Fundamentos da patologia

CEDUP – Curso Técnico em Análises Clínicas – Disciplina: Bioquímica – Módulo I – Professora Giseli Trento Andrade e Silva......................................................................................................... 1 ___________________________________________________________________________________________________________________________________________

iiiiiiiiooooooooqqqqqqqquuuuuuuuíííííííímmmmmmmmiiiiiiiiccccccccaaaaaaaa

PPrrooffeessssoorraa:: GGiisseellii TTrreennttoo AAnnddrraaddee ee SSiillvvaa Técnica em Análises Clínicas e Bióloga - CRBio 53808-03D

Nome: _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Turma: 1º módulo _ _ _ _ _ _

CENTRO DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL ABÍLIO PAULO – CRICIÚMA – SC CURSO: TÉCNICO EM SAÚDE HABILITAÇÃO EM ANÁLISES CLÍNICAS DISCIPLINA: BIOQUÍMICA – MÓDULO I

OBJETIVO GERAL

Conhecer e identificar o funcionamento da bioquímica, suas características químicas, propiciando futura relação com a fisiologia dos seres vivos. CONTEÚDOS PROGRAMÁTICOS:

• Reconhecer e identificar instrumentos e equipamentos laboratoriais. • Transformações de unidades e regra de três • Soluções • Diluição • Mistura • Titulação • pH e pOH METODOLOGIA / RECURSOS TÉCNICOS As aulas teóricas serão baseadas em apostila confeccionada pelo professor, ministradas através de exposições dialogadas e com a utilização de recursos audiovisuais (retroprojetor, slides, data show). As aulas práticas serão ministradas no Laboratório de Análises Clínicas. AVALIAÇÃO 1º bimestre: - Prova teórica valendo 10,0 pontos – transformação de unidades e regra de três - Trabalho de pesquisa sobre Instrumentação Laboratorial valendo 10,0 pontos. 2º bimestre: - Prova teórica valendo 10,0 pontos – soluções, diluição e mistura - Trabalho de pesquisa em sala valendo 10,0 pontos – titulação, pH e pOH Para fins de análise qualitativa do rendimento dos alunos, serão considerados: assiduidade, compromisso, materiais, participação e pontualidade em todas as atividades supra citadas. Será considerado aprovado o aluno que obtiver média final igual ou superior a sete (7), e que tenha freqüência, no mínimo, 75% das atividades do curso. Os alunos que faltarem à(s) prova(s) deverão proceder de acordo com o regimento interno do CEDUP. A segunda chamada das provas será realizada no final do semestre.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

• ALVAREZ, M. A.; LEHNINGER, Albert L. Bioquímica. V.2. São Paulo, Edgard Blucher, 2002.

• NEPOMUCENO, Maria de Fátima; RUGGIERO, Ana Célia. Manual de Bioquímica. Rio de Janeiro, TECMEDD, 2004.


RReeggrraass ggeerraaiiss ddee sseegguurraannççaa eemm llaabboorraattóórriioo

As regras gerais de segurança em laboratório, resultam de vários anos de esforços de pessoas preocupadas em tornar o trabalho no laboratório uma atividade segura. Para tirar o máximo de proveito delas, é necessário que todos os usuários a conheçam e a pratiquem, desde o primeiro instante que pretenderem permanecer em um laboratório. São regras simples, fáceis de memorizar e de seguir: 1 - INDUMENTÁRIA APROPRIADA

• Avental de mangas compridas, longos até os joelhos, com fios de algodão na composição do tecido.

• Calça comprida de tecido não inteiramente sintético. • Sapato fechado, de couro ou assemelhado. • Óculos de segurança. • Luvas

2 - INDUMENTÁRIA PROIBIDA

• Bermuda ou short. • Sandália, Chinelo, Sapato aberto. • Uso de lente de contato. • Uso de braceletes, correntes ou outros adereços. • Avental de naylon ou 100% poliester.

3 - HÁBITOS INDIVIDUAIS Faça no Laboratório:

• Lave as mãos antes de iniciar seu trabalho. • Lave as mãos entre dois procedimentos. • Lave as mãos antes de sair do laboratório. • Certifique-se da localização do chuveiro de emergência, lava-olhos, e suas

operacionalizações. • Conheça a localização e os tipos de extintores de incêndio no laboratório. • Conheça a localização das saídas de emergências.

Os laboratórios, na sua grande maioria, possuem um sistema de acionamento da torneira por pedal, sensores ou mecanismos semelhantes, dispensando a utilização das mãos. Mas tanto nos laboratórios como no seu dia a dia, caso não exista nenhum mecanismo desses, proceda da seguinte forma para uma correta higienização das mãos:

COMO LAVAR AS MÃOS CORRETAMENTE


Não Faça no Laboratório:

• Fumar , Comer , Correr , Beber • Sentar ou debruçar na bancada • Sentar no chão • Não use cabelo comprido solto • Não (ou evite) trabalhar solitário no laboratório • Não manuseie sólidos e líquidos desconhecidos apenas por curiosidade • Não utilize aparelhos eletrônicos (celulares, máquinas fotográficas, mp4, ..)

4 - ATITUDES INDIVIDUAIS COM ÁCIDOS

• Adicione sempre o ácido à

água; nunca faça o inverso.

5 - ATITUDES INDIVIDUAIS COM BICOS DE GÁS

• Feche completamente a válvula de regulagem de altura de chama. • Abra o registro do bloqueador da linha de alimentação. • Providencie uma chama piloto e aproxime do bico de gás. • Abra lentamente a válvula de regulagem de altura de chama até que o bico de

gás ascenda. • Regule a chama.

6 - ATITUDES INDIVIDUAIS COM SOLUÇÕES Observação: Cerca de 80% das soluções químicas concentradas são nocivas aos organismos vivos, principalmente se ministradas por via oral.

