Idioma:
  Português  
Logotipo
Navegação
ilustração rodapé
Busca Rápida
Use palavras-chave para achar o que procura.
ilustração rodapé
Estatísticas
UO
0 usuários on-line
VO
38 visitantes on-line
VI
2.845.079 visitas
(Ano 2014)
ilustração rodapé
Redes Sociais
redeSocial2
redeSocial1
ilustração rodapé
RSS
RSS
ilustração rodapé
Solução Tampão e pH
ImprimirImprimir ImprimirEnviar para um amigo
Compartilhe: Delicious Facebook Twitter Digg Google Technorati Live Yahoo

O Conceito de Solução Tampão

Originalmente publicado em Química Nova na Escola, n. 13, maio 2001
Apoio: Sociedade Brasileira de Química
Edição: Leila Cardoso Teruya
Coordenação: Guilherme Andrade Marson
Histórico

O conceito original de ação tamponante surgiu de estudos bioquímicos e da necessidade do controle do pH em diversos aspectos da pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas que têm sua atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto, em 1900, Fernbach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase, descobriram que uma solução de ácido fosfórico parcialmente neutralizado agia como uma “proteção contra mudanças abruptas na acidez e alcalinidade”. Esta resistência à mudança na concentração hidrogeniônica livre de uma solução foi então descrita por estes pesquisadores como “ação tamponante” (do inglês buffering). Seguindo esta constatação, em 1904, Fels mostrou que o uso de misturas de ácidos fracos com seus sais (ou de bases fracas com seus sais) permitia a obtenção de soluções cuja acidez (ou basicidade) não era alterada pela presença de traços de impurezas ácidas ou básicas na água ou nos sais utilizados na sua preparação, em decorrência de dificuldades experimentais tais como a ausência de reagentes e de água com elevado grau de pureza.

O conceito de pH foi introduzido por Sørensen em 1909, com o intuito de quantificar os valores de acidez e basicidade de uma solução. Ainda neste ano, Henderson apontou o papel fundamental do íon bicarbonato (monoidrogenocarbonato, segundo a IUPAC) na manutenção da concentração hidrogeniônica do sangue, a qual podia ser definida pela equação:

[H+] = K [H2CO3]/[HCO3] (1)

onde K é a constante de equilíbrio da reação da primeira ionização do ácido carbônico (H2CO3). Esta constante K é a constante de equilíbrio químico a uma dada temperatura e fornece uma maneira de descrever quantitativamente os equilíbrios. K representa o quociente dos diferentes valores de concentração das espécies, o qual tem um valor, constante no equilíbrio, independente da concentração das espécies, mas dependente da temperatura. Esta constante para a temperatura corporal (37 °C) é diferente da padrão, para 25 °C, geralmente tabelada.

Segundo estes estudos, a um acréscimo de ácido carbônico (ou outros ácidos, como o lático) na circulação, segue-se uma diminuição do pH sangüíneo, a menos que ocorra uma elevação proporcional de bicarbonato, de modo a manter constante a razão [H2CO3]/[HCO3].


Em 1916, Hasselbach colocou em forma logarítmica a equação de Henderson, simplificando a sua aplicabilidade na área clínica:


pH = pK + log ([HCO3]/[H2CO3]) (2)


Tampões de ocorrência natural e industrial: contextualização

Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH; uma pequena variação na acidez produz uma grande variação na velocidade da maioria destes processos.

