AÑO DE LA DIVERTIFICACION PRODUCTIVA Y DEL FORTALECICIMIENTO FORTALECICIMIENTO DE LA EDUCACION”
Universidad Nacional de Piura Facultad de Ingeniería Industrial Escuela de Ingeniería Agroindustrial e Industrias Alimentarias
Curso
: METODOS DE ANALISIS DE CALIDAD PARA LA AGROINDUSTRIA
Profesor :
ING. JUAN QUISPE NEYRA
Alumno :
ATARAMA OROZCO GINO
Tema
DETERMINACION DE PH Y ACIDEZ EN LOS ALIMENTOS
:
Piura – Perú Perú
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DETERMINACION DE PH Y ACIDEZ
INTRODUCCIÓN Existen dos clases de compuestos químicos relacionados entre sí y que son muy importantes en la vida diaria. Se trata de los ácidos y las bases. Algunos ácidos muy conocidos son el vinagre (ácido acético), la vitamina C (ácido ascórbico) y el ácido del acumulador (ácido sulfúrico). Son bases muy comunes la lejía (hidróxido de sodio), el polvo para hornear (bicarbonato de sodio) y el amoniaco. 1. Determinación de pH en muestras de alimentos La determinación del pH es de gran importancia en las industrias de alimentos. El pH de un alimento será el resultado de los sistemas amortiguadores o “buffers” naturales que predominen en el mismo.
Estos sistemas están constituidos por mezclas de ácidos (o bases) débiles y sus sales. Los valores de pH determinan la utilización y control de microorganismos y enzimas; permiten controlar procesos como la clarificación y estabilización de jugos de frutas y vegetales, como así también de productos fermentados derivados de frutas y cereales y la gelificación en jaleas. Resulta particularmente importante en lo que se refiere a rigurosidad del tratamiento térmico (tiempo y temperatura de procesamiento). Alimentos con valores de pH menores de 4,5 son considerados ácidos y con valores mayores, alimentos no ácidos. Para estos últimos la rigurosidad del procesamiento térmico deberá ser mayor. Las medidas electrométricas del pH han sustituido en gran medida a otros métodos, aun cuando en normas oficiales aún se incluyan métodos colorimétricos para ciertos alimentos. 2. Determinación de acidez total titulable
La acidez de una sustancia es el grado en el que es ácida. El concepto complementario es la basicidad. La escala más común para cuantificar la acidez o la basicidad es el pH, que sólo es aplicable para disolución acuosa. Sin embargo, fuera de disoluciones acuosas también es posible determinar y cuantificar la acidez de diferentes sustancias. La acidez de una sustancia se puede determinar por métodos volumétricos. Ésta medición se realiza mediante una titulación, la cual implica siempre tres agentes o medios: el titulante, el titulado (o analito) y el indicador. Cuando un ácido y una base reaccionan, se produce una reacción; reacción que se puede observar con un indicador. Un ejemplo de indicador, y el más común, es la fenolftaleína, que cambia de color a rosa cuando se encuentra presente una reacción ácido-base. El agente titulante es una base, y el agente titulado es el ácido o la sustancia que contiene el ácido.
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OBJETIVOS
Determinar el pH de una muestra de uva, plátano y naranja
Determinar la acidez de una muestra de uva plátano y naranja. Determinar la acidez aplicando fórmulas de acuerdo a la naturaleza del alimento.
MARCO TEORICO Fundamento Sorensen en 1909, introdujo el término pH como forma conveniente para expresarla concentración de H+, por medio de una función logarítmica. El término pH puede definirse así: pH = log [H+] Un pH 7 representa la neutralidad; un valor inferior a 7 indica solución ácida, y superior a 7, solución alcalina. La escala pH es logarítmica, en una solución de pH6 hay 10 veces más hidrogeniones que en cuyo pH es 7; y un pH 5 significa que esa relación es de 100 a 1 respecto a la solución de pH 7. La diferencia de concentración de hidrogeniones entre el pH 5.0 y 5.1 es mucho mayor que la existente entre 5.9 y 6.0 Al expresar el pH, la acidez y la alcalinidad, se distinguen los ácidos fuertes de los débiles y las bases fuertes de las débiles. El ácido clorhídrico N/10 y el ácido acético N/10 tienen la misma fuerza en términos de acidez valorable. Pero el ácido clorhídrico es fuerte y el acético es un ácido débil. Y, aunque ambas soluciones tienen la misma cantidad de hidrógeno sustituible en la neutralización, el ácido clorhídrico está mucho más disociado, es decir tiene mucho más hidrogeniones activos en cualquier momento. El pH mide esa acidez real distinta de la acidez valorable. La concentración de hidrogeniones se determina colorimétricamente mediante soluciones valoradas e indicadores, cuyo cambio de color expresa las diferentes concentraciones del ion. También se puede medir como la diferencia electromotriz (mili voltios) y luego convertirlos a pH (potenciómetros). Los métodos que más se utilizan actualmente son mediante el papel indicador y el pH-metro.