• Não transporte soluções em recipientes de boca largas, se tiver que efetuá-lo por certa distância, triplique sua atenção durante o percurso e solicite um colega que o acompanhe.

• Não leve a boca a qualquer reagente químico, nem mesmo o mais diluído.

• Certifique-se da concentração e da data de preparação de uma solução antes de usá-la.

• Não pipete, aspirando com a boca, líquidos cáusticos, venenosos ou corantes, use pêra de segurança.

• Não use o mesmo equipamento volumétrico para medir simultaneamente soluções diferentes.

• Volumes de soluções padronizadas, tiradas dos recipientes de origem e não utilizadas, devem ser descartados e não retornados ao recipiente de origem.

7 - DESCARTE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS

• Deverá ser efetuado em recipientes apropriados separando-se o descarte de orgânicos de inorgânicos.

Cuidados com Aquecimento, incluído: Reação exotérmica, chama direta, resistência elétrica e banho-maria.

• Não aqueça bruscamente qualquer substância.

• Nunca dirija a abertura de tubos de ensaio ou frascos para si ou para outrem durante o aquecimento.

• Não deixe sem o aviso "cuidado material aquecido", equipamento ou vidraria que tenha sido removida de sua fonte de aquecimento, ainda quente e deixado repousar em lugar que possa ser tocado inadvertidamente.

• Não utilize "chama exposta" em locais onde esteja ocorrendo manuseio de solventes voláteis, tais como éteres, acetona, metanol, etanol, etc.

• Não aqueça fora das capelas, substâncias que gerem vapores ou fumos tóxicos.


8 - MANUSEIO E CUIDADOS COM FRASCO DE REAGENTES • Leia cuidadosamente o rótulo do frasco antes de utilizá-lo, habitue-se a lê-lo,

mais uma vez, ao pegá-lo, e novamente antes de usá-lo. • Ao utilizar uma substância sólida ou líquida dos frascos de reagentes, pegue-o

de modo que sua mão proteja o rótulo e incline-o de modo que o fluxo escoe do lado oposto ao rótulo.

• Muito cuidado com as tampas dos frascos, não permita que ele seja contaminada ou contamine-se. Se necessário use o auxílio de vidros de relógio, placas de Petri, etc. Para evitar que isso aconteça.

• Ao acondicionar um reagente, certifique-se antes da compatibilidade com o frasco, por exemplo, substâncias sensíveis à luz, não podem ser acondicionadas em embalagens translúcidas.

• Não cheire diretamente frascos de nenhum produto químico, aprenda esta técnica e passe a utilizá-la de início, mesmo que o frasco contenha perfume.

• Os cuidados com o descarte de frascos vazios de reagentes não devem ser menores que os cuidados com o descarte de soluções que eles dão origem.

• Os tubos de ensaio devem ter apenas cerca de um terço do volume ocupado. NUNCA deves encher na totalidade um tubo de ensaio.

8 - CUIDADOS COM APARELHAGEM, EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS LABORATORIAIS

• Antes de iniciar a montagem, inspecione a aparelhagem, certifique-se de que ela esteja completa, intacta e em condições de uso.

• Não utilize material de vidro trincado, quebrado, com arestas cortantes. • Não seque equipamentos volumétricos utilizando estufas aquecidas ou ar

comprimido. • Não utilizes tubos de vidro, termômetros em rolha, sem antes lubrificá-los com

vaselina e proteger as mãos com luvas apropriadas ou toalha de pano.

9 – CUIDADOS REFERENTES AO LABORATÓRIO

• Mantenha bancadas sempre limpas e livres de materiais estranhos ao trabalho.

• Faça uma limpeza prévia, com água, ao esvaziar um frasco de reagente, antes de colocá-lo para lavagem. Esta água de lavagem é considerada resíduo do reagente.

• Rotule imediatamente qualquer reagente ou solução preparados e a amostras coletadas.

• Retire da bancada os materiais, amostras e reagentes empregados em um determinado experimento, logo após o seu término.

• Jogue papéis usados e materiais inservíveis na lata de lixo somente quando não representar risco para as pessoas ou meio ambiente.

• Limpe imediatamente qualquer derramamento de produtos químicos.

• Em caso de derramamento

de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos ou corrosivos tome as seguintes providências:

• Interrompa o trabalho • Advirta as pessoas próximas sobre o ocorrido • Solicite ou efetue a limpeza imediata • Alerte o professor ou responsável pelo laboratório • Verifique e corrija a causa do problema


11 -- IInnssttrruummeennttooss ee EEqquuiippaammeennttooss LLaabboorraattoorriiaaiiss



22 -- UUnniiddaaddee ddee mmeeddiiddaa

Na ciência, unidade de medida é uma medida (ou quantidade) específica de determinada grandeza física usada para servir de padrão para outras medidas.

22..11 MMEEDDIIDDAASS DDEE CCOOMMPPRRIIMMEENNTTOO

Sistema Métrico Decimal

Desde a Antiguidade os povos foram criando suas unidades de medida. Cada um deles possuía suas próprias unidades-padrão. Com o desenvolvimento do comércio ficavam cada vez mais difíceis à troca de informações e as negociações com tantas medidas diferentes. Era necessário que se adotasse um padrão de medida único para cada grandeza.

Foi assim que, em 1791, época da Revolução francesa, um grupo de representantes de vários países reuniu-se para discutir a adoção de um sistema único de medidas. Surgia o sistema métrico decimal.

Metro: A palavra metro vem do grego métron e significa "o que mede". Foi estabelecido inicialmente que a medida do metro seria a décima milionésima parte da distância do Pólo Norte ao Equador, no meridiano que passa por Paris. No Brasil o metro foi adotado oficialmente em 1928.

