
Nome 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
ALMEIDA, P.G.V. (Org.). Química Geral (Práticas Fundamentais). 3. ed. Viçosa: Editora UFV, 1998. 111 
p. 
BRAATHEN, P. C. Química Geral. Viçosa-MG: Editora UFV/CRQ-MG, 2009. 623 p. 
CISTERNAS, José Raul. Fundamentos de bioquímica experimental. 2. ed. São Paulo: Editora Atheneu, 
2001. 275 p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 SOLUÇÃO TAMPÃO 
___/___/____ 
 
1 OBJETIVOS 
Manusear e compreender o funcionamento de um medidor de pH. 
Estudar o efeito tamponante de misturas contendo proporções e concentrações diferentes de um ácido fraco e 
sua base conjugada. 
 
2 INTRODUÇÃO 
Soluções-tampão 
As substâncias consideradas ácidos ou bases fortes são aquelas que tendem a se dissociar totalmente quando 
em solução, diminuindo ou aumentando o pH do meio, respectivamente. Assim, o pH de uma solução 0,1 
mol/L de HCl é praticamente 1,0 (pH = -log [0,1]) enquanto o pH de uma solução 0,1 mol/L de NaOH é 
praticamente 13,0 (pOH = -log [0,1] e pH = 14 - 1). 
 
O pH dos fluidos biológicos mantém-se mais ou menos constantes em valores próximos de 7,0 devido à 
presença de um grande número de substâncias capazes de captar ou liberar prótons. Nas células e nos fluidos 
biológicos predominam ácidos e bases fracos, que não são completamente ionizáveis em solução (alguns 
ionizam-se menos que 1 %). Sendo assim, a relação entre pH e o grau de dissociação de um ácido fraco não é 
direta como nos ácidos fortes. No entanto, ela pode ser analisada através da equação de Henderson-Hasselbach. 
Considere a reação de dissociação de um ácido fraco em solução aquosa: 
HA → H+ + A- 
Aplicando a lei de ação de massas temos: 
 
 
Onde Ka é a constante de equilíbrio da reação. 
Rearranjando a equação temos: 
 
 
Chegamos finalmente à equação de Henderson-Hasselbach: 
 
 
A equação mostra que o pH de qualquer solução aquosa que contenha uma quantidade significativa de um 
ácido fraco dependerá da proporção (E NÃO DA QUANTIDADE ABSOLUTA) das formas dissociadas e não 
dissociadas do ácido e do pKa deste mesmo ácido. Se H+ ou OH- forem adicionados a uma solução contendo 
uma proporção adequada destas formas, a razão [base]/[ácido] será alterada ao consumir esses [H+] ou [OH-], 
sem variar o pH do meio e, é claro, mantendo-se inalterada a constante de ionização, Ka Assim, o 
TAMPONAMENTO DE UMA SOLUÇÃO é a capacidade desta em resistir a variações de pH. Substâncias 
cuja presença na solução são responsáveis por este efeito são conhecidas como TAMPÕES. 
O fenômeno do tamponamento é um dos fatores que possibilitou o surgimento da vida. Em organismos 
vivos o pH dos diferentes ambientes é mantido estável, mesmo após a “adição” de ácidos ou bases. 
Em laboratórios pode-se preparar uma solução tampão utilizando-se uma base fraca ou um ácido fraco 
(ex.: ácido acético) e sua base conjugada na forma de um sal (ex.: acetato de sódio). Em pesquisa científica os 
tampões são essenciais para a manutenção do pH em uma grande variedade de procedimentos, por exemplo, 
cultura de células e tecidos, medida de atividade enzimática, purificação de proteínas, etc... Normalmente 
 
 
 
28 
 
utiliza-se um tampão para manutenção de um valor de pH que se encontre uma unidade acima ou abaixo de 
seu valor de pK, pois dentro desta faixa o seu efeito tamponante é muito mais eficiente. 
 
 
3 DESENVOLVIMENTO 
 
3.1 Material 
 
EPIs 
Óculos de proteção Jaleco 
Luvas (opcional) Máscara (opcional) 
Para cada bancada da direita e esquerda do laboratório 
NaOH 1 mol/L em béqueres Suporte universal, haste e garras para bureta 
HCl 0,1 mol/L em béqueres Extrato de repolho roxo 
CH3COOH 0,2 mol/L em bequeres Peagâmetro 
CH3COONa 0,2 mol/L Conta gotas 
Água destilada 
 
3.2. Efeito tamponante de uma solução ácido acético/acetato de sódio 
 
3.2.1 Numere de 1 a 6 béqueres de 50 mL 
3.2.2 Adicione 30 mL de solução de extrato de repolho roxo em cada um deles. 
3.2.3 Organize os béqueres 1, 2 e 3 sobre a bancada. 
3.2.4 Acrescente no bequer 1, 20 gotas de HCl 0,1 mol/L e a seguir acrescente ao béquer 3, 20 gotas de NaOH 
0,1 mol/L. 
 
Cor da solução no béquer 1: (2 pontos) 
Antes de adicionar o ácido clorídrico: _________________ Após adicionar o ácido: _________________ 
 
Ocorreu alteração no valor do pH? Qual? (3 pontos) 
 
 
Cor da solução no béquer 3: (2 pontos) 
Antes de adicionar a base:___________________ Após adicionar a base: ___________________ 
 
Ocorreu alteração no valor do pH? Qual? (3 pontos) 
 
 
 
3.2.5. Organize agora os béqueres 4, 5 e 6 (nesta ordem) sobre a bancada. 
3.2.6. Adicione em cada um deles 10 mL de solução de ácido acético 0,2 mol/L e 10 mL de solução de acetato 
de sódio 0,2 mol/L. 
3.2.7. Repita os procedimentos dos iten2.2.4 Compare com os outros béqueres 
Cor da solução no béquer 4: (2 pontos) 
Antes de adicionar o ácido clorídrico _________________ Após adicionar o ácido _________________ 
 
Ocorreu alteração no valor do pH? Qual? (3 pontos) 
 
 
 
 
 
29 
 
Cor da solução no béquer 6: (2 pontos) 
Antes de adicionar a base___________________ Após adicionar a base ___________________ 
 
Ocorreu alteração no valor do pH? Qual? (3 pontos) 
 
 
3.2.8. Determine o pH das soluções 1 a 6 utilizando o pH metro e complete a tabela. (5 pontos) 
 
pH Soluções 
 1 extrato + HCl 
 2 extrato 
 3 extrato +NaOH 
 4 tampão + HCl 
 5 tampão 
 6 tampão + NaOH 
 
RELATÓRIOS: 
 
4.1 Você pode utilizar um aminoácido para fazer uma solução-tampão? Justifique. (5,0 pontos) 
 
 
 