O pH do sangue de mamíferos é um reflexo do estado do balanço ácido-base do corpo. Em condições normais, o pH é mantido entre 7,35 e 7,45 devido a uma série de mecanismos complexos que compreendem produção, tamponamento e eliminação de ácidos pelo corpo (Perrin e Dempsey, 1974). Um papel importante neste equilíbrio é desempenhado por sistemas inorgânicos, tais como H2PO4/HPO42–, CO2/H2CO3/ HCO3, e grupos orgânicos ácidos e básicos, principalmente de proteínas. Uma diminuição (acidose) ou aumento (alcalose) do pH do sangue pode causar sérios problemas e até mesmo ser fatal. A acidose metabólica é a forma mais freqüentemente observada entre os distúrbios do equilíbrio ácido-base. Pode ser causada por diabetes grave, insuficiência renal, perda de bicarbonato por diarréia e hipoxia ou isquemia, durante, por exemplo, exercício físico intenso. Uma compensação natural da acidose metabólica pelo corpo é o aumento da taxa de respiração, fazendo com que mais CO2 seja expirado.

Tecidos vivos de plantas também são tamponados, embora menos intensamente. O pH normal em tecidos vegetais varia entre 4,0 e 6,2. Nestes tecidos, os principais tampões são fosfatos, carbonatos e ácidos orgânicos, como o málico, cítrico, oxálico, tartárico e alguns aminoácidos.

Dentre os fluidos biológicos, a saliva também constitui uma solução tampão, com a função de neutralizar os ácidos presentes na boca, evitando o desenvolvimento de bactérias que formam a placa bacteriana. O pH normal da saliva varia entre 6,4 e 6,9 no intervalo entre as refeições e de 7,0 a 7,3 enquanto comemos.

A capacidade tamponante em sistemas biogeoquímicos pode ser fator decisivo em impactos ambientais. Um estudo interessante sobre o impacto da chuva ácida sobre lagos da região das Montanhas Adirondack, área de Nova Iorque, revelou que lagos sobre áreas ricas em calcário são menos suscetíveis a acidificação devido à considerável capacidade tamponante das águas destes lagos (Skoog et al., 1996; Wright e Gjessing, 1976). O carbonato de cálcio presente no solo destas regiões reage com os íons hidrônio presentes na água, provenientes em grande parte da chuva ácida:

CaCO3(s) + H3O+(aq) → Ca2+(aq) + HCO3 -(aq) + H2O(l) (3)


levando à formação de um sistema tampão HCO3 -/H2CO3/CO2.


O solo também age como um tampão e resiste às mudanças em pH, mas a sua capacidade tamponante depende do seu tipo. Tal propriedade advém da capacidade de trocar cátions com o meio. Esta troca é o mecanismo pelo qual K+, Ca2+, Mg2+ e metais essenciais, a níveis de traço, são disponibilizados às plantas. O processo de absorção de íons metálicos do solo pelas raízes das plantas e sua conseqüente troca por íons H+, aliado à lixiviação de cálcio, magnésio e outros íons do solo por água contendo ácido carbônico, tende a tornar ácido o solo (Manahan, 1994):


Ca2+ + 2CO2 + 2H2O → (H+)2 + Ca2+(raiz) + 2HCO3 - (4)


O balanço de H+ no solo (produção através das raízes contra o consumo pelo intemperismo) é delicado e pode ser afetado pela deposição ácida. Se a taxa de intemperismo iguala-se ou excede a taxa de liberação de H+ pelas plantas, como seria o caso de um solo calcáreo, o solo manterá um tampão em cátions básicos (Ca2+, K+, NH4+, Al3+) e alcalinidade residual (HCO3 -, H2PO4 etc.). Por outro lado, em solos “ácidos”, a taxa de liberação de H+ pelas plantas pode exceder a taxa de consumo de H+ pelo intemperismo e causar uma acidificação progressiva do solo (Stumm, 1992; Stumm e Schnoor, 1995).

Na indústria de alimentos, alguns ácidos e bases (ácido cítrico, ácido adípico, bicarbonato de sódio, ácido lático, tartarato ácido de potássio, ácido fosfórico) são usados como agentes de processamento para o controle da acidez e alcalinidade de muitos produtos alimentícios. Dependendo da quantidade desses aditivos e da acidez ou alcalinidade do alimento antes da adição destes compostos, pode ocorrer a formação de sistemas tampões ou estes simplesmente funcionam como agentes neutralizantes. Estes tipos de aditivos são usados em gelatinas, fermento, processamento de queijo e em bebidas refrigerantes (Snyder, 1995).