22..11..11 -- MMúúllttiippllooss ee SSuubbmmúúllttiippllooss ddoo MMeettrroo

Além da unidade fundamental de comprimento, o metro, existem ainda os seus múltiplos e submúltiplos, cujos nomes são formados com o uso dos prefixos: quilo, hecto, deca, deci, centi e mili. Observe o quadro:

Múltiplos Unidade Fundamental

Submúltiplos

quilômetro hectômetro decâmetro metro decímetro centímetro milímetro km hm dam m dm cm mm

1.000m 100m 10m 1m 0,1m 0,01m 0,001m

Os múltiplos do metro são utilizados para medir grandes distâncias, enquanto os submúltiplos, para pequenas distâncias.

Para medidas milimétricas, em que se exige precisão, utilizamos:

Unidade métrica Símbolo Equivalência

Micrômetro µm milésima parte do milímetro

Nanômetro nm milésima parte do micrômetro

Angstrom Å décima parte do nanômetro

22..11..22 -- LLeeiittuurraa ddaass MMeeddiiddaass ddee CCoommpprriimmeennttoo

A leitura das medidas de comprimentos pode ser efetuada com o auxílio do quadro de unidades. Exemplos: Leia a seguinte medida: 15,048 m.

Seqüência prática

1º) Escrever o quadro de unidades:

km hm dam m dm cm mm

2º) Colocar o número no quadro de unidades, localizando o último algarismo da parte inteira sob a sua respectiva.

km hm dam m dm cm mm 1 5, 0 4 8

6, 0 7 8 2, 1 0 7 0, 0 0 3

3º) Ler a parte inteira acompanhada da unidade de medida do seu último algarismo e a parte decimal acompanhada da unidade de medida do último algarismo da mesma: “15 metros e 48 milímetros”.

Outros exemplos:

6,07 km lê-se "seis quilômetros e sete decâmetros"

82,107 dam lê-se "oitenta e dois decâmetros e cento e sete centímetros".

0,003 m lê-se "três milímetros".


22..11..33 -- TTrraannssffoorrmmaaççããoo ddee UUnniiddaaddeess

Observe as seguintes transformações:

1. Transforme 16,584 hm em m.


Para transformar hm em m (duas posições à direita) devemos multiplicar por 100 (10 x 10).

16,584 x 100 = 1.658,4 Ou seja: 16,584 hm = 1.658,4 m

2. Transforme 1,463 dam em cm.


Para transformar dam em cm (três posições à direita) devemos multiplicar por 1.000 (10 x 10 x 10).

1,463 x 1.000 = 1,463 Ou seja: 1,463dam = 1.463cm.

3. Transforme 176,9m em dam.


Para transformar m em dam (uma posição à esquerda) devemos dividir por 10.

176,9 : 10 = 17,69

Ou seja: 176,9m = 17,69 dam

4. Transforme 978 m em km.


Para transformar m em km (três posições à esquerda) devemos dividir por 1.000.

978 : 1.000 = 0,978 Ou seja: 978m = 0,978km.

Observação: Para resolver uma expressão formada por termos com diferentes unidades, devemos inicialmente transformar todos eles numa mesma unidade,

para a seguir efetuar as operações.

Pratique! Tente resolver esses exercícios:

1) Transforme 8,37 dm em mm 2) Transforme 3,1416 m em cm 3) Transforme 2,14 m em dam

22..22 -- MMEEDDIIDDAASS DDEE SSUUPPEERRFFÍÍCCIIEE

As medidas de superfície fazem parte de nosso dia a dia e respondem a nossas perguntas mais corriqueiras do cotidiano:

• Qual a área desta sala? • Qual a área dessa quadra de futebol de salão? • Qual a área pintada dessa parede?

22..22..11 -- SSuuppeerrffíícciiee ee áárreeaa

Superfície é uma grandeza com duas dimensões, enquanto área é a medida dessa grandeza, portanto, um número.


Metro Quadrado: A unidade fundamental de superfície chama-se metro quadrado. O metro quadrado (m2) é a medida correspondente à superfície de um quadrado com 1 metro de lado.

Múltiplos Unidade

Fundamental Submúltiplos

quilômetros quadrados

hectômetro quadrado

decâmetro quadrado

metro quadrado

decímetro quadrado

centímetro quadrado

milímetro quadrado

km2 hm2 dam2 m2 dm2 cm2 mm2 1.000.000m2 10.000m2 100m2 1m2 0,01m2 0,0001m2 0,000001m2

O dam2, o hm2 e km2 são utilizados para medir grandes superfícies, enquanto o dm2, o cm2 e o mm2 são utilizados para pequenas superfícies.

Exemplos:

1) Leia a seguinte medida: 12,56m2

km2 hm2 dam2 m2 dm2 cm2 mm2 12, 56

Lê-se “12 metros quadrados e 56 decímetros quadrados”. Cada coluna dessa tabela corresponde a uma unidade de área.

2) Leia a seguinte medida: 178,3 m2

km2 hm2 dam2 m2 dm2 cm2 mm2

1 78, 30

Lê-se “178 metros quadrados e 30 decímetros quadrados”

3) Leia a seguinte medida: 0,917 dam2

km2 hm2 dam2 m2 dm2 cm2 mm2 0, 91 70

Lê-se 9.170 decímetros quadrados.

22..22..22 -- TTrraannssffoorrmmaaççããoo ddee uunniiddaaddeess

No sistema métrico decimal, devemos lembrar que, na transformação de unidades de superfície, cada unidade de superfície é 100 vezes maior que a unidade imediatamente inferior:


1. transformar 2,36 m2 em mm2.


Para transformar m2 em mm2 (três posições à direita) devemos multiplicar por 1.000.000 (100x100x100).

2,36 x 1.000.000 = 2.360.000 mm2

2. transformar 580,2 dam2 em km2.


Para transformar dam2 em km2 (duas posições à esquerda) devemos dividir por 10.000 (100x100).