4.2 Escreva as fórmulas moleculares dos exemplos de soluções tampões citadas a seguir. (10,0 pontos) 
 
Ácido acético + acetato de sódio 
 
 
Ácido bórico + borato de sódio 
 
 
Ácido cítrico + citrato de sódio 
 
 
Ácido fosfórico + fosfato de sódio 
 
 
Amônia + cloreto de amônio 
 
 
4.2 Como a concentração de um tampão afeta a sua capacidade tamponante? (10,0 pontos) 
 
 
 
 
 
Analisando os valores de pH obtidos defina como funciona uma 
solução-tampão. (5,0 pontos) 
________________________________________________________ 
 
 
 
30 
 
4.3 A eficiência de um tampão mante o pH de um meio indefinidamente? (5,0 pontos) 
 
 
 
Justifique. (10,0 pontos) 
 
 
 
4.4 O valor do pH do rumem é muito importante para o bom processo fermentativo. Quais fatores 
influenciam na regulação do pH no rumem? Qual a principal consequência de um desequilíbrio do pH? 
((10,0 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.5 Consulte a FISPQ dos reagentes a seguir e complete o quadro. (20 ptos) 
Reagentes Medidas de primeiros socorros Manuseio e armazenamento 
CH3COOH 
 
Nome 
 
 
 
 
 
 
 
 
CH3COONa 
 
Nome 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
01. ALMEIDA, P.G.V. (Org.). Química Geral (Práticas Fundamentais). 3. ed. Viçosa: Editora UFV, 2000. 
111 p. 
02. BRAATHEN, P. C. Química Geral. Viçosa-MG: Editora UFV/CRQ-MG, 2009. 623 p. 
03. CISTERNAS, Jose Raul. ; VARGA, Jose ; MONTE, Osmar . Fundamentos da bioquímica 
experimental. 2. ed. São Paulo: Atheneu, 2001. 276 p. 
http://biblioteca.unipam.edu.br/biblioteca/cgi-bin/infoisisnet.exe/pesq?AUTOR=Cisternas,%20Jose%20Raul&BASEISIS=1&FROM=1&COUNT=50&FORMAT=&PAGINAORIGEM=&SITE=
 
 
 
31 
 
AMINOÁCIDOS E PROTEÍNAS 
_ 
_____/_____/____ 
1 OBJETIVOS 
• Determinar a composição elementar das proteínas. 
• Métodos de análise e identificação de aminoácidos e proteínas. 
• Identificar soluções de proteínas, avaliar a desnaturação frente a diversas condições e a solubilidade 
em relação à solventes orgânicos. 
• Construir a curva de titulação e determinar o pK1, o pK2 e o ponto isoelétrico (pI) do aminoácido 
Glicina. 
 
2 INTRODUÇÃO 
As proteínas são as moléculas orgânicas mais abundantes e importantes nas células e perfazem 50% 
ou mais de seu peso seco. São encontradas em todas as partes de todas as células, uma vez que são fundamentais 
sob todos os aspectos da estrutura e função celulares. Existem muitas espécies diferentes de proteínas, cada 
uma especializada para uma função biológica diversa. Além disso, a maior parte da informação genética é 
expressa pelas proteínas. 
Pertencem à classe dos peptídeos, pois são formadas por aminoácidos ligados entre si por ligações 
peptídicas. Uma ligação peptídica é a união do grupo amino (-NH2) de um aminoácido com o grupo carboxila 
(-COOH) de outro aminoácido, através da formação de uma amida. 
 
3 DESENVOLVIMENTO 
3.1Material 
 
EPIs Uso geral 
Óculos de proteção Solução de (CH3COO)2Pb 
Luvas (opcional) CHCℓ3 
Jaleco Éter etílico 
Máscara (opcional) Solução de ureia 
1ª PARTE - Para cada bancada da direita e esquerda do laboratório 
Caseína em pó colocados em tubos Papel filtro em tiras embebidos de solução de (CH3COO)2Pb 
Sol. Glicina em béqueres Água destilada 
Solução de NaOH 0,5mol/L Sol. Aminoácidos livres 
6 Tubos de ensaio Solução de ração. 
Fenolftaleína Clara de ovo diluída em água (albumina) 
Fósforos Papel tornassol rosa 
Solução de caseína 1g/100mL Pinça de madeira 
Ninidrina 1g/mL Reagente de biureto 
2ª PARTE 
Todas as soluções anteriores Indicador universal 
Solução de HCl 50 % Leite desnatado 
3ª PARTE 
 
 
 
32 
 
Caixa com ponteiras para pipetas 
automáticas de 1.000 μL 
frasco para descarte da água de 
lavagem do eletrodo. 
Solução tampão acetato 0,2 mol/L 
frasco contendo solução de glicina 
0,02 M. 
Solução de HCℓ 0,5 mol/L Papel absorvente macio para 
limpar o eletrodo de pH 
pHmetro por bancada pipeta de 20 mL e pipetador becker de 50 mL para receber a 
solução de glicina e ser titulada. 
pipetador automático de 1,000 μL pisseta com água deionizada vermelho de metila ou azul de 
bromotimol 
 
3.2 Procedimento 
1ª PARTE 
3.2.1 Teste da composição elementar das proteínas. 
As proteínas são sempre compostas por Carbono, Hidrogênio, Oxigênio, Nitrogênio e geralmente 
Enxofre. Através da pesquisa destes elementos pode-se determinar a composição elementar das proteínas. 
 
ELEMENTO É IDENTIFICADO POR ... 
Carbono Carbonização do pó (Proteína) pelo aquecimento. 
Nitrogênio 
Hidrogênio 
Formação de vapores de amônia (NH3) que tornam o papel de tornassol azul. 
Enxofre 
Hidrogênio 
Liberação de H2S e formação se sulfeto de chumbo (papel com acetato de 
chumbo torna-se preto). 
Hidrogênio 
Oxigênio 
Deposição de vapores de água nas paredes do tubo. 
 
a) Adicione em um tubo de ensaio (1), uma pitada de caseína em pó (o pó e o tubo devem estar bem 
secos). 
b) Suspender na boca do tubo uma tira de papel tornassol vermelho umedecido em água destilada, e um 
pedaço de papel filtro umedecido em solução de acetato de chumbo. 
c) Aquecer o tubo diretamente na chama e observar. 
d) Assinalar no quadro abaixo os resultados observados. (10 pontos) 
 
 COR observada RESULTADO (elementos presentes) 
Resíduo 
 
Papel de tornassol 
 
Papel em acetato de chumbo 
 
 
Aparecimento de água após 
aquecimento 
sim ( ) ou não ( ) 
 
 
Conclusão: ( O que se pode afirmar?) 
 