Em alguns casos, a própria solução tampão (ácido lático/lactato de sódio) é adicionada ao alimento, com a função de agente conservante, evitando a deterioração por bactérias e outros microrganismos (Zeitoun e Debevere, 1992). Neste caso, as substâncias do tampão são utilizadas como agentes antimicrobiais mantendo o alimento com o pH baixo e conseqüentemente evitando o desenvolvimento de microrganismos, como fungos e bactérias.

Solução tampão: definição contemporânea

Hoje, o conceito de tampão é aplicado nas diversas áreas do conhecimento. Bioquímicos utilizam tampões devido às propriedades de qualquer sistema biológico ser dependente do pH; além disso, em química analítica e industrial, o controle adequado do pH pode ser essencial na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos de oxidação e reações eletródicas.

Uma definição mais abrangente foi apresentada, recentemente, por Harris (1999): uma solução tamponada resiste a mudanças de pH quando ácidos ou bases são adicionados ou quando uma diluição ocorre.

Embora haja outros tipos de solução tampão, estas soluções são constituídas geralmente de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada (exemplo: ácido acético e acetato de sódio), ou da mistura de uma base fraca e seu ácido conjugado (exemplo: amônia e cloreto de amônio).

Solução tampão: equilíbrio químico e princípio de Le Chatelier

Uma solução tampão pode ser preparada misturando-se uma solução de ácido fraco com uma solução do seu sal (base conjugada). Analisemos o que ocorre, em termos de equilíbrio químico, após esta mistura. Quando misturamos A mols de ácido fraco (ou de base fraca) com B mols de sua base conjugada (ou de ácido conjugado), a quantidade de matéria do ácido (ou base) permanecerá, no equilíbrio químico, próximo de A e a quantidade de matéria da base conjugada (ou ácido conjugado) próximo de B.

Para entender porque isto ocorre desta forma, analisemos como exemplo as reações de ionização de um ácido fraco e de hidrólise de sua base conjugada em termos do princípio de Le Chatelier.

Consideremos um ácido fraco (ex.: ácido acético, HAc, com Ka = 1,74 x 10-5) e sua base conjugada (ex.: íon acetato, Ac com Kh = Kb = Kw/Ka = 5,75 x 10–10). O baixo valor de Ka equivale a dizer que quando se prepara uma solução 02 mol L–1 de ácido acético a 25 °C, para cada 1000 moléculas de ácido acético, apenas 9 estão ionizadas de acordo com a reação abaixo:

HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac(aq) (5)

Ka = 1,74 x 10–5


Portanto, o ácido acético ioniza-se muito pouco, e a adição de um sal de acetato à solução fará com que a ionização do ácido acético seja ainda menor, devido ao efeito do íon comum (acetato), que deslocará o equilíbrio de dissociação do ácido acético no sentido de formação do mesmo, e não da ionização. O mesmo raciocínio pode ser aplicado para o íon acetato (Ac), quando se prepara uma solução 010 mol L-1 destes íons. Nestas condições, devido ao baixo valor de sua constante de hidrólise (Kh), a solução apresenta 75 ânions Ac- hidrolisados para cada 10000 ânions Ac- em solução, a 25 °C, de acordo com a reação:

Ac(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH(aq) (6)

Ka=5,75 x 10–10

Similarmente, o íon acetato reage muito pouco com a água e a adição de ácido acético fará com que o acetato reaja ainda menos devido ao deslocamento da reação de hidrólise no sentido de formação do acetato, ou seja, reprimindo a hidrólise.

