Relatório Química Geral Experimental - Projeto Final

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO - CAMPUS SÃO JOSÉ DOS CAMPOS
PROJETO FINAL- EXTRAÇÃO DE ANTOCIANINA POR MEIO DE DIFERENTES
SOLVENTES E ESTUDO COMO INDICADOR DE PH
SÃO JOSÉ DOS CAMPOS - SP
DEZEMBRO - 2022
1
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO 02
1.1 Antocianinas 02
1.2 Indicadores ácido e base e pH 02
2 OBJETIVO 03
3 METODOLOGIA 04
3.1 Extração de antocianina do feijão-preto 04
3.2 Comprovação de que a amostra pode ser usada como indicador de pH 04
3.3 Comparação do indicador criado com a fita indicadora comercial 04
3.4 Montagem do espectro de cores 05
3.5 Organização semanal 05
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES 06
4.1 Extração de antocianina a partir de solução de álcool 70% 06
4.2 Extração de antocianina a partir de solução etanólica de 1% de HCl 08
4.3 Extração de antocianina a partir de H2O (água destilada) 10
4.4 Matrizes polimerizadas 11
4.5 Montagem do espectro a partir da solução com água 13
4.6 Neutralização das amostras 14
5 CONCLUSÃO 15
REFERÊNCIAS 16
2
1 INTRODUÇÃO
1.1 Antocianinas
As antocianinas são pigmentos vegetais presentes em flores e frutos como o feijão, a
batata doce, o repolho roxo, o morango, e as frutas vermelhas em geral. Essas substâncias
variam da cor vermelho até o azul e representam grupos fenólicos, ou seja, compostos que
apresentam a função orgânica fenol em sua cadeia. Os fenóis são os compostos que possuem
grupos hidroxila (OH) ligados ao anel aromático (átomos de carbono e hidrogênio que
formam um hexágono), ou seja, OH ligados a carbonos de hibridização sp². Eles podem ser
encontrados em grande quantidade na natureza, e são de extrema importância para o ramo
industrial, uma vez que são utilizados na síntese de diferentes produtos, tais como adesivos e
antissépticos [1,2].
A classe de compostos fenólicos possui a divisão entre flavonóides e não flavonóides,
e é no primeiro que as antocianinas se encaixam. Os flavonóides possuem estrutura
C6-C3-C6 e dentre suas diversas funções se destacam a ação anti-inflamatória, antiviral,
antibacteriana e antioxidante [3]. Quimicamente, se caracterizam por serem solúveis em água
e instáveis em altas temperaturas, o que ajuda a explicar suas formas de extração. A molécula
de antocianina em si é formada por uma aglicona, um grupo de açúcares e, geralmente, um
grupo de ácidos orgânicos. Sua variação na estrutura denuncia o motivo do pigmento
apresentar um espectro de cores diferentes. A cor vermelha diz respeito ao estado ácido da
antocianina, enquanto o azul/amarelo denota o estado alcalino da substância [1]. Por esse
motivo, esse pigmento pode ser utilizado para analisar o pH de soluções. Para isso, é
necessário extrair a substância de fontes alimentares, podendo ocorrer pela extração líquida
pressurizada (muito utilizada na extração de compostos bioativos provenientes de matrizes
vegetais), em agitação em solução de álcool 70 (em temperatura ambiente e em
aquecimento), em agitação em solução etanólica com 1% de HCl (em temperatura ambiente e
em aquecimento), agitação em água (em temperatura ambiente e em aquecimento) [4].
1.2 Indicadores ácido e base e pH
Quando se fala do conceito de pH (potencial hidrogeniônico), pensa-se primeiro em
soluções ácidas e básicas, as quais foram definidas como, respectivamente, doadores e
receptores de prótons, no caso, o íon hidrônio H₃O⁺ pelo químico Johannes Bronsted em 1923
[5]. A partir das reações de substâncias e então a liberação de hidrogênio na forma H⁺, foi
3
criada a ideia do cálculo de pH, que mede a concentração do íon hidrônio, dada
matematicamente pelo seu antilogaritmo, como na equação:
pH= -log [ H₃O⁺ ]
Assim, o bioquímico dinamarquês Søren Peter Lauritz Sørensen formulou a escala de
pH utilizando o espectro de cores que varia do vermelho até o azul. Sua referência para os
cálculos é a água a 25°C, a qual possui constante de ionização (ki) igual a 10-14 . Chega-se,
portanto, ao valor de 10-7 para a concentração de H⁺ e OH- da água pura. Sendo assim, a
concentração de OH- se refere ao pOH (potencial hidroxiliônico) e a partir da união desses
conceitos definiu-se a escala de 0 a 14, sendo 7 neutro (água), abaixo de 7 ácido e acima de 7
básico/alcalino. Dessa forma, ao analisar soluções e suas características ácido-base é possível
balancear as concentrações e assim neutralizar uma solução [6].