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Medición del PH 1. La forma más rápida, económica y sencilla es utilizar un indicador ácido- base: sustancia colorida que en un valor de pH determinado cambia súbitamente de color. Es una sustancia ácida o básica, que presenta diferente estructura electrónica dándole un color característico. Por ejemplo: In (color) OHH HIn (color) - 1 2 ⇔ + Existen muchas sustancias que pueden ser usadas como indicadores ácido- base y todas tienen un valor particular de pH en el que cambian de color o viran. El indicador universal, es una mezcla de sustancias colorantes que viran de color en diferentes valores de pH y es el mismo en el que están impregnadas las tiras de papel de pH. Cambia de color con acidez creciente desde el violeta, pasando por el verde (Neutra), el amarillo hasta el rojo. Las mediciones son sencillas y rápidas, pero con baja precisión, normalmente ± 1 y cambia de color según la siguiente escala:
PH DE ALGUNOS FLUIDOS: AGUA PURA
= 7.0
AGUA DE MAR = 7.0 – 7.5 PH DE FLUIDOS CORPORALES PLASMA SANGUINEO = 7.36 – 7.4 FLUIDO INTERSTICIAL = 7.4 FLUIDO INTRACELULAR = 6.9 – 7.3 PH DE ALIMENTOS VINAGRE= 3
LIMON = 2.3
TOMATE = 4.3
LECHE DE VACA = 6.6
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Valoración o Titulación El procedimiento experimental para determinar la concentración de una disolución cuando un volumen conocido de ésta, reacciona con un volumen de otro reactivo de concentración conocida se denomina valoración. El NaOH es una sustancia que prácticamente es imposible de obtener en estado puro. Si al utilizarla como reactivo en el laboratorio se necesita conocer con exactitud su concentración, es necesario valorar dicha solución, es decir, determinar la cantidad de moles de soluto que hay en un volumen determinado: su molaridad. La solución de NaOH se conoce como analito o muestra de concentración desconocida. Para ello se coloca en un recipiente adecuado un volumen exactamente conocido Vb, de la solución cuyo Mb se quiere determinar y se le añade con precauciún una solución de ácido de concentración conocida (titulante o valorante), Ma, mediante una bureta que nos permite conocer exactamente el volumen de ácido, Va gastado para neutralizar la base. En el momento de la reacción en que las cantidades estequiométricas de ácido y base son idénticas se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia de la valoración, y la concentración desconocida de la solución se puede calcular de forma sencilla utilizando la ecuación química del proceso que tiene lugar. Generalmente se utiliza un indicador ácido-base para detectar el punto de equivalencia o punto final.
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MATERIALES Y METODOS Materiales
Reactivos
5 Vasos de precipitados de 50 o 100 mL 1 Probeta graduada de 50 o 100 mL 1 Pipeta graduada de 5 mL 5 Matraces Erlenmeyer de 250 mL
Hidróxido de sodio 0.1 N Fenolftaleína al 1% solución alcohólica Soluciones amortiguadoras (pH 4, 7 y 10)
1 Parrilla eléctrica con agitación magnética 1 termómetro 1 Vidrio de reloj
Equipos
1 Agitador magnético 1 Vaso de precipitados de 250 mL 100 mL de 1 Pizeta con agua destilada 100 mL de 1 Potenciómetro 100 mL 1 Bureta graduada de 25 mL 100 mL 1 Soporte universal 100 mL
Materia Prima
Balanza analítica
Jugo de manzana Jugo de maracuyá Jugo de plátano jugo de mandarina
MÉTODOLOGIA
Llene la bureta con el Hidróxido de sodio 0.1 N. Tome una muestra de 10 gr de zumo natural de mandarina, plátano, manzana y maracuyá; Se lleva a una fiola de 125 ml se homogeniza y se toma una alícuota de 20 ml para su titulación. Agregue unas gotas de fenolftaleína y titule hasta la aparición del color rosado característico.
Anote el volumen de titulante gastado. Calcular el porcentaje de acidez de acuerdo a la siguiente fórmula: Acidez (g/L) = Volumen del hidróxido x (Peso equivalente ácido cítrico/100) % Acidez =
× × ×
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PARA CÍTRICOS: PROCEDIMIENTO PARA DETERMINAR LA ACIDEZ Tomar un cítrico (Naranja en este caso) Y extraer el jugo.
tomar 10 ml de jugo como muestra.