580,2 : 10.000 = 0,05802 km2


1) Transforme 8,37 dm2 em mm2 2) Transforme 3,1416 m2 em cm2 3) Transforme 2,14 m2 em dam2 4) Calcule 40m x 25m


22..33 -- MMEEDDIIDDAASS DDEE VVOOLLUUMMEE

Frequentemente nos deparamos com problemas que envolvem o uso de três dimensões: comprimento, largura e altura. De posse de tais medidas tridimensionais, poderemos calcular medidas de metros cúbicos e volume.

Metro cúbico: A unidade fundamental de volume chama-se metro cúbico. O metro cúbico (m3) é medida correspondente ao espaço ocupado por um cubo com 1 m de aresta.

Múltiplos Unidade


quilômetro cúbico hectômetro

cúbico decâmetro

cúbico metro cúbico

decímetro cúbico

centímetro cúbico

milímetro cúbico

km3 hm3 dam3 m3 dm3 cm3 mm3 1.000.000.000

m3 1.000.000

m3 1.000 m3 1 m3 0,001 m3

0,000001 m3

0,000000001 m3

22..33..11 -- LLeeiittuurraa ddaass mmeeddiiddaass ddee vvoolluummee

A leitura das medidas de volume segue o mesmo procedimento do aplicado às medidas lineares. Devemos utilizar porem, três algarismos em cada unidade no quadro. No caso de alguma casa ficar incompleta, completa-se com zero(s). Exemplos.

Leia a seguinte medida: 75,84m3

km3 hm3 dam3 m3 dm3 cm3 mm3 75, 840

Lê-se "75 metros cúbicos e 840 decímetros cúbicos".

Leia a medida: 0,0064 m3

km3 hm3 dam3 m3 dm3 cm3 mm3 0, 006 400

Lê-se "6400 centímetros cúbicos".


Na transformação de unidades de volume, no sistema métrico decimal, devemos lembrar que cada unidade de volume é 1.000 vezes maior que a unidade imediatamente inferior.

Observe a seguinte transformação:

1. transformar 2,45 m3 para dm3.


Para transformar m3 em dm3 (uma posição à direita) devemos multiplicar por 1.000.

2,45 x 1.000 = 2.450 dm3


1) Transforme 8,132 km3 em hm3 2) Transforme 180 hm3 em km3 3) Transforme 1 dm3 em dam3 4) Expresse em metros cúbicos o valor da expressão: 3.540dm3 + 340.000cm3

22..44 -- MMEEDDIIDDAASS DDEE CCAAPPAACCIIDDAADDEE

A quantidade de líquido é igual ao volume interno de um recipiente, afinal quando enchemos este recipiente, o líquido assume a forma do mesmo. Capacidade é o volume interno de um recipiente.

A unidade fundamental de capacidade chama-se litro.

Litro é a capacidade de um cubo que tem 1dm de aresta.

1l = 1dm3


22..44..11 -- MMúúllttiippllooss ee ssuubbmmúúllttiippllooss ddoo lliittrroo

Múltiplos Unidade


quilolitro hectolitro decalitro litro decilitro centilitro mililitro kl hl dal l dl cl ml

1000l 100l 10l 1l 0,1l 0,01l 0,001l

Cada unidade é 10 vezes maior que a unidade imediatamente inferior.

Relações: 1l = 1dm3 1ml = 1cm3 1kl = 1m3

22..44..22 -- LLeeiittuurraa ddaass mmeeddiiddaass ddee vvoolluummee

Exemplo: leia a seguinte medida: 2,478 dal

kl hl dal l dl cl ml 2, 4 7 8

Lê-se "2 decalitros e 478 centilitros".


Na transformação de unidades de capacidade, no sistema métrico decimal, devemos lembrar que cada unidade de capacidade é 10 vezes maior que a unidade imediatamente inferior.

Observe a seguinte transformação:

Transformar 3,19 l para ml.

kl hl dal l dl cl ml

Para transformar l para ml (três posições à direita) devemos multiplicar por 1.000 (10x10x10).

3,19 x 1.000 = 3.190 ml


1) Transforme 7,15 kl em dl 2) Transforme 6,5 hl em l 3) Transforme 90,6 ml em l 4) Expresse em litros o valor da expressão: 0,6 l + 10 dal + 1hl

22..55 -- MMEEDDIIDDAASS DDEE MMAASSSSAA

Observe a distinção entre os conceitos de corpo e massa:

Massa é a quantidade de matéria que um corpo possui, sendo, portanto, constante em qualquer lugar da terra ou fora dela.

Peso de um corpo é a força com que esse corpo é atraído (gravidade) para o centro da terra. Varia de acordo com o local em que o corpo se encontra. Por exemplo:

A massa do homem na Terra ou na Lua tem o mesmo valor. O peso, no entanto, é seis vezes maior na terra do que na lua.

Explica-se esse fenômeno pelo fato da gravidade terrestre ser 6 vezes superior à gravidade lunar.

Obs: A palavra grama, empregada no sentido de "unidade de medida de massa de um corpo", é um substantivo masculino. Assim 200g, lê-se "duzentos gramas".

22..55..11 -- QQuuiillooggrraammaa

A unidade fundamental de massa chama-se quilograma.

O quilograma (kg) é a massa de 1dm3 de água destilada à temperatura de 4ºC.


Apesar de o quilograma ser a unidade fundamental de massa, utilizamos na prática o grama como unidade principal de massa.

Múltiplos Unidade


quilograma hectograma decagrama grama decigrama centigrama miligrama kg hg dag g dg cg mg

1.000g 100g 10g 1g 0,1g 0,01g 0,001g

Observe que cada unidade de volume é dez vezes maior que a unidade imediatamente inferior. Exemplos:

1 dag = 10 g 1 g = 10 dg

Exemplos:

1) Leia a seguinte medida: 156,8 g

kg hg dag g dg cg mg 1 5 6, 8

Lê-se “Cento e cinqüenta e seis gramas e oito decigramas”. Cada coluna dessa tabela corresponde a uma unidade de massa.