A partir disso, definem-se indicadores ácido-base, substâncias que mediante certas
condições mudam sua coloração e portanto indicam a acidez/alcalinidade da solução. Tal
descoberta foi realizada pelo químico irlandês Robert Boyle, que questionando os testes de
acidez e a definição dos termos “ácido” e “base”, realizou experimentos e descobriu que o
xarope de violetas ficava vermelho quando se adicionava ácidos e verde ao adicionar bases,
chegando a conclusão de que isso seria uma possível classificação de soluções ácidas, básicas
e neutras [7].
O conhecimento a respeito do comportamento de certos vegetais já existia na França
no século XVI, tanto que eram empregados no tingimento de seda nessa época. No entanto, o
fato de que em meio ácido a cor era vermelha e em meio básico, verde ou azul foi explicada
apenas por Robert Boyle, principalmente em seu livro “Experiências sobre cores”, no qual
mencionou experiências com soluções de violetas, rosas, pau-brasil e cochonilha [8]. Assim,
pode-se notar também pela experimentação que a utilização desses marcadores resultam em
cores diferentes de acordo com o vegetal utilizado, mesmo que a substância seja a mesma
(antocianina). Dessa forma, um teste com uva resultaria em cores diferentes do teste com
repolho e diferentes do teste com feijão, por exemplo [4].
2 OBJETIVO
Analisar se a antocianina que é extraída do feijão preto, utilizando diferentes
solventes como a água, uma solução etanólica a 1% de HCl e álcool 70% em diferentes
temperaturas, é funcional para ser usada como um indicador alternativo de pH. Além disso,
4
verificar qual solvente favorece a otimização da extração das espécies mencionadas presentes
no feijão e a influência da temperatura no processo.
3 METODOLOGIA
3.1 Extração de antocianina do feijão-preto
Visando extrair a antocianina do feijão, o método utilizado foi o uso de solventes,
sendo eles álcool etílico a 70% , água destilada, e uma solução etanólica com HCl a 1%. Para
isso foi necessário colocar 50 g do alimento em um becker de 150 ml com 93 ml de solvente
por 2 horas, em agitação a 150 rpm para cada amostra em temperaturas de 40°C e 25°C,
conforme registrado na tabela abaixo (Figura 1).
Tabela 1 - Tabela com registro dos seis experimentos realizados
Experimento Tempo de Extração
(h)
Solvente Temperatura (oC)
1 2 álcool 70% 40,0
2 2 álcool 70% 25,0
3 2 solução etanólica
1% HCl
40,0
4 2 solução etanólica
1% HCl
25,0
5 2 água destilada 40,0
6 2 água destilada 25,0
Fonte: autoria própria
3.2 Comprovação de que a amostra pode ser usada como indicador de pH
Para afirmar que a antocianina pode ser utilizada para medir o pH das soluções, cabe
ao grupo verificar seu comportamento em reações básicas e ácidas, testando até que ponto há
uma alteração da sua cor, conforme a variação da acidez. Sendo assim, para cada amostra
extraída o grupo tem que separá-la em 2 alíquotas para reagir e registrar o comportamento
com os determinados reagentes: hidróxido de sódio e ácido sulfúrico concentrado.
3.3 Comparação do indicador criado com a fita indicadora comercial
5
Esse procedimento consiste em mergulhar nas soluções de antocianina diferentes
matrizes orgânicas para ver como elas se comportam em comparação ao testado antes no
bécker e dessa forma verificar seu comportamento como possível indicador comercial.