Colocarlo en un vaso precipitado Y agregar 100 ml de agua Destilada.
Tomar 10 ml de muestra diluida, agregar 2 gotas de Fenolftaleína.
Titular la muestra con NaOH 0.1 N
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RESULTADOS •Hallar el porcentaje de acidez
% Acidez =
∗ ∗ á∗
Donde: G: gasto de la solución de NaOH. N: Normalidad de la solución de NaOH. Meq. Del ácido: mili equivalente del ácido en que se expresa la acidez (ácido predominante). g muestra: Peso de la muestra a analizar
Meq del ácido= Peso Molecular/1000
Jugo de Mandarina
%Acidez=
Jugo de Maracuyá
%Acidez=
(9.7.)(0.1)(0.064)×(100) = 3.88% 1.6
(3.)(.)(.5)×() .
= 1.45%
Jugo de plátano
%Acidez=
(3.)(.)(.5)×() .
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= 1.41%
DETERMINACION DE PH Y ACIDEZ
Jugo de manzana
%Acidez=
(.)(.)(.)×()
= 0.04%
.
MUESTRA
ÁCIDO ORGÁNICO
PH
ACIDEZ (%)
Jugo de Mandarina
Ácido Cítrico
3.57
3.88
Jugo de Plátano
Acido Málico
5.09
1.41
Jugo de Maracuyá
Ácido Cítrico
3.22
1.45
Jugo de Manzana
Ácido Málico
3.85
0.04
DISCUSIONES El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza de ácido o la base que se neutraliza. La concentración del ácido depende de su maduración, época del año, en el que fueron cosechados temperatura y otros factores. Los valores de acidez pueden ser muy variables, por ejemplo, en el caso de las frutas, varían desde 0,2 a 0,3 %, en manzanas de poca acidez hasta de 6 % en el limón (al ácido cítrico puede constituir hasta 60 % de los sólidos solubles totales de la porción comestible). Los ácidos predominantes en frutas son: el cítrico (en la mayoría de las frutas tropicales), el málico (Ej. manzana), el tartárico (Ej. uvas y tamarindo).
¿Qué diferencia existe entre el pH y la Acidez? La acidez es la capacidad que tiene una SUSTANCIA de liberar protones en solución. Una sustancia que tiene una alta capacidad para liberar protones en solución, es una sustancia que tiene una acidez relativamente alta. El pH es una escala, que indica el grado de una acidez de una SOLUCION. Un pH menor que 7 es acido, y mientras q se acerca a 1 más acido es. Si el pH es mayor que siete, la sustancia es alcalina y mientras más se acerque a 14 más alcalino es, y esa sustancia menos acida.
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CONCLUSIONES
Se concluye de los resultados obtenidos tenemos que el ácido málico es el de mayor PH (5.09) y el ácido cítrico el de mayor concentración de acidez (0.68).
Para conocer el pH de una solución se utiliza un indicador ácido-base.-Un indicador de pH es una sustancia colorida que cambia de color según su forma ácida o básica.
En la práctica determinamos el volumen de cada titulante.
Calculamos el porcentaje de acidez de las soluciones.
Se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie.
Características de los ácidos:
Tienen un sabor picante. Dan un color característico a los indicadores.
Reaccionan con los metales liberando hidrógeno.
Reaccionan con las bases en un proceso denominado neutralización en el que ambos pierden sus características.
Características de las bases:
Tienen un sabor amargo.
Dan un color característico a los indicadores (distinto al de los ácidos).
Se sienten jabonosas al tacto. Nunca se deben de probar esta clase de sustancias El pH (potencial de Hidrógeno) es una medida de la cantidad de iones hidrogeno positivos, o hidronios (H+) en una solución determinada.
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BIBLIOGRAFIA
http://es.scribd.com/doc/19155741/Acido-Citrico
http://www.quiminet.com/articulos/el-acido-citrico-32049.htm
CHEFTEL, J y H. CHEFTEL. 1983, Introducción a la bioquímica y tecnología de los alimentos. Vols I y II, Zaragoza. Acribia. HART, F. y H. FISCHER. 1998. Análisis moderno de los alimentos, 3a reimpresión. PEARSON, L. 1998. Técnicas de laboratorio para el análisis de los alimentos, Acribia. Zaragoza. VOLMER, G.; JOST, J. et al. 1999. Elementos de Bromatología Descriptiva;; Editorial Acribia; Zaragoza, España; 1.999. WALSTRA, P.; Jennes, R. 1987. Química y Física Lactológica; Editorial Acribia; Zaragoza, España. ZIEGLER, E.E.; FILER, LJ. 1997. Conocimientos Actuales sobre Nutrición, Organización Panamericana de la Salud; Séptima Edición; Washington, D.C.
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