 
 
 
 
 
33 
 
3.2.2 Reações de coloração 
• Reação da Ninidrina 
As reações orgânicas características dos aminoácidos são aquelas de seus grupamentos funcionais, isto 
é, os grupos carboxílicos, os grupos amino, e os grupos funcionais presentes nas diversas cadeias laterais. Essas 
reações permitem, por exemplo, a identificação de aminoácidos nos hidrolisados proteicos, identificação da 
sequência de aminoácidos de uma proteína, identificação de aminoácidos essenciais para a atividade de uma 
enzima. 
Uma reação bastante utilizada para verificar a presença de aminoácidos em pequenas amostras é a 
Reação da Ninidrina, devido à sua elevada sensibilidade. 
Princípio da reação da ninidrina: pelo aquecimento, o grupo α-amino de um aminoácido reage com duas 
moléculas de ninidrina, produzindo um complexo de cor azul, denominado “Púrpura de Ruhemann”. A cor 
azul é obtida na reação da ninidrina para todos os aminoácidos que apresentam um grupo α-amino livre. 
Enquanto a prolina e a hidroxiprolina, em que o grupo α-amino está substituído, produzem derivados com uma 
cor amarela característica. 
 
Figura 01: Reação da ninidrina 
 
Fonte http://www.cromlab.es/REAC_DER_AA_NINHYDRIN.htm 
 
a) Separe mais 5 tubos de ensaio, 
b) Adicione no tubo 2, 5 mL de H2O; 
c) No tubo 3 adicione 5 mL de solução de glicina; 
d) No tubo 4 adicione 5 mL de caseína; 
e) No tubo 5 adicione 5 mL de aminoácidos livres. 
f) No tubo 6 adicione 5 mL de solução de ração. 
g) Acrescente nos tubos 2 a 6, dez gotas de ninidrina 1 g/100 mL; 
h) A seguir coloque os tubos em banho-maria fervente durante 10 minutos e observe os resultados 
obtidose complete o quadro a seguir. 
 A cor violeta indica presença de aminoácidos livres (de grupos amino terminais de peptídeos e 
proteínas e -amino da lisina), 
A cor amarela indica presença de prolina e hidroxiprolina 
 
 (10,0 ponto) 
TUBOS 2 ( H2O) 3 (Glicina) 4 (Caseína) 5 (a.a livres) 6 (ração) 
Cor observada após adição de ninidrina 
 
 
 
34 
 
Ausência ou presença de aminoácidos 
livres 
 
Conclusão:(Quais são ou possuem aminoácidos livres?) 
 
 
 
 
• Reação do Biureto 
Em meio moderadamente alcalino, os íons Cu2+ do reagente de Biureto interagem com átomos de 
nitrogênio das ligações peptídicas das proteínas, formando complexos de cor violeta. 
Para a formação do complexo são necessárias quatro ligações peptídicas para cada íon Cu2+, conforme 
ilustrado na figura a seguir. 
A Reação do Biureto pode ser empregada também para determinar a concentração de proteínas em uma 
amostra, pois a intensidade da cor é diretamente proporcional à concentração de proteínas. 
 
 
Figura 2: Esquema da reação do Biureto. 
 
Para que a reação do Biureto seja positiva há necessidade da presença de pelo menos duas ligações 
peptídicas na molécula. Portanto, aminoácidos e dipeptídios não dão reação do Biureto positiva. 
a) Separe mais 5 tubos de ensaio; 
b) No tubo 7 adicione 2 mL de H2O; 
c) No tubo 8 adicione 2 mL de solução de albumina; 
d) No tubo 9 adicione 2 mL de glicina; 
e) No tubo 10 adicione 2 mL de aminoácidos livres; 
f) No tubo 11 adicione 2 mL de ração; 
g) Acrescente reagente de biureto gota a gota até o aparecimento de uma cor lilás em cada um dos 
tubos acima. 
h) Indique no quadro a seguir se ocorreu o aparecimento da cor violeta, isso indicará teste positivo 
para proteínas e peptídeos com mais de 2 ligações peptídicas (10,0 pontos) 
 
TUBOS 7 (H2O) 8 (albumina) 9 (glicina) 10 (a.a. livres) 11 (ração) 
Cor observada 
Ausência ou 
presença de 
 
 
 
 
 
35 
 
proteínas, 
peptídios, ... 
Conclusão: (são ou possuem proteínas) 
 
 
 
 
 
 
2ª PARTE 
3.2.3 Testar o potencial desnaturante de alguns reagentes químicos e a solubilidade da o albumina em relação 
à solventes orgânicos. 
 
As proteínas são formadas por aminoácidos unidos um ao outro através de ligações peptídicas (estrutura 
primária), que conferem à mesma a capacidade de enovelamento (estrutura secundária, terciária e 
provavelmente a quaternária). Uma vez que qualquer uma destas estruturas seja desfeita, a proteína perde a 
capacidade de desempenhar sua função, seja ela qual for. Existem inúmeros agentes desnaturantes, como por 
exemplo, a temperatura excessiva, ácidos, bases, ureia, dentre outros. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: https://interna.coceducacao.com.br/ebook/pages/704.htm 
 
➢ Preparar uma solução de clara de ovo (2 claras para 200 mL) de água destilada; 
➢ Identifique 5 tubos de ensaio; 
 
TUBO 12: colocar 5mL de solução de ovoalbumina, em seguida, adicionar gota a gota ácido clorídrico 
até aparecer precipitado. (10 pontos) 
a) Quais mudanças foram observadas: 
 
 
 
b) O que provocou essas mudanças? Quais interações foram quebradas? 
 
 
 
 
 
TUBO 13: colocar 2 mL de solução de ovoalbumina, em seguida adicionar 1mL de clorofórmio. 
Misturar bem, deixar em repouso por 3 minutos. (10,0 pontos) 
 
 
 
 
36 
 
a) Quais mudanças foram observadas: 
 
 
 
 
b) O que provocou essas mudanças? Quais interações foram quebradas? 
 
 
 
TUBO 14: colocar 2 mL da solução de ovoalbumina, em seguida aquecer em banho Maria por 3 
minutos. (10 pontos) 
a) Quais mudanças foram observadas: 
 
 
 
 
b) O que provocou essas mudanças? Quais interações foram quebradas? 
 
 
 
 
 
TUBO 15: colocar 2 mL da solução de ovoalbumina, em seguida adicionar 2mL de solução de ureia. 
Misturar bem, deixar em repouso por 3 minutos. (10 pontos) 
a) Quais mudanças foram observadas: 
 
 
 
 
b) O que provocou essas mudanças? Quais interações foram quebradas? 
 
 
 
 
 
TUBO 16: colocar 2mL da solução de ovoalbumina, em seguida adicionar 1mL de etanol. Misturar 
bem, deixar em repouso por 3 minutos. (10 pontos) 
a) Quais mudanças foram observadas: 
 
 
 
 
b) O que provocou essas mudanças? Quais interações foram quebradas? 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
Conclusão: 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2.4 Precipitação Isoelétrica das Proteínas 
 
A solubilidade das proteínas globulares depende, entre vários fatores, do pH do meio, concentração e pI 
da proteína. No ponto isoelétrico (pI), as proteínas apresentam menor solubilidade, pela tendência em formar 
agregados (maiores ou menores) que podem precipitar, como exemplo, a caseína, cujo pI =4,6. 
 