Assim, colocou-se por 5 minutos em cada amostra de antocianina papel sulfite, algodão,
hastes de algodão flexíveis e papel filtro qualitativo e comum, e deixou secar. Após isso, cabe
avaliar a resposta desses possíveis indicadores com substâncias de pH conhecidas e para isso
pingou em cada uma concentrado (98%) e NaOH.𝐻
2
𝑆𝑂4
3.4 Montagem do espectro de cores
Comprovado que a antocianina serve como indicador urge a construção de um
espectro que indique a relação entre as cores e o pH. Portanto, reage-se a antocianina em
soluções criadas com pH 0, 4,0, 7,0, 10,0 e 12,0, criando um espectro e registrando esta
correspondência.
3.5 Organização semanal
Dia 1 do experimento:
Com a finalidade de extrair antocianina do feijão, é necessário deixar 50g do alimento
em um becker de 150ml com 93 ml de álcool 70% por duas horas, em agitação de 150 rpm,
controlando a temperatura em 40⁰C, por uma parte das integrantes, enquanto o restante faz o
procedimento a 25⁰C.
Dia 2 do experimento:
Inicialmente foi comprovado que a amostra do dia 1 poderia ser utilizada como
indicadora do pH, e foi realizada uma comparação da solução como um indicador comercial e
montou-se a escala relacionando as cores com a acidez. Finalizada essa parte, iniciou-se o
mesmo processo de extração da antocianina, porém dessa vez utilizando a solução etanólica
1% HCl como solvente.
Dia 3 do experimento:
Realizou-se a análise da amostra do dia 2 como indicadora de pH. Posteriormente, foi
efetuado o último processo de extração de antocianina, dessa vez utilizando água como
solvente.
Dia 4 do experimento:
No último dia, foi observado o comportamento da antocianina, da amostra 3, com
soluções ácidas e básicas, em um processo de comprovação de que poderia ser uma possível
substância usada para indicar o pH, preparando, em seguida, o seu espectro.
6
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
4.1 Extração de antocianina do feijão preto a partir de solução de álcool 70%
No primeiro dia do experimento, a solução de feijão embebido em álcool 70%
apresentou cor roxa escura após aquecida sob agitação a 40°C e lilás a temperatura ambiente.
(Figura 1), evidenciando a influência da temperatura na extração da antocianina do grão,
dado que, quanto maior a temperatura, mais permeáveis as paredes celulares do composto,
maior a solubilidade e maior a difusão dos compostos a serem obtidos.
Vale salientar que com os equipamentos fornecidos pelo laboratório não era possível
controlar com precisão a agitação, uma vez que estava sendo usada a chapa aquecedora para
aquecer e agitar os béqueres que continham a solução com feijão e pelo seu sistema não era
executável manter a temperatura e o grau de agitação sempre estáveis.
Figura 1 - Registro das cores obtidas a partir da extração sob temperaturas diferentes
Fonte: autoria própria
Dessa maneira, nos primeiros experimentos (Figura 1) a regulação da temperatura era
feita manualmente, retirando o frasco do equipamento quando a temperatura ultrapassa 40°C
e esperando-o esfriar sobre a bancada de mármore, quando era atingido valores menores que
o desejado retornava o béquer para o aquecimento e assim sucessivamente, até finalizar o
tempo de extração estipulado (2 horas). Contudo, foi observado que ao retirar o frasco
totalmente da chapa perdia-se a agitação necessária, erro corrigido posteriormente nos demais
solventes.
7
Figura 2 - Solução com feijão-preto sendo aquecido na chapa aquecedora, com
agitação e termômetro sendo utilizado para verificar a temperatura
Fonte: autoria própria
Com base nos pressupostos mencionados, pelo mesmo motivo a temperatura do
experimento 2 (Tabela 1) não foi controlada, tendo em vista que dificultaria a realização do
testes e não alteraria as discussões abordadas, a influência da temperatura no processo de
otimização da extração de antocianinas presentes no feijão-preto. Portanto, o béquer foi
mantido em temperatura ambiente, a qual não variou muito (24°C - 27°C), fornecendo apenas
a agitação máxima executável pela chapa aquecedora.