Portanto, se por exemplo 010 mol de acetato de sódio + 02 mol de ácido acético forem dissolvidos em 1 L de água, a solução resultante apresentará aproximadamente uma concentração de 010 mol L–1 de acetato de sódio e 02 mol L–1 de ácido acético em equilíbrio químico na solução.

pH de uma solução tampão

O pH de uma solução tampão pode ser estimado pela equação de Henderson-Hasselbalch, que é uma forma rearranjada da expressão de equilíbrio de ionização de um ácido fraco (HA) ou de hidrólise de um ácido conjugado (BH+) de uma base fraca (B). Respectivamente, representamos os equilíbrios químicos destas soluções tampão pelas equações químicas:

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A(aq) (7)

BH+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + B(aq) (8)

E pelas suas respectivas constantes de equilíbrio:

Rearranjando as expressões anteriores, temos as concentrações hidrogeniônicas definidas como:

Aplicando o logaritmo negativo em ambos os lados, temos:

Aplicando a definição de pH, obtemos finalmente a equação de Henderson-Hasselbalch para os dois tipos de soluções tampão:

Estas expressões fornecem o pH de uma solução tampão, sabendo-se a razão entre as concentrações da espécie ácida (ácido fraco, HA, ou ácido conjugado de uma base fraca, BH+) e da espécie básica (base conjugada de um ácido fraco, A, ou base fraca, B).

Pode-se estimar, por exemplo, o pH do sangue em uma situação de acidose respiratória descompensada, através das concentrações em equilíbrio, de HCO3 e H2CO3 (resultante da associação de gás carbônico e água em plasma sangüíneo). Nestas condições, o plasma sangüíneo apresenta 0027 mol L–1 de HCO3 e 00025 mol L–1 de H2CO3 (DEF, 2000/2001). Aplicandose estes valores na equação:

teremos que a espécie básica, representada por A corresponde neste caso ao íon HCO3 e a espécie ácida representada por HA refere-se ao H2CO3. Uma vez que o valor de Ka (constante de dissociação do ácido) é de 4,45 x 10-7, pKa = -log Ka = 6,10, à temperatura corporal. Finalmente, substituindo-se os valores citados na equação apresentada, teremos que o pH do sangue no caso apresentado é 7,13, típico caso de acidose.

É importante enfatizar que no caso da ionização da espécie ácida (HA ou HB+), pKa = -log Ka, e no caso do ácido conjugado de base fraca (HB+), Ka = Kw/Kb; conseqüentemente, pKa = pKw - pKb, e Kb refere-se à ionização de uma base fraca B. Assim, para um tampão NH3/NH4Cl, a espécie básica representada por B corresponde à NH3 e seu ácido conjugado representado por BH+ corresponde ao cátion NH4+ oriundo do sal de cloreto. Sabendo-se que o pKb da base NH3 é igual a 4,76, podemos concluir que o pKa do seu ácido conjugado NH4+ é igual a pKw - pKb, que a 25 °C equivale a 14,00 - 4,76 = 9,24.

Considerando uma solução tampão NH3 /NH4Cl, em que ambas as espécies têm concentração de 010 mol L–1, pode-se calcular o pH desta solução de acordo com a equação abaixo:

Lembrando-se que [B] = [NH3] = 010 mol L–1, que [BH+] = [NH4+] = 010 mol L–1, e que pKa do íon amônio é 9,24, como obtido anteriormente, teremos o valor de pH desta solução tampão: pH = 9,24 + log 1 = 9,24.

Verifica-se que quando a razão entre as espécies básica e ácida é igual a 1, o pH da solução tampão é idêntico ao pKa, e quando a razão é menor ou maior que 1, o pH é, respectivamente, menor ou maior que o pKa.

A capacidade de uma solução tamponante

A capacidade tamponante de uma solução tampão é, qualitativamente, a habilidade desta solução de resistir a mudanças de pH frente a adições de um ácido ou de uma base. Quantitativamente, a capacidade tampão de uma solução é definida como a quantidade de matéria de um ácido forte ou uma base forte necessária para que 1,00 L de solução tampão apresente uma mudança de uma unidade no pH (Skoog et al., 1996).