1) Em um béquer pipetar 10 mL de leite e adicione 5 mL de água destilada. 
2) Nessa mistura, adicionar 1 gotas de indicador universal, estimar e anotar o pH da mistura (de 
acordo com a tabela) 
3) Adicione HCl 50%, gota a gota sob agitação, até que a caseína comece a precipitar. Estimar o 
pH da solução de acordo com a coloração assumida (vide tabela). (10 pontos) 
 
a) Qual a cor do leite em presença do indicador? Qual o pH estimado 
 
 
b) Qual a cor do leite após adição do ácido? Estime o pH 
 
 
 
 Tabela de cor/pH do indicador universal 
 
Intervalo de pH Cor 
0 - 2 Vermelho 
2 - 4,8 Laranja 
4,8 - 7 Amarelo 
7 Esverdeado 
7 - 7,5 Verde 
7,5 - 11 Azul 
11 - 14 Lilás 
 
Conclusão: 
 
 
 
 
 
 
38 
 
3ª PARTE 
3.2.5 Titulação da glicina 
 
A curva de titulação de um aminoácido indica a reação de cada grupo funcional com o íon hidrogênio. 
Se partirmos de pH bem ácido (em torno de 1) as moléculas desse aminoácido se apresentarão sob a forma 
catiônica. Nessa forma iônica todos os grupos que podem receber hidrogênio estão ligados esse átomo. Se 
formos adicionando gradativamente quantidade pequenas de NaOH sobre o aminoácido medindo a cada adição 
o pH e se construirmos um gráfico relacionando o pH da solução em função do número de equivalente de OH 
adicionados, obteremos uma curva como três regiões definidas: AB, BC e CD, conforme demonstrado na 
figura 1 para titulação do aminoácido alanina. 
 
Figura 1 - Curva de Titulação da alanina – mostrando as formas iônicas do aminoácido e os valores de 
pKa dos grupos ionizáveis e pI do aminoácido. pK1 = 2,35 pK2 = 9,69 pI = 6,02. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Fonte: MASTROENI; GERN, 2008. 
 
Essas regiões representam as transformações iônicas que a molécula de alanina pode sofrer pela 
alteração do pH a que são submetidas a partir da adição de equivalentes em OH adicionados a um meio 
extremamente ácido. 
A região AB apresenta uma região de tamponamento e um ponto de inflexão onde encontraremos 50% 
da alanina totalmente protonada e 50% de alanina sem o próton do grupo carboxila, o pH nesse ponto 
representa o pK1 do aminoácido. 
 Na região BC pode ser observado o ponto de inflexão em pH = 6,02 que representa o ponto isoelétrico 
(pI) do aminoácido. Nesse ponto 100% das moléculas de alanina encontram-se sem o próton da carboxila, 
portanto pI é o pH onde a carga elétrica da molécula é nula. 
Continuando a adição do NaOH, encontraremos uma nova região CD com uma área de e um novo ponto 
de inflexão (pK2), onde 50% da alanina encontram-se sem o próton do grupo carboxila e sem o próton do grupo 
amina, portanto na forma aniônica, com carga elétrica negativa. A titulação é finalizada quando toda a alanina 
(100%) se encontra totalmente sem próton nos dois grupamentos ionizáveis da molécula (amina e carboxila). 
A titulação de um aminoácido permite encontrar os pKa’s e o seu ponto isoelétrico, o que é característico de 
cada molécula. 
A determinação da forma iônica dos aminoácidos é importante em processos técnicos de separação e 
purificação dessas moléculas. Além disso, a forma iônica de um aminoácido é fundamental paraa estrutura e 
atividade biológica das proteínas (polímeros de aminoácidos), principalmente aqueles aminoácidos que 
possuem grupo da cadeia lateral ionizável, além do grupamento amino e carboxila descritos anteriormente. 
 
 
 
39 
 
 
1- Coloque a barra magnética em um becker de 50 mL. 
2. Utilizando a pipeta de 20 mL, transfira 20 mL da solução de glicina para o Becker de 50 mL (contendo a 
barra). 
3. Coloque o becker sobre o agitador magnético e regular a velocidade da barra magnética (não muito forte). 
4. Adicione 1 mL de HCl para que a glicina assuma sua forma totalmente protonada (acida) e cinco gotas do 
indicador (vermelho de metila ou azul de bromotimol) 
5. Limpe a sonda de pH com água deionizada. 
6. Coloque a sonda de pH no becker. 
CUIDAR PARA NÃO BATER A SONDA NA BARRA EM MOVIMENTO. 
7. Anotar o valor do pH 
8. Adicionar 1 mL de NaOH 0,1 mol/L, esperar misturar e medir o pH. 
9. Anotar em uma tabela o valor pH em função do volume de NAOH adicionando. 
10. Repetir o item anterior até que o pH chegue ao valor de 12. 
11. Antes de descartar a solução voltar o pH dela para a neutralidade (6,5 a 7,5) pela adição de ácido clorídrico. 
 
pH da solução Volume de NaOH 
adicionado em mL 
 pH da solução Volume de NaOH 
adicionado em mL 
 0 15 
 1 16 
 2 17 
 3 18 
 4 19 
 5 20 
 6 21 
 7 22 
 8 23 
 9 24 
 10 25 
 11 26 
 12 27 
 13 28 
 14 29 
Descrever os resultados obtidos através da construção de uma tabela relacionando o pH observado após o volume 
de NaOH adicionado. 
 
 
a) Correlacione a cor da solução dada pelo indicador durante a titulação. 
 