Ademais, vale ressaltar que para obter o solvente desejado, álcool 70%, dilui-se o
álcool 99% presente no laboratório, tendo em vista que não havia o composto nas
especificações necessárias. A diluição consiste em adicionar solvente a uma solução, sem
modificar a quantidade de soluto [9]. Desse modo, o volume inicial (Vi) da solução aumenta
obtendo um volume final (Vf), mas a quantidade de soluto permanece igual e a concentração
inicial (Ci) , consequentemente, diminui. A concentração final (Cf) da solução é definida
pela expressão:
𝐶𝑖. 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓. 𝑉𝑓
Com base no conhecimento abordado, portanto, adicionou-se à solução de 100ml de
álcool 99% aproximadamente 42 ml de H2O, chegando, assim, ao solvente adequado. Nesta
8
etapa não era necessário exatidão ao adicionar água destilada ao álcool, uma vez que os
resultados não iriam alterar significativamente ao ponto de interferir no experimento e em
suas discussões.
Depois, para testar a eficiência da antocianina como indicadora de pH, ambas as
soluções foram gotejadas em frascos com o NaOH (0,1 mol/L) e ácido sulfúrico (98%)
(Figura 3), observando-se a mudança de coloração.
Figura 3 - Registro das cores obtidas a partir da reação da base NaOH (à esquerda) e do ácido
sulfúrico (à direita) com a solução extraída a 40°C, a coloração roxa refere-se à cor original
do extrato (posição central).
Fonte: autoria própria
Desse modo, conclui-se que a antocianina, quando junta ao álcool etílico 70%, pode
ser uma indicadora de pH, na qual soluções mais ácidas tendem à coloração rosa , soluções
mais básicas tendem à coloração verde-escura e a coloração do extrato aproxima-se de um
roxo acinzentado.
4.2 Extração de antocianina do feijão preto a partir de solução etanólica de 1% de HCl
No segundo dia do experimento, os fatores controlados no experimento 1 e 2
permaneceram para o 3 e o 4, respectivamente, mudando, no entanto, o solvente, o qual seria
realizado a extração. Além disso, como mencionado antes, o erro do experimento 1 não foi
perpetuado, a partir de agora o frasco era aquecido e agitado em uma chapa aquecedora e no
processo de resfriamento o béquer não permanecia sem agitação, era colocado em outra
chapa fria que só mantinha o grau de agitação necessário até esfriar e retornar para a chapa
inicial que aqueceria novamente. À vista disso, a solução de feijão embebido em 1% de HCl
apresentou cor marrom após aquecida sob agitação a 40°C e bege a temperatura ambiente
(Figura 4), novamente evidenciando a influência da temperatura na extração, como já citado.
9
Figura 4 - Registro das cores obtidas a partir da extração sob temperaturas diferentes
Fonte: autoria própria
Depois, para testar a eficiência do HCl como extrator de antocianina e, assim, testar a
eficiência dessa como indicadora de pH, ambas as soluções foram gotejadas em frascos com
as mesmas soluções ácidas e alcalinas do primeiro dia do experimento, ácido sulfúrico e
NaOH, e não foi observada mudança na coloração inicial dessas novas soluções (Figuras 5 e
6), ou seja, não houve viragem.
Figura 5 - Registro da cor obtida a partir da reação do ácido com a solução extraída
Fonte: autoria própria
10
Figura 6 - Registro da cor obtida a partir da reação da base com a solução extraída
Fonte: autoria própria
Desse modo, nesse segundo dia de experimentação, vale destacar que a cor da solução
final após aquecimento por si só tem grande importância em sua eficiência como indicadora
de pH, uma vez que, como observado, a falta da coloração próxima ou igual à roxa indica a
ausência de antocianina na solução, o que impede que o experimento prossiga como
desejado.
4.3 Extração de antocianina do feijão preto a partir de H2O (água destilada):
No penúltimo dia, a solução de feijão embebido em água apresentou cor roxa
extremamente escura após aquecida sob agitação, tanto a 40°C quanto à 25°C (Figura 7), os
dois experimentos foram realizados nas mesmas condições dos experimentos 3 e 4 já
mencionados.