2) Leia a seguinte medida: 45,698kg

kg hg dag g dg cg mg 45, 6 9 8

Lê-se “Quarenta e cinco quilos, seiscentos e noventa e oito gramas”



1. transformar 206mg em g.

kg hg dag g dg cg mg

Para transformar mg em g (três posições à esquerda) devemos dividir por 1.000 (10x10x10).

206 : 1.000 = 0,206

2. transformar 542,6 hg em cg.

kg hg dag g dg cg mg

Para transformar hg em cg (quatro posições à direita) devemos multiplicar por 10.000 (10x10x10x10).

542,6 x 10.000 = 5.426.000

Peso bruto: peso do produto com a embalagem. Peso líquido: peso somente do produto.


1) Transforme 98,5 kg em dg 2) Transforme 73,2 cg em mg 3) Transforme 726,4 mg em dag 4) Calcule 53kg + 4.922,56g

RReellaaççõõeess IImmppoorrttaanntteess

Podemos relacionar as medidas de massa com as medidas de volume e capacidade.

Assim, para a água pura (destilada) a uma temperatura de 4ºC é válida a seguinte equivalência:

1 kg 1dm3 1L


São válidas também as relações:

22..66 -- MMEEDDIIDDAASS DDEE TTEEMMPPOO

É comum em nosso dia-a-dia pergunta do tipo: • Qual a duração dessa partida de futebol? • Qual o tempo dessa viagem? • Qual a duração desse curso? • Qual o melhor tempo obtido por esse corredor? Todas essas perguntas serão respondidas tomando por base uma unidade padrão de medida de tempo. A unidade de tempo escolhida como padrão no Sistema Internacional (SI) é o segundo. Segundo: O Sol foi o primeiro relógio do homem: o intervalo de tempo natural decorrido entre as sucessivas passagens do Sol sobre um dado meridiano dá origem ao dia solar.

O segundo (s) é o tempo equivalente a do dia solar médio. As medidas de tempo não pertencem ao Sistema Métrico Decimal.

22..66..11 -- MMúúllttiippllooss ee SSuubbmmúúllttiippllooss ddoo SSeegguunnddoo Múltiplos

minutos hora dia

min h d

60 s 60 min = 3.600 s 24 h = 1.440 min = 86.400s São submúltiplos do segundo:

• décimo de segundo • centésimo de segundo • milésimo de segundo

Cuidado: Nunca escreva 2,40h como forma de representar 2 h 40 min. Pois o sistema de medidas de tempo não é decimal. Observe:


1) Transforme 5 h em min 2) Transforme 3,2 mim em s 3) Transforme 6,7 h em mim 4) Calcule 5,3 h + 9,7 h

1cm3 1mL 1g

1m3 1kL 1t


33 –– RReeggrraa ddee ttrrêêss

Chamamos de regra de três a um processo de resolução de problemas de quatro valores, dos quais três são conhecidos e devemos determinar o quarto valor. A resolução desse tipo de problema é muito simples, basta montarmos uma tabela (em proporção) e resolvermos uma equação. 1) Um atleta percorre um 20km em 2h, mantendo o mesmo ritmo, em quanto tempo ele percorrerá 30km? Montemos uma tabela:

Percurso (km) Tempo (h) 20 2 30 x

Notem que as grandezas são diretamente proporcionais, ou seja, se aumentarmos o percurso, o tempo gasto pelo atleta também aumenta. Logo, devemos conservar a proporção:

Multiplicamos em cruzes: 20x = 60 x = 3 Portanto, o atleta percorrerá 30km em 3h. 2) Quatro trabalhadores constroem uma casa em 8 dias. Em quanto tempo, dois trabalhadores constroem uma casa?

Nº de trabalhadores Tempo (dias) 4 8 2 x

Notem que as grandezas são inversamente proporcionais. Se 4 trabalhadores constroem uma casa em 8 dias, 2 trabalhadores demorarão mais tempo para construir, ou seja, quanto menor o número de trabalhadores, maior será o tempo para a construção. Logo, devemos inverter a proporção.

Multiplicando em cruzes: 2x = 32 x = 16 Portanto, 2 trabalhadores construirão a casa em 16 dias. Como puderam ver, a resolução é bastante simples. Primeiro, observamos se as grandezas são diretamente ou inversamente proporcionais. Se a grandeza for diretamente proporcional, mantemos a proporção; se a grandeza for inversamente proporcional, invertemos a proporção. Feito isso, basta resolver a equação.


44 -- SSoolluuççõõeess

Em Química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é menor que 1 nanômetro (10 Angstrons). A solução ainda pode ser caracterizada por formar um sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio), por ser impossível separar o disperso do dispersante por processos físicos. As soluções são compostas por moléculas ou íons comuns. Podem envolver sólidos, líquidos ou gases como dispersantes (chamados de solventes – existentes em maior quantidade na solução) e como dispersos (solutos). A solução também pode apresentar-se nesses três estados da matéria. É importante destacar que soluções gasosas são formadas apenas por solvente e soluto gasosos. A água que bebemos, os refrigerantes, os combustíveis (álcool hidratado, gasolina), diversos produtos de limpeza (como sabonetes líquidos) são exemplos de soluções. Tipos de soluções: solução líquida (ex.: refrigerantes), solução sólida (ex.: bronze = cobre + estanho) e solução gasosa (ex.: ar atmosférico).

44..11 -- CCllaassssiiffiiccaaççõõeess

A – Soluções verdadeiras: possuem partículas com diâmetro médio menor que 1 nm. São misturas homogêneas. As partículas dispersas não são visíveis nem mesmo com o uso de aparelhos. Como por exemplo: sal + água. B – Soluções coloidais: possuem partículas com diâmetro médio entre 1 nm e 1.000 nm. São misturas heterogêneas.As partículas dispersas são visíveis através de ultramicroscópios. Como por exemplo: gelatina. C – Suspensões: possuem partículas com diâmetro médio maior que 1.000 nm. São misturas heterogêneas. As partículas dispersas são visíveis através de microscópios ou até mesmo a olho nu. Como por exemplo: terra + água.