 
 
40 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) A partir dessa tabela (obtida na aula) construa o gráfico da titulação da glicina (volume de NaOH usado no 
eixo x e pH observado no eixo y). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
c) Usando o gráfico construído determine os valores de pK1 e pK2. Coloque na figura as formas iônicas em 
cada região do gráfico construído valores observados e compare os valores da literatura 
 
 
d) Calcule o pI usando a regra matemática e os dados de pK obtidos na aula, compare com o pI informado 
na literatura. 
4. RELATÓRIO 
4.1 a) Em que se fundamenta a reação da ninidrina. (10 pontos) 
 
 
 
 
 
b) Indique 2 classes de substâncias que reagem positivamente com ninidrina? (10 pontos) 
 
 
 
 
4.2 a) Em que se fundamenta a reação do biureto? (10 pontos) 
 
 
 
 
 
 
b) Quais os grupos de proteínas responsáveis por esta reação? (10 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
c) Qual a importância da reação de biureto? (10 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
4.3 Apresente os 2 dos principais aspectos nutricionais da utilização da proteína pelos ruminantes. (20 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.4 a) Durante o processo de desnaturação, provocado pelos vários agentes acima, o que acontece com a 
estrutura nativa da proteína? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
b) O que acontece com as ligações peptídicas? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
c) Cite 3 dos principais agentes desnaturantes? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
 
d) Explique o que é Salting in e Salting out (5,0 pontos) 
 
 
 
 
4.5 Que mudanças ocorrem com uma proteína quando em contato com o etanol? (5,0 pontos) 
 
 
 
 
4.6 Você dispõe num laboratório de dois frascos idênticos, porém, não rotulados. Um deles contém solução 
de aminoácidos e, o outro, contém uma solução de proteínas. Qual seria o seu procedimento para identificar 
as duas soluções e rotular os frascos? (15,0 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
4.7 Consulte a FISPQ dos reagentes a seguir e complete o quadro. (20 ptos) 
Reagentes Medidas de primeiros socorros Manuseio e armazenamento 
Ninidrina 
 
Fórmula 
 
 
 
 
 
 
 
 
Glicina 
 
Fórmula 
 
 
 
 
 
 
 
 
CHCℓ3 
Nome 
 
 
 
 
 
 
 
(CH3COO)2Pb 
 
Nome 
 
 
 
 
 
 
 
Ureia 
 
Fórmula 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
CISTERNAS, José Raul. Fundamentos de bioquímica experimental. 2. ed. São Paulo: Editora 
Atheneu, 2001. 275 p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
EXTRAÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DE ENZIMA 
___/____/____ 
1ª ETAPA 
1 OBJETIVOS 
• estudar a natureza das enzimas 
• reconhecer as principais características das enzimas 
• conhecer a maneira através da qual é possível determinar qualitativamente a atividade enzimática 
2 INTRODUÇÃO 
 As reações enzimáticas são muito importantes em alimentos, podendo ser tanto benéficas, quanto 
prejudiciais. O amaciamento da carne, promovido pela enzima bromelina do abacaxi, e o aroma da cebola, 
proporcionado pela alinase, são bons exemplos de efeitos interessantes dessas macromoléculas. A mesma 
coisa não pode ser dita quando tratamos do escurecimento de frutas como banana ou maçã, quando expostas 
ao ar. Esse escurecimento enzimático é causado pela polifenoloxidase e também pode ser observado na batata 
e outros vegetais de cor clara. 
 As enzimas catalase e peroxidase também são exemplos de enzimas de grande interesse na área de 
alimentos. Elas ocorrem em plantas, animais e microrganismos. Nos animais e vegetais, acredita-se que a 
função delas é proteger os tecidos contra os efeitos tóxicos da água oxigenada (H2O2) formada durante o 
metabolismo celular, uma vez que aceleram a decomposição dessa substância em H2O e O2. A diferença entre 
elas está no mecanismo de ação. Enquanto a catalase reduz diretamente a água oxigenada a água e gás oxigênio, 
a peroxidase o faz acelerando a reação da água oxigenada com um substrato específico,por exemplo,o 
guaiacol, formando um composto marrom escuro. Os esquemas abaixo representam essas reações: 
 
3. DESENVOLVIMENTO 
3.1. Materiais 
EPIs 
Máscara jaleco óculos 
Uso Geral 
H2O2 20 V (preparado da 200V) solução de guaiacol 0,5% reagente de biureto 
Em cada bancada 
Maçã Tubos de ensaio 
 
3.2 Procedimento 
3.2.1 Preparo do extrato enzimático (PREPARADO PELO ESTAGIÁRIO) 
 
 
 
45 
 
• Lave e descasque uma maçã de tamanho médio; 
• triture no liquidificador com 250 mL de água destilada; 
• filtre, através de uma gaze, e armazene o filtrado. 
 
Pergunte ao estagiário se o suco da maçã escureceu com o passar do tempo? 
 
Se escureceu? Por que isso acontece? 
 
Além das enzimas catalase e peroxidase, a maçã, assim como a banana e abatata, possui a enzima 
polifenoloxidase, responsável pelo escurecimento de frutos e vegetais depois de cortado e expostos ao ar. A 
esse processo dá-se o nome de escurecimento enzimático. O mecanismo através do qual essa enzima atua 
baseia-se na oxidação de compostos difenólicos (que possuem dois radicais hidroxila, -OH, ligado ao anel 
benzênico) e monofenólicos (que possuem um único radical hidroxila, -OH, ligado ao anel benzênico) 
presentes nas frutas e nos vegetais. A ação mais comum é sobre os difenóis, dentre os quais destaca-se o 
catecol, cuja oxidação está representada na figura a seguir 
 
3.2.1 Caracterização das enzimas 
A) Reação do biureto: as enzimas têm natureza protéica? 
• Prepare a 2 tubos de ensaio, identificando-os; 
Tubo 1→ adicione cinco gotas do filtrado acima (solução enzimática) + 2 mL de água destilada 
Tubo 2→ adicione 2 mL de água destilada 
Agite e adicione 2 mL do reagente de biureto em cada um dos tubos, misture e compare os resultados. 
 
Tubos Cor observada Presença de proteína (sim ou não) 
1 
2 
 
B) Teste da atividade das enzimas: Teste para catalase 
 Separe 2 tubos de ensaio, 
Tubo 3 → adicione 5 gotas de água oxigenada 10V; 
Tubo 4 → adicione 5 mL do filtrado enzimático + 5 gotas de água oxigenada 10V; 
Tampando a boca dos tubos, misture os conteúdos por inversão, sem agitar; 
http://www.fcfar.unesp.br/alimentos/bioquimica/praticas_proteinas/reacoes_coradasdois3.htm
 
 
 
46 
 
Deixe em repouso por alguns minutos; 
Observe e explique os resultados. 
 
Como você explicaria a diferença de comportamento dos conteúdos dos tubos 3 e 4? 
 
 
 
 
 
Quais são os gases liberados nessa reação? 
 
 
 
B) Teste da atividade das enzimas: Teste para peroxidase 
Numere dois tubos de ensaio (tubos 5 e 6) e transfira 2 mL do filtrado de maçã + 2 mL de água 
destilada para cada um deles; 
Aos dois tubos, adicione 1 mL da solução de guaiacol 0,5%; 
Coloque, apenas no tubo 1, 5 gotas de água oxigenada 10V; 
Agite; 
Observe as alterações ocorridas durante um período de aproximadamente 3 minutos; 
Anote os resultados. 
 
2ª ETAPA - CARACTERIZAÇÃO DA ENZIMA UREASE DE SOJA 
 
1 OBJETIVOS 
• Demonstrar a natureza proteica da enzima. 
• Determinar quantitativamente a atividade enzimática. 
• Exemplificar inibição enzimática. 
• Mostrar desnaturação proteica. 
• Demonstrar a especificidade da ação enzimática. 
 