Esta habilidade em evitar uma mudança significativa no pH é diretamente relacionada à concentração total das espécies do tampão (ácidas e básicas), assim como à razão destas. É verificado que um tampão é mais efetivo a mudanças no pH quando seu pH é igual ao pKa, ou seja, quando as concentrações das espécies ácida e básica são iguais. A região de pH útil de um tampão é usualmente considerada como sendo de pH = pKa ± 1.

A razão fundamental de uma solução tampão resistir a mudanças de pH resulta do fato de que íons hidroxônio ou hidroxila quando adicionados a este tipo de solução, reagem quantitativamente com as espécies básicas e ácidas presentes, originando o ácido fraco e a base fraca, respectivamente.

Intuitivamente, é fácil constatar que quanto maior a concentração das espécies do tampão, maior será a quantidade de íons hidroxônio ou íons hidroxila necessários para a conversão completa dessas espécies a ácidos fracos e bases fracas. Ao final desta conversão, a razão entre a espécie predominante e a de menor quantidade do tampão torna-se elevada e a solução deixa de ser um tampão.

Cabe salientar que para o entendimento do conceito de solução tampão é necessário o conhecimento do conceito de ácido e base de Brønsted- Lowry.

  • Referências
    1. DEF 2000/2001. Dicionário de especialidades farmacêuticas. Jornal Brasileiro de Medicina (Eds.). São Paulo: Editora de Publicações Científicas, 2000. p. 1150.
    2. HARRIS, D.C. Quantitative chemical analysis. 5ª ed. Nova Iorque: W.H. Freeman, 1999. p. 222-233.
    3. LEHNINGER, A.L.; NELSON, D.L. e COX, M.M. Princípios de bioquímica. 2ª ed. Trad. A.A. Simões e W.R.N. Lodi. São Paulo: Sarvier, 1995. p. 71-72.
    4. MANAHAN, S.E. Environmental chemistry. 6ª ed. Boca Raton: Lewis Publishers, 1994. p. 463-465.
    5. PERRIN, D.D. e DEMPSEY, B. Buffer for pH and metal ion control. Londres: Chapman and Hall, 1974.
    6. SKOOG, D.A.; WEST, D.M. e HOLLER, F.J. Fundamentals of analytical chemistry. 7ª ed. Fort Worth: Saunders College, 1996. p. 205-209.
    7. SNYDER, C.H. The extraordinary chemistry of ordinary things. 2ª ed. Nova Iorque: John Wiley & Sons, 1995. p. 512-524.
    8. STUMM, W. Chemistry of the solid-water interface. Nova Iorque: John Wiley & Sons, 1992. p. 189-191.
    9. STUMM, W. e SCHNOOR, J. Atmospheric depositions: impacts of acids on lakes. IN: Physics and chemistry of lakes. 2ª ed. LERMAN, A.; IMBODEN, D.M.; GAT, J.R. (eds.). Heidelberg: Springer-Verlag, 1995. p. 194-196, 200-202.
    10. WRIGHT, R.F. e GJESSING, E.T. Acid precipitation: changes in the chemical composition of lakes. Ambio, v. 5, p. 219, 1976.
    11. ZEITOUN, A.A.M. e DEBEVERE, J.M. Decontamination with lactic-acid sodium lactate buffer in combination with modified atmosphere packaging effects on the shelf-live of fresh poultry. International Journal of Food Microbiology, v. 16, n. 2, 1992, p. 89.
  • Saiba Mais