44..11..11 -- SSoolluuççõõeess ssaattuurraaddaass,, iinnssaattuurraaddaass ee ssuuppeerrssaattuurraaddaass Para entendermos esses conceitos, primeiramente precisamos saber o que é Coeficiente de Solubilidade. Ele é definido como a máxima quantidade de soluto que é possível dissolver de uma quantidade fixa de solvente, a uma determinada temperatura. A saturação é uma propriedade das soluções que indica a capacidade das mesmas em suportar quantidades crescentes de solutos, mantendo-se homogêneas.

• Uma solução é dita insaturada se ainda tem capacidade de diluir soluto, sem precipitar excessos. • A solução saturada é aquela em que o soluto chegou à quantidade máxima: qualquer adição de

soluto vai ser precipitada, não-dissolvida. Porém, em alguns casos especiais é possível manter uma solução com quantidade de soluto acima daquela que pode ser dissolvida em condições normais. Nesse caso fala-se em solução supersaturada, que é instável: com alterações físicas mínimas a quantidade extra de soluto pode ser precipitada. Solução Insaturada (ou não saturada) - É quando a quantidade de soluto usado não atinge o limite de solubilidade, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade. Solução Saturada - É quando o solvente (ou dispersante) já dissolveu toda a quantidade possível de soluto (ou disperso), e toda a quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente. Solução Sobressaturada (ou superssaturada) - Isto só acontece quando o solvente e soluto estão em uma temperatura em que seu coeficiente de solubilidade (solvente) é maior, e depois a solução é resfriada ou aquecida, de modo a reduzir o coeficiente de solubilidade. Quando isso é feito de modo cuidadoso, o soluto permanece dissolvido, mas a solução se torna extremamente instável. Qualquer vibração faz precipitar a quantidade de soluto em excesso dissolvida.

44..11..22 -- EExxpprreessssõõeess ddee ccoonncceennttrraaççããoo A quantidade de soluto dissolvida em uma quantidade de solvente nos dá um valor que chamamos de concentração da solução. A concentração de uma solução é tanto maior quanto mais soluto estiver dissolvido em uma mesma quantidade de solvente. A concentração das soluções pode ser expressa de diversas formas. O que se entende simplesmente por concentração é a quantidade de soluto existente em relação ao volume da solução. Matematicamente,


Como alterar a concentração? Se você preparar uma solução qualquer, sua concentração não se altera se você, por exemplo, dividi-la em dois frascos. Se isso fosse verdade e tivéssemos adoçado demais uma xícara de café, bastaria dividir o conteúdo em duas xícaras que o café ficaria menos doce. Para alterar a concentração de uma solução, podemos:

• Aumentar a quantidade de soluto, aumentando a concentração; • Aumentar a quantidade de solvente, diminuido a concentração; • Diminuir a quantidade de solvente, aumentando a concentração.

Estranhou o terceiro método? Como podemos diminuir a quantidade de solvente? Evaporá-lo pode ser um excelente método. Coloque uma colher de chá de sal de cozinha em um copo com água. Você verá que todo o sal se dissolve. Coloque sua solução em uma panela e leve ao fogo. Você verá que, à medida que a água (solvente) evapora, a solução vai se tornando mais concentrada, até tornar-se saturada e posteriormente começar a precipitar sal, indicando que a concentração está acima do limite. Você já deve ter estudado ou até presenciado esse procedimento em laboratório, muito conhecido como destilação simples e utilizado para separar os componentes de uma solução.


1. O ser humano adulto possui, em média, 5 litros de sangue com cloreto de sódio dissolvido na concentração de 5,8 g/L. Qual é a massa total de cloreto de sódio ( NaCl ) no sangue de uma pessoa adulta?

2. Qual é a massa de açúcar ingerida por uma pessoa ao beber um copo de 250 mL de

limonada na qual o açúcar está presente na concentração de 80 g/L?

3. Uma solução foi preparada adicionando – se 40 g de NaOH em água suficiente para produzir 400 mL de solução. Calcule a concentração da solução em g/mL..

4. Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 de

concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de MgCl2 são obtidos?

5. Calcule as concentrações em g/L : a) 0,2030 g de Na2CO3 em 50,00 mL b) 5000 mg de Ca2+ em 1000 mL

6. Qual é o volume de solução correspondente à seguinte quantidade de matéria: a) Solução de NaHSO4 0,25 g/L contendo 30,0 g de sal. b) Solução de Na2CO3 0,03023 g/L contendo 4,0 g de sal.

44..11..33 -- DDiilluuiiççããoo ddee SSoolluuççõõeess Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução. Na diluição de soluções a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever: Para calcular os valores de uma diluição, podemos usar a fórmula em seguinte:

C1 . V1 = C2 . V2 onde: C1 = concentração da solução antes de ser diluída (por exemplo, da solução de estoque); C2 = concentração da solução depois de ser diluída; V1 = volume da solução antes de ser diluída; V2 = volume final da solução diluída. (Volume inicial + Volume acrescentado)


1. Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,1 g/L de hidróxido de potássio, qual será a concentração da solução obtida?

2. Qual é o volume de água, em mL, que deve ser adicionados a 90 mL de solução aquosa 0,5 g/L

de uréia, para que a solução resultante seja 0,08 g/L?

3. Se uma solução mãe, com concentração 100 mg/L (ppm), for diluída 3x seguida de 5x, e depois 10x?

Em uma mistura de soluções de mesmo soluto, a quantidade de soluto na solução final é a soma das quantidades dos solutos nas soluções iniciais. Considerando uma mistura de duas soluções, A e B, temos:

CA . VA + CB . VB = Cf . Vf (mas Vf = VA + VB)


1. Mistura-se 50 mL de uma solução de HCl com concentração 3 g/L a 150 mL de uma solução de mesmo soluto e concentração 2 g/L. Qual é concentração da solução resultante?