2 INTRODUÇÃO 
Urease 
Urease ocorre em algumas bactérias e plantas e pode facilmente ser extraída da soja (Glycine max). A uréase 
catalisa a hidrolise da ureia em amônia e dióxido de carbono. 
 
 
Em meio aquoso, a amônia e o dióxido de carbono, produtos da reação catalisada pela urease, formam 
carbonato de amônio a partir de três reações espontâneas 
2NH3 + 2H2O  2NH4OH 
 
 
 
47 
 
 Hidróxido de amônio 
 
CO2 + H2O  H2O + CO2  H2CO3 
 ácido carbônico 
 
 2NH4OH + H2CO3  (NH4)2CO3 + 2H2O 
 carbonato de amônio 
 
A atividade da enzima pode ser verificada pela formação de carbonato de amônio, que é um sal de caráter 
básico e cuja presença pode ser revelada por meio de um indicador ácido-básico como vermelho de fenol. O 
indicador passa de cor amarela em meio ácido ou neutro para cor vermelho em meio básico. 
A enzima é específica para o substrato ureia, um composto estruturalmente análogo como a tiouréia, pode ser 
utilizada pela urease, formando amônia, porem a eficiência catalítica é pelo menos seis vezes menor. A 
interação da urease com a uréia é mais forte que a da tiuréia, devido a participação de uma ligação de 
hidrogênio com o oxigênio da ureia com o sitio ativo da enzima, tornando a ureia o substrato preferencial. 
 
 
 
Como a uréase contém grupos sulfidrila, a enzima é inibida por íons de metais pesados como sais de mercúrio 
em concentrações reduzidas (10-4 mmol/L). 
 
 
3. DESENVOLVIMENTO 
3.1 Material 
EPIs 
Jaleco Máscara óculos 
Uso geral 
Cloreto mercurico a 0,01% Ácido nítrico concentrado Vermelho de fenol 
Por bancada 
Solução de uréase Tubos de ensaio 
Tampão fosfato 1mmol/L, pH 7 Tampão fosfato 1 mmol/L pH 7, contendo 1% de ureia 
Água destilada Tampão fosfato 1 mmol/L pH 7, contendo 1% de tioureia 
Reativo de biureto 
 
3.2 Procedimento 
 
3.2.1 Reativo de Biureto 
Dissolver 1,5 g de sulfato de cobre pentaidratado e 6g de tartarato duplo de sódio e potássio em 500 mL de 
água destilada. Adicionar cuidadosamente 300 mL de hidróxido de sódio a 10 g% (p/v) com constante agitação 
e completar o volume para 1 litro com água destilada. 
3.2.2 Solução de vermelho de fenol 
Dissolver 0,1 g de vermelho de fenol em 250 mL de água destilada alcalinizada com 2,82g de NaOH 0,1 mol/L. 
3.2.3 Extração da uréase de soja 
 
 
 
48 
 
Pesar 15 g de farinha de soja e colocar em Erlenmeyer de 250 mL. Adicionar 100 mL de glicerol a 75% em 
água. Arrolhar o Erlenmeyer e agitar a suspensão com a mão por 15 minutos. Colocar no refrigerador até o dia 
seguinte. Filtrar o extrato glicerinado através de gaze espremendo levemente com um bastão. A solução de 
uréase assim obtida é estável por cerca de seis anos quando conservado em refrigerador. 
3.2.4 Reação do biureto 
Em um tubo marcado “1”, colocar 2 gotas solução de uréase e juntar 2 mL de água destilada. Agitar e adicionar 
2 mL do reativo de biureto. Misturar. Em um tubo marcado “2”, colocar 2 mL de água destilada e 2 mL do 
reativo de biureto. Misturar. Comparar a cor nos dois tubos e concluir o resultado. 
 
Tubos Cor observada (5,0) Resultado (presença ou não de proteínas) (5,0) 
1 
 
 
2 
 
 
 
 
3.2.5 Teste da atividade da enzima 
Utilizar dois tubos de ensaio e marcar “4” e “5”. No tubo 4 colocar 3 mL de tampão fosfato 1mmol/L, pH 7, 
contendo 1% de ureia e 2 gotas de uréase. No tubo 5 (branco) colocar 3 mL de tampão fosfato, 1mmol/L, pH 
7, sem ureia e 2 gotas de uréase. Em ambos os tubos adicionar uma gota de solução de vermelho de fenol. 
Agitar e observar se há mudança de cor em 5 minutos, sendo que a reação se processa melhor a 37º C. Concluir 
o resultado. 
Tubos Cor observada (5,0) Resultado observado (5,0) pH (5,0) 
4 
 
 
 
5 
 
 
 
 
3.2.7 Efeito do calor 
Em um tubo de ensaio marcado como “6” colocar 2 mL de água destilada e 2 gotas de uréase. Agitar e ferver 
durante 2 minutos. Em outro tubo marcado “7” colocar 3 mL de tampão fosfato 1mmol/L, pH 7, contendo 1% 
de ureia. Adicionar 1 mL da solução de uréase fervida anteriormente contida no tubo “6” e colocar 1 gota da 
solução de vermelho de fenol. Misturar e aguardar por 5 minutos. 
Observar, comparar e descrever o resultado com o tubo 4. (5,0) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
3.2.8 Efeito de sais de mercúrio 
Em um tubo de ensaio marcado como “8” colocar 2 mL de água destilada, 2 gotas da solução de uréase. Agitar 
e juntar cuidadosamente 1 gota de cloreto de mercúrio a 0,01%. Agitar e adicionar 3 mL de tampão fosfato 
1mmol/L, pH 7, contendo 1% de ureia, e uma gota da solução de vermelho de fenol. Misturar e aguardar por 
5 minutos. 
 Observar, comparar e descrever o resultado com o tubo 4. (5,0) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2.10 Especificidade da enzima 
No tubo “9” juntar 3 mL de tampão fosfato 1mmol/L, pH 7, contendo tioureia, e 2 gotas de uréase, adicionar 
uma gota da solução de vermelho de fenol. Misturar e aguardar por 5 minutos. Observar, comparar e descrever 
o resultado com o tubo 4. (5,0) 
 
 
 
 
 
4 RELATÓRIO 
4.1 Qual é a reação catalisada pela uréase? (5,0) 
 
4.2 Qual é a fonte de uréase utilizada nesse experimento? (5,0) 
 
4.3 Como pode ser evidenciada a natureza proteica da enzima? (10,0) 
 
4.4 Como é a utilização da ureia na alimentação de bovinos, onde éencontrada a uréase e qual a sua função. 
(10,0) 
 
 
 