    1. CHAGAS, A.P. O ensino de aspectos históricos e filosóficos da química e as teorias ácido-base do século XX. Química Nova, v. 23, n. 1, p. 126-133, 2000.
      quimicanova.sbq.org.br/qn/qnol/2000/vol23n1/v23_n1_%20(22).pdf
    2. FAINTUCH, J.; BIROLINI, D. e MACHADO, M.C.C. O equilíbrio ácido-base na prática clínica. São Paulo: Manole, 1977. p. 3-6.
    3. HAEBISCH, H. Fundamentos de fisiologia respiratória humana. São Paulo: EDUSP, 1980. p. 99-101.
    4. OPHARDT, C.E. e KRAUSE, P.F. Blood buffer demonstration. Journal of Chemical Education, v. 60. n. 6, p. 493-494, 1983.
ImprimirImprimir ImprimirEnviar para um amigo
Compartilhe: Delicious Facebook Twitter Digg Google Technorati Live Yahoo
Login
ilustração rodapé
Tema
85954 visitas
Tema
52152 visitas
Tema
47715 visitas
Tema
43249 visitas
Tema
29365 visitas
Tema
27647 visitas
Tema
27140 visitas
Tema
26825 visitas
Tema
21145 visitas
Tema
18976 visitas
Tema
18727 visitas
Tema
18559 visitas
Tema
18332 visitas
Tema
18202 visitas
Tema
17809 visitas
Tema
16707 visitas
Tema
15331 visitas
Tema
14939 visitas
Tema
11630 visitas
Tema
11255 visitas
Tema
8425 visitas
Tema
8283 visitas
Tema
7828 visitas
Tema
7628 visitas
Tema
7554 visitas
Tema
7271 visitas
Tema
3447 visitas
Tema
3105 visitas
Tema
3000 visitas
Tema
2506 visitas
Tema
1586 visitas
Tema
1514 visitas
Tema
1063 visitas
ilustração rodapé
Conceito
69934 visitas
Conceito
64400 visitas
Conceito
47125 visitas
Conceito
46034 visitas
Conceito
43399 visitas
Conceito
33834 visitas
Conceito
32058 visitas
Conceito
31934 visitas
Conceito
25429 visitas
Conceito
24171 visitas
Conceito
23722 visitas
Conceito
22214 visitas
Conceito
16016 visitas
Conceito
15978 visitas
Conceito
15156 visitas
Conceito
14939 visitas
Conceito
14546 visitas
Conceito
13887 visitas
Conceito
13761 visitas
Conceito
13018 visitas
Conceito
12814 visitas
Conceito
11764 visitas
Conceito
10334 visitas
Conceito
9602 visitas
Conceito
9004 visitas
Conceito
7858 visitas
Conceito
6741 visitas
Conceito
5503 visitas
Conceito
3772 visitas
Conceito
3608 visitas
Conceito
3220 visitas
Conceito
2503 visitas
ilustração rodapé
Molécula
7946 visitas
Molécula
7018 visitas
Molécula
6312 visitas
Molécula
6195 visitas
Molécula
5404 visitas
Molécula
5254 visitas
Molécula
4850 visitas
Molécula
4539 visitas
Molécula
4503 visitas
Molécula
4417 visitas
Molécula
3918 visitas
Molécula
3863 visitas
Molécula
3828 visitas
Molécula
3789 visitas
Molécula
3708 visitas
Molécula
3696 visitas
Molécula
3631 visitas
Molécula
3589 visitas
Molécula
3587 visitas
Molécula
3516 visitas
Molécula
3498 visitas
Molécula
3361 visitas
Molécula
3340 visitas
Molécula
3228 visitas
Molécula
3163 visitas
Molécula
3069 visitas
Molécula
3057 visitas
Molécula
3055 visitas
Molécula
2989 visitas
Molécula
2965 visitas
Molécula
2948 visitas
Molécula
2934 visitas
Molécula
2902 visitas
Molécula
2894 visitas
Molécula
2893 visitas
Molécula
2833 visitas
Molécula
2811 visitas
Molécula
2783 visitas