55 -- MMiissttuurraass

Uma mistura é constituída por duas ou mais substâncias puras, sejam elas simples ou compostas. As proporções entre os constituintes de uma mistura podem ser alterados por processos químicos, como a destilação. Todas as substâncias que compartilham um mesmo SISTEMA, portanto, constituem uma mistura. Não se pode, entretanto, confundir misturar com dissolver. Água e óleo, por exemplo, misturam-se mas não se dissolvem. Isso torna o sistema água + óleo uma mistura, não uma solução. Existem dois tipos fundamentais de misturas: as homogêneas (homo: igual) e as heterogêneas (hetero: diferente).

55..11..11 -- MMiissttuurraass hheetteerrooggêênneeaass Uma mistura é dita heterogênea quando é possível distinguir visualmente os elementos que a compõem, ou seja, apresenta duas ou mais fases. Esta mistura é caracterizada por componentes que estão misturados, porém não dissolvidos. Exemplos: água + óleo + areia (3 fases) ou água + areia (2 fases). Observação: a visualização não é, necessariamente, a olho nu. As fases de uma mistura heterogênea podem ser detectadas no microscópio ou separadas em uma centrífuga. Como exemplos tem-se o sangue e o leite.

55..11..22 -- MMiissttuurraa hhoommooggêênneeaa Mistura homogênea é aquela cujas substâncias constituintes não podem ser identificadas como no início pois, possuem as mesmas propriedades em toda a sua extensão. Tais substâncias sofrem dissolução, ou seja, a sua mistura produz somente uma fase. Isso quer dizer que toda mistura homogênea é uma solução, ou seja, mistura homogênea é um conjunto de substâncias solúveis entre si. Um exemplo é a mistura da água com álcool: quando misturadas essas duas substâncias é impossível distinguir uma da outra. Gases formam misturas homogêneas exceto quando suas densidades são muito diferentes, como o hexafluoreto de urânio (UF6) com hélio (He).

66 -- TTiittuullaaççããoo

A titulometria ou titulação é um método de análise quantitativa que determina a concentração de uma solução. Dosar uma solução é determinar a sua quantidade por intermédio de outra solução de concentração conhecida. A titulação é uma operação feita em laboratório e pode ser realizada de várias maneiras. A titulação ácido-base é importante para análises em indústrias e é divida em: • Acidimetria: determinação da concentração de um ácido. • Alcalimetria: determinação da concentração de uma base. • Indicadores ácido-base: Substâncias que mudam de cor na presença de ácidos ou de bases. Os indicadores mais usados em laboratórios são:

Indicador Meio Ácido Meio Básico Tornassol róseo azul Fenolftaleína incolor vermelho Alaranjado de metila vermelho amarelo Azul de bromotimol amarelo azul

O papel tornassol vermelho é o indicador que em contato com ácido se torna róseo, e com base se torna azul. O indicador Fenolftaleína: solução que em meio ácido se torna incolor e em meio básico se torna vermelha. Alaranjado de metila é uma solução que no ácido fica vermelha e na base fica amarela. O Azul de bromotimol é uma solução indicadora que em contato com ácido se torna amarela, e com base se torna azul.

66..11..11 -- EEssqquueemmaa ddaa TTiittuullaaççããoo Os equipamentos usados habitualmente em uma titulação são uma bureta e um erlenmeyer. Ao abrir a torneira da bureta, começará a reação entre o ácido e a base. A titulação termina quando é evidenciada a mudança de cor da solução do erlenmeyer. A coloração obtida indica se o meio é ácido ou básico, o que depende do tipo de indicador utilizado: observe no quadro de indicadores acima mencionado.


Vejamos como é feita a titulação da solução de ac. Sulfúrico de concentração X g/L por meio de uma solução de hidróxido de sódio de concentração 0,10 g/L. (1 parte) Por meio de uma pipeta ou de uma bureta medimos o volume de 25,00 mL da solução de ac. Sulfúrico e transferimos essa solução para um erlenmeyer, adicionando algumas gotas de solução alcoólicas de fenolftaleína, que ira atuar como indicador. A solução no erlenmeyer ficará incolor, pois a fenolftaleína em meio ácido permanece incolor. (2 parte) Colocamos a solução de hidróxido de sódio de concentração 0.10 g/L no interior de uma bureta e fazemos o nível dessa solução coincidir com o zero da bureta. Agora, iniciamos a titulação propriamente dita. Gotejamos a solução de hidróxido de sódio no interior do erlenmeyer, sob agitação continua. À medida que a solução de hidróxido de sódio vai sendo introduzida no frasco, a quantidade de ac. Sulfúrico no seu interior vai diminuindo, porque há neutralização do ácido pela base. (3 parte) Enquanto houver ac. Sulfúrico no erlenmeyer, a solução no seu interior permanecerá incolor. Num dado instante, ao cair uma gota de hidróxido de sódio no erlenmeyer , a solução ficará avermelhada. Nesse instante fecha-se a torneira da bureta e esta terminada a titulação.

A última gota de NaOH que caiu contem excesso de NaOH, pois apareceu a coloração avermelhada, porém esse excesso é desprezível. Quando a solução passa de incolor a avermelhada , significa que o ac. sulfúrico reagiu completamente com o NaOH (fim da titulação). Volume de NaOH gasto na titulação: 22,50 mL. Portanto, 25,00 mL de sol. de ac. Sulfúrico de concentração X g/L exigiram na titulação 22,50 mL de NaOH de concentração 0.10 g/L. Os principais indicadores de ácido e base e seus respectivos pH de viragem são:

CURIOSIDADE!!!

A Hydrangea macrophylla tem flores rosa ou azuis dependendo do pH do solo. Em solos ácidos as flores são

azuis, enquanto em solos alcalinos são cor-de-rosa.