50 
 
 
4.5 Que fatores podem influenciar o aproveitamento da ureia pelos ruminantes? (10,0) 
 
4.6 Quais os riscos de intoxicação pelo uso da ureia na alimentação animal. (10,0) 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
CISTERNAS, José Raul. Fundamentos de bioquímica experimental. 2. ed. São Paulo: Editora Atheneu, 
2001. 275 p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 CARBOIDRATOS 
___/___/___ 
1 OBJETIVOS 
 
Análise qualitativa carboidratos referentes à presença destes glicídios em solução (reação de Molisch), à 
presença de açúcares redutores (reação de Benedict), à presença de monossacarídeos (reação de Barfoed), à 
presença de cetoses (reação de Seliwanoff). 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
Os carboidratos, ou sacarídeos, são mais simplesmente definidos como poliidroxialdeídos ou cetonas 
e seus derivados. Muitos possuem a fórmula empírica [CH2O]n, que originalmente sugere “hidratos” de 
carbono. Os monossacarídeos, também chamados de açúcares simples, consistem numa só unidade 
poliidroxialdeídica ou cetônica, de fórmula empírica [CH2O]n, onde n = 3 ou um número maior. O esqueleto 
de carbono dos monossacarídeos comuns é não-ramificado e cada átomo de carbono, exceto um, possui um 
grupo hidroxílico no átomo de carbono remanescente, há um oxigênio carbonílico. Se o grupo carbonílico 
estiver na extremidade da cadeia, o monossacarídeo é um aldeído derivado, denominado aldose; se estiver em 
qualquer outra posição, o monossacarídeo é uma cetona derivada, denominada cetose. 
 
Figura 1. Exemplos de aldose (D-glucose) e cetose (D-frutose) com seis átomos de carbono, 
mostradas em fórmulas estruturais de cadeia aberta. 
 
 
 
 
 
Os sacarídeos cujo grupo hidroxila ligado ao carbono anomérico está livre (ou seja, não está envolvido 
em ligações químicas), possuem a capacidade de reduzir íons metálicos, tais com: Cu2+, Ag+ ou ferricianeto, 
em meio alcalino. Os açúcares capazes de reduzir tais agentes são denominados açúcares redutores. De modo 
geral, os monossacarídeos são açúcares redutores, enquanto que os sacarídeos de cadeia maior nem sempre 
apresentam essa propriedade. O dissacarídeo lactose é encontrado no leite, não tendo outra ocorrência na 
natureza e sua hidrólise produz galactose e glucose. A lactose é um dissacarídeo redutor, uma vez que possui 
um carbono anomérico livre na unidade de glucose. 
A sacarose, ou açúcar de cana, é um dissacarídeo de glucose e frutose, sendo extremamente abundante 
no reino vegetal e é conhecida como açúcar de mesa. Em contraste com a maioria dos dissacarídeos e 
oligossacarídeos, a sacarose não possui átomos de carbono anomérico livres, uma vez que os átomos de 
carbono anoméricos de ambos os monossacarídeos estão ligados entre si e não podem sofrer oxidação. Por 
esta razão, a sacarose não age como açúcar redutor. 
 
Figura 2 – Estruturas de lactose (açúcar redutor) e da sacarose (açúcar não redutor) 
 
 
 
52 
 
 
 
 
O amido e a sacarose são açúcares não-redutores, cujas ligações glicosídicas são hidrolisadas pelo 
tratamento com ácidos fortes à quente, produzindo monossacarídeos. Estes produtos, por sua vez, são açúcares 
redutores, pois possuem uma hidroxila livre no carbono anomérico. A comprovação da hidrólise ácida do 
amido e da sacarose se dá pela positividade da reação de Benedict. 
 
 
3 DESENVOLVIMENTO 
3.1 Material 
 
EPIs 
Máscara Jaleco óculos 
Em cada bancada 
Água destilada Reagente de Benedict Solução de sucralose 
Algodão Tubos de ensaio Reagente Seliwanorff 
Solução de amido 2% Soluções de carboidratos Solução de iodo 
Reagente de molisch Solução de sucralose reagente de Barfoed 
HCL 3 mol/L NaOH 3 mol/L H2SO4 conc 
 
3.2 Procedimentos 
3.2.1 - Teste de Molisch: teste geral para carboidratos. 
 
Adicione 10 gotas das soluções 1 a 10 em tubos de ensaio distintos. Dilua cada solução com 2 mL de água. 
Adicione duas gotas de solução de α-naftol em cada um dos tubos e agite. Incline o tubo de ensaio e adicione 
lenta e cuidadosamente 3 mL de ácido sulfúrico concentrado para formar uma fase abaixo da solução de açúcar. 
Não agite o tubo de ensaio! A formação de um anel púrpura na interface indica a presença de carboidrato. 
 
Preparação da solução de α-naftol: dissolva 10 g de alfa naftol em 100 mL de etanol 95%. 
 
a) Resultados (5 pontos) 
Lactose Maltose Amido Sacarose Frutose Dextrose Sorbitol 
 
Ração 
 
Positivo (+) negativo (-) 
 
 
 
 
53 
 
b) Desenhe as estruturas dos compostos que apresentaram resultado positivo para carboidratos. (5 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2.2 - Teste de Barfoed: teste geral para distinguir monossacarídeos de dissacarídeos. 
 
Adicione 2,5 mL do reagente de Barfoed a diferentes tubos de ensaio e junte a estes tubos 2,5 mL de 
solução 1% dos carboidratos identificados no item anterior. Agite e coloque os tubos (todos ao mesmo tempo) 
em banho de água fervente! Aqueça os tubos por cerca de 3 min. Durante este tempo observe os tubos e anote 
qualquer mudança de cor. Teste positivo para monossacarídeos indica a formação de precipitado vermelho 
tijolo de Cu2O dentro de 1 a 2 min! A não formação de precipitado neste tempo indica a presença de 
dissacarídeo. Anote os tempos em que as mudanças 1 de coloração aconteceram! 
 
Preparação do reagente de Barfoed: dissolva 66,5 g de acetato de cobre II em 800 mL de água, adicione 
6,0 mL de ácido acético glacial e complete, com água destilada, o volume até 1000 mL. 
 
c) Resultados (12 pontos) 
Amostras Lactose Maltose Amido Sacarose Frutose Dextrose Sucralose 
 
Ração 
Cor 
 
 
Tempo 
+ ou - 
Positivo (+) negativo (-). Tempo percorrido. 
 
3.2.3 - Reação com reagente de Benedict: açucares redutores e não redutores. 
 
1ª parte: Faça os testes usando soluções de carboidrato a 1%. Adicione 2,5 mL do reagente de Benedict e 
1 mL da solução de cada carboidrato em diferentes tubos de ensaio e agite. Coloque os tubos em banho-maria 
(todos ao mesmo tempo). Após 5-6 min observe o que aconteceu. Anote qualquer mudança de coloração 
(turbidez) ou formação de precipitado. 
 