Molécula
2718 visitas
Molécula
2680 visitas
Molécula
2677 visitas
Molécula
2651 visitas
Molécula
2596 visitas
Molécula
2594 visitas
Molécula
2585 visitas
Molécula
2577 visitas
Molécula
2573 visitas
Molécula
2498 visitas
Molécula
2488 visitas
Molécula
2431 visitas
Molécula
2425 visitas
Molécula
2424 visitas
Molécula
2422 visitas
Molécula
2417 visitas
Molécula
2381 visitas
Molécula
2359 visitas
Molécula
2309 visitas
Molécula
2286 visitas
Molécula
2249 visitas
Molécula
2219 visitas
Molécula
2210 visitas
Molécula
2202 visitas
Molécula
2147 visitas
Molécula
2137 visitas
Molécula
2122 visitas
Molécula
2117 visitas
Molécula
2066 visitas
Molécula
2059 visitas
Molécula
2056 visitas
Molécula
2042 visitas
Molécula
2041 visitas
Molécula
2034 visitas
Molécula
2026 visitas
Molécula
2009 visitas
Molécula
1997 visitas
Molécula
1949 visitas
Molécula
1946 visitas
Molécula
1913 visitas
Molécula
1897 visitas
Molécula
1888 visitas
Molécula
1877 visitas
Molécula
1872 visitas
Molécula
1851 visitas
Molécula
1831 visitas
Molécula
1823 visitas
Molécula
1823 visitas
Molécula
1802 visitas
Molécula
1779 visitas
Molécula
1771 visitas
Molécula
1767 visitas
Molécula
1737 visitas
Molécula
1708 visitas
Molécula
1704 visitas
Molécula
1689 visitas
Molécula
1685 visitas
Molécula
1644 visitas
Molécula
1638 visitas
Molécula
1632 visitas
Molécula
1590 visitas
Molécula
1562 visitas
Molécula
1554 visitas
Molécula
1546 visitas
Molécula
1506 visitas
Molécula
1468 visitas
Molécula
1453 visitas
Molécula
1442 visitas
Molécula
1437 visitas
Molécula
1399 visitas
Molécula
1392 visitas
Molécula
1381 visitas
Molécula
1366 visitas
Molécula
1298 visitas
Molécula
1281 visitas
Molécula
1269 visitas
Molécula
1218 visitas
Molécula
1212 visitas
Molécula
1138 visitas
Molécula
737 visitas
Molécula
622 visitas
ilustração rodapé
Sala de Aula
10488 visitas
Sala de Aula
10294 visitas
Sala de Aula
8748 visitas
Sala de Aula
7298 visitas
Sala de Aula
7127 visitas
Sala de Aula
6663 visitas
Sala de Aula
5919 visitas
Sala de Aula
4808 visitas
Sala de Aula
4690 visitas
Sala de Aula
4324 visitas
Sala de Aula
4299 visitas
Sala de Aula
4125 visitas
Sala de Aula
3878 visitas
Sala de Aula
3867 visitas
Sala de Aula
3827 visitas
Sala de Aula
3355 visitas
Sala de Aula
3328 visitas
Sala de Aula
3325 visitas
Sala de Aula
3314 visitas
Sala de Aula
3247 visitas
Sala de Aula
3172 visitas
Sala de Aula
3095 visitas
Sala de Aula
3006 visitas
Sala de Aula
2994 visitas
Sala de Aula
2973 visitas
Sala de Aula
2746 visitas
Sala de Aula
2569 visitas
Sala de Aula
2458 visitas
Sala de Aula
2411 visitas
Sala de Aula
2189 visitas
Sala de Aula
1957 visitas
Sala de Aula
1925 visitas
ilustração rodapé
ilustração rodapé
Materiais Associados
ilustração rodapé
Laboratório de Tecnologia Educacional
Departamento de Bioquímica
Instituto de Biologia - Caixa Postal n° 6109
Universidade Estadual de Campinas - UNICAMP
CEP 13083-970, Campinas, SP, Brasil

Política de Privacidade