77 -- MMeeddiiddaa ddee ppHH ee ppOOHH Potencial Hidrogeniônico (pH) e Potencial Hidroxiliônico (pOH): escala para as medidas de acidez e basicidade das soluções que evitam o uso dos expoentes negativos das concentrações.

pH = -log [H+] \ pH = n => [H+] = 10-n mol/L

pOH = -log [OH-] \ pOH = n => [OH-] = 10-n mol/L

pH + pOH = 14 (a 25 ºC)

Para soluções ácidas: pH < 7 e pOH > 7 Para soluções básicas: pH > 7 e pOH < 7

Para soluções neutras: pH = pOH = 7

Atenção! Em laboratório normalmente usa-se apenas pH,

nunca pOH, para não causar confusão.

Alguns valores comuns de pH

Substância pH Substância pH Ácido de Bateria 1,0 Leite de Vaca 6,6 - 6,9 Suco Gástrico 1,6 - 1,8 Água de Piscina (ideal) 6,9 - 7,1 Suco de Limão 2,2 - 2,4 Água Pura 7,0 Neblina Ácida 2,5 - 3,5 Sangue Humano 7,3 - 7,5 Refrigerante 2,5 - 4,0 Lágrima 7,4 Suco de Laranja 2,6 - 4,4 Clara de Ovo 8,0 Vinagre 3,0 Água do Mar 8,0 Vinho 3,5 Xampu 8 Água com Gás 4,0 Bicarbonato de Sódio 9 Tomate 4,3 Sabonete 10 Cerveja 4,0 - 5,0 Leite de Magnésia 10,5 Queijo 4,8 - 6,4 Água de Lavadeira 11 Café 5,0 Limpador com Amônia 12 Saliva Humana 6,3 - 6,9 Limpa-forno 13 - 14


ITENS PARA PESQUISA SOBRE

INSTRUMENTAÇÃO LABORATORIAL

1 – CÂMARA DE FUCHS-ROSENTHAL

2 – ALÇA DE DRIGALSKI

3 – CAPELA COM EXAUSTOR

4 – AUTOCLAVE

5 – MICROCENTRÍFUGA

6 – MICROSCÓPIO ÓTICO

7 – FRASCO DE ERLENMEYER

8 – MACROCENTRÍFUGA

9 – BANHO-MARIA

10 – COPO DE BÉCKER

11 – FUNIL ANALÍTICO

12 – SUPORTE UNIVERSAL

13 – VARETA DE VIDRO (TUBO

CAPILAR)

14 – CRONÔMETRO

15 – DENSÍMETRO

16 – TERMÔMETRO

17 – CÂMARA DE NEWBAUER

18 – LAVADOR AUTOMÁTICO DE

PIPETAS

19 – BURETA

20 – ESTUFA PARA SECAGEM

21 – PIPETA AUTOMÁTICA

22 – ESTUFA BACTERIOLÓGICA

23 – BALANÇA ANALÍTICA

24 – CHAPA AQUECEDORA

25 – LÂMINAS

26 – PIPETA GRADUADA

27 – PIPETA VOLUMÉTRICA

28 – BICO DE BUNSEN

29 – CADINHO DE PORCELANA

30 - TRIÂNGULO DE PORCELANA

31 - ALMOFARIZ

32- PISTILO

33 – CÁPSULA DE PORCELANA

34 – FUNIL DE BUCHNER

35 – FUNIL DE DECANTAÇÃO (OU

SEPARAÇÃO)

36 – DESSECADOR

37 – FURADORES DE ROLHAS

38 – ESPALHADOR DE CHAMAS

39 – TROMPA D’ÁGUA

40 – BULBOS DE LÁTEX

41 – FILTRO DE PAPEL

42 – ALÇA DE PLATINA

43 – TAMPA PLÁSTICA

44 – BALÃO VOLUMÉTRICO

45 – BALÃO DE FUNDO CHATO

46 – pHMETRO

47 – TUBO DE ENSAIO

48 – CONDENSADORES (TIPOS

DIFERENTES)

49 – BASTÃO DE VIDRO

50 – PROVETA

51 – LAMÍNULAS

52 – PLACA DE PETRI

53 – TUBO DE WINTROBE

54 – AGITADOR ORBITAL

55 – FRASCO DE PENICILINA

56 – CUBAS E CUBETAS

57 – PONTEIRAS

58 – PIPETA DE WESTERGREEN

59 – TUBO CÔNICO GRADUADO

60 – VIDRO ÂMBAR

61 – PINÇA DE MOHR

62 – PINÇA METÁLICA (TENAZ)

63 – PISSETA

64 – ESTANTE (SUPORTE) PARA

TUBO DE ENSAIO

65 – PINÇA DE MADEIRA

66 – VIDRO DE RELÓGIO

67 – TRIPÉ DE FERRO

68 – TELA DE AMIANTO

69 – GARRA DE CONDENSADOR

70 – PERA DE SEGURANÇA

71 – CONE INMOFF

72 – PESA FILTRO

73 – PICNÔMETRO

74 – ARGOLA

75 – ESPÁTULA

76 – MANTA AQUECEDORA

77 – BALÃO DE SAÍDA LATERAL

78 – BALÃO TRITUBULADO

79 – JARRA ANAERÓBIA

80 – PIPETA TIPO PASTEUR

81 – SWAB

82 – DEIONIZADOR

83 – TIRAS REATIVAS PARA URINA

84 – FOTOCOLORÍMETRO

85 – SUPORTE PARA VHS

(HEMOSSEDIMENTAÇÃO)

86 – CONTADOR DE CÉLULAS

DIFERENCIAL

87 – HOMOGENEIZADOR DE SANGUE

88 – AGITADOR DE TUBOS

89 – PINÇA HOFFMANN

90 – FRASCO DE KITASATO

Bom trabalho!!!

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Fundamentos da patologia