2ª parte: Adicione 4-5 gotas de solução de HCl 3 mol/L a 5 mL de solução de sacarose e aqueça em banho-
maria por 5 min, a seguir adicione 4-5 gotas de NaOH 3 mol/L. Faça o mesmo com uma solução 1% de amido 
 
 
 
54 
 
mas deixe aquecer por cerca de 30 min. Faça o teste de Benedict usando 1-2 mL das soluções acidificadas 
(sacarose e amido) e compare os resultados obtidos com as soluções sem a adição de ácido. 
 
A ação redutora de açúcares em meio alcalino é bastante utilizada para a determinação quantitativa e 
qualitativa de açúcares. Com o aquecimento do açúcar com aumento redutor, em presença dos íons Cu2+ e OH-
, o Cu2+ é reduzido a Cu+ e o açúcar é oxidado, e ocorre a formação de recipitados de Cu2O (óxido cuproso). 
A cor do precipitado depende do conteúdo de açúcar redutor. 
 
 Precipitado esverdeado -------- traços 
 Precipitado amarelado --------- 10 g/L 
 Precipitado vermelho -----------20 g/L 
 
Preparação do reagente de Benedict: dissolver 85 g de citrato de sódio e 50 g de carbonato de sódio anidro 
em cerca de 350 mL de água quente. Dissolver à parte, em 50 mL de água quente, 0,5 g de sulfato de cobre 
cristalizado. Transferir lentamente, com agitação constante, a solução cúprica para a primeira. Completar o 
volume para 500 mL com água destilada, e filtrar se necessário. 
 
1ª parte (8 pontos) 
Amostras Lactose Maltose Amido Sacarose Frutose Dextrose Sorbitol 
 
Ração 
Cor 
 
 
+ou - 
 
2ª parte (3 pontos) 
Amostras Amido Sacarose Ração 
Cor 
+ ou - 
 
Conclusão: (5,0 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 
3.2.5 - Reação com o reagente de Seliwanoff: distingue cetoses de aldoses: 
 
Coloque 2-3 gotas de soluções de carboidratos em diferentes tubos de ensaio. Adicione 5 mL de solução 
de resorcinol. Coloque todos os tubos em banho-maria. Anote a cor em cada tubo de ensaio após 1 min e após 
4 min. O desenvolvimento de cor vermelha após 4 min constitui teste positivo para cetoses. Aldoses reagem 
mais lentamente. 
 Ceto-hexoses: solução vermelho-cereja 
 Cetopentoses: solução azul esverdeada. 
 Aldoses: não há desenvolvimento de cor. 
 
 
 
 
 
55 
 
 Essa prática segue os mesmos princípios teóricos que embasam a reação de Molisch, onde há formação 
defurfural e hidroximetilfurfural (HMF). Esses dois produtos, isoladamente, são incolores. Assim, adiciona-
se um composto fenólico ao meio para que seja desenvolvida coloração visível (nesse caso, vermelha). A 
reação de Seliwanoff só diferencia-se da reação de Molisch nos reagentes utilizados: o ácido que causará a 
desidratação do carboidrato é o ácido clorídrico (HCl) e o fenol que reage como o furfural e HMF é o resorcinol 
 Esse teste permite diferenciar aldoses de cetoses porque a reação com a cetose é mais rápida e mais 
intensa. Isso porque a formação do furfural é mais fácil que a formação do hidroximetilfurfural. 
 
Figura 3 - Reação de Seliwanoff com cetose 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Preparo do reagente de Seliwanoff: dissolver 0,05g de resorcinol em 100 mL de HCl diluído (na proporção 
1:2). 
 
Resultados (8 pontos) 
Amostras Lactose Maltose Amido Sacarose Frutose Dextrose Sorbitol 
 
Ração 
Cor 
 
 
+ ou - 
 Colocar os tubos em banho-maria em ebulição, durante 10 minutos, observando os tubos de 3 em 3 minutos. 
 Observe se em alguns tubos a reação é mais rápida e intensa. 
 
 Conclusão (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 
3.2.6 - Reação com Iodo: Reação do amido 
 
Em um tubo de ensaio colocar 5,0 ml de água destilada, 10 gotas de amido 1% e uma gota de Lugol 
Verificar o aparecimento de uma intensa coloração azul, que desaparece pelo aquecimento brando (banho 
maria), e reaparece, porém, mais fraca, pelo resfriamento rápido. 
 
 
 
 
56 
 
Preparo da reação com iodo (Lugol): dissolvem-se 2 g de iodeto de potássio (KI) em 100 ml de água destilada. 2. 
Acrescentar 1 g de cristais de iodo. 3. Completar a 300 ml de água destilada. Manter em frasco âmbar ou coberto com 
papel alumínio. 
 
Anote as mudanças observadas. (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
Explique o porquê da “coloração azul” (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
Procure na literatura, a estrutura do glicogênio, e responda se o teste daria positivo ou negativo, justificando 
sua resposta. (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 Qual a diferença estrutural entre: 
a) amilose e celulose (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 
 
b) amilose e amilopectina (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 
 
c) amilopectina e glicogênio (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 
 
d) celulose e quitina (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 
 
57 
 
 
4 RELATÓRIO 
 
4.1 Qual o papel dos monossacarídeos a bioquímica celular. (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________ 
 
4.2 Identifique a fórmula cíclica em que se encontram normalmente as aldohexoxes e as cetohexoses. (5 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.3 Na reação de SELIWANOFF a sacarose reage é mais rápidamente por quê? (5 pontos) 
 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________ 
 
 
4.4 Por que a sacarose não é um açúcar redutor? E a lactose é um açúcar redutor? Justifique usando suas 
estruturas. (5 pontos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.5 Descreva um procedimento para pesquisa de presença de glicose em urina. (5 pontos) 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________ 
 
 
 
 
Bibliografia 
 CISTERNAS, José Raul. Fundamentos de bioquímica experimental. 2. ed. São Paulo: Editora Atheneu, 
2001. 275 p. 
 
 
 
58 
 
PROPRIEDADES GERAIS DOS LIPÍDIOS 
____/____/____ 
 
1 OBJETIVOS → Reconhecer as propriedades dos lipídeos como solubilidade e propriedades saponificantes 
e propriedades físicas. 
 
2 INTRODUÇÃO 
Lipídios 
São substâncias caracterizadas pela baixa solubilidade em água e outros solventes polares e alta solubilidade 
em solventes apolares. São vulgarmente conhecidos como gorduras e suas propriedades físicas estão 
relacionadas com a natureza hidrófoba das suas estruturas. Na verdade, todas a relevância do metabolismo 
lipídico advém desta característica hidrófoba das moléculas, que não é uma desvantagem biológica (mesmo o 
corpo possuindo cerca de 60% de água). Justamente por serem insolúveis, os