Figura 7 - Registro das cores obtidas a partir da extração sob temperaturas diferentes
Fonte: autoria própria
11
Depois, para testar a eficiência da antocianina como indicadora de pH, ambas as
soluções foram gotejadas com as mesmas soluções usadas nos outros experimentos e foi
observada mudançade cor parecida com a do experimento da solução de antocianina com
álcool 70%, porém, dessa vez, o verde-escuro apresentou-se mais escuro e a solução ácida
vermelha - e não rosa (Figura 8). Dessarte, não diferente das conclusões da primeira parte do
experimento, a eficácia da antocianina quando extraída em água como indicadora de pH foi
comprovada, tendendo a solução final à cor verde-escura quando básica e vermelha quando
ácida.
Figura 8 - Registro das cores obtidas a partir da reação com a base e o ácido,
respectivamente
Fonte: autoria própria
Dessa forma, o critério de escolha para a melhor condição de extração das
antocianinas foi a intensidade da cor da solução relacionada com a concentração das espécies
em solução. Além disso, percebeu-se que a temperatura apresenta influência, mesmo que
mínima, nos resultados obtidos. Assim, vale ressaltar que, dentre os solventes utilizados, a
água apresentou os melhores resultados na extração da antocianina do feijão preto, uma vez
que foi a solução que apresentou coloração final roxa mais escura.
4.4 Matrizes polimerizadas
Como descrito na parte inicial deste trabalho, o objetivo principal é a obtenção de um
indicador de pH alternativo e de fácil utilização. Sendo assim, quanto às matrizes
polimerizadas viu-se que ao adicionar a antocianina em papel sulfite, em papel-filtro
qualitativo, em papel-filtro comum, em algodão e em hastes flexíveis com ponta de algodão
12
(comumente chamadas de “cotonetes”) poderia desenvolver um material alternativo ao papel
indicador universal, fita comercial de pH.
Ademais, em virtude dessa etapa verificou-se que o papel sulfite com o indicador
obtinha uma velocidade de reação lenta para indicar se o meio era ácido ou básico, em razão
da sua espessura e baixa maleabilidade, portanto, não indicado para o objetivo da pesquisa.
Além disso, verificou-se que os dois papéis-filtros apresentaram resultados satisfatórios,
podendo ser utilizados como superfície de suporte para o indicador, uma vez que
apresentaram colorações concordantes com as observadas no ponto de viragem do extrato,
tendendo para rosa em meios ácidos e tendendo para o verde-escuro em meios alcalinos.
Figura 9 - Verificação se o papel-filtro absorveria adequadamente o extrato de
antocianina
Fonte: autoria própria
Uma outra opção seria os materiais que detinham de algodão, apresentando resultados
satisfatórios nessa etapa, contudo, em comparação com os demais materiais, esses
necessitavam de um tempo de secagem maior em razão da composição do algodão e
apresentavam cores menos intensas, mas visíveis para determinar a faixa que o pH das
soluções utilizadas se enquadram.
13
Figura 11 - Haste flexível com ponta de algodão utilizada para verificar se o material
era o adequado para obter uma matriz polimerizada
Fonte: autoria própria
4.5 Montagem do espectro a partir da solução com água
Utilizando a solução indicadora do terceiro dia de experimento, que apresentou
coloração mais intensa do que as demais, composta por antocianina e água, vários compostos
com pHs distintos foram testados em um pHmetro (Figura 11) para que se pudesse montar
um espectro.
Figura 11 - pHmetro utilizado para a verificação do pH das soluções obtidas
Fonte: autoria própria
14
Assim, como pode-se observar na Figura 12, foi montado um espectro que varia da
cor verde à rosa, indicando, respectivamente, base e ácido, da direita para a esquerda.
Ademais, ressalta-se que a solução mais ácida, representada pela última coloração rosa à
direita na Figura 12, é composta por ácido sulfúrico e a mais básica, representada pela
primeira coloração verde à esquerda na mesma figura, por carbonato de cálcio. Além disso, o
segundo tubo de ensaio da esquerda para a direita contém vinagre, o penúltimo, ao lado do
rosa, contém uma solução mais fraca de ácido sulfúrico diluído em água e a do meio contém
solução neutra composta por glicerina.
Figura 12 - Espectro de cores montado a partir do extrato da antocianina do
experimento 3 em meio ácido e alcalino
Fonte: autoria própria
4.6 Neutralização das amostras
Como foi visto no início deste trabalho, a neutralização de soluções é realizada pela
relação de pH e pOH, tendo em vista esse pressuposto e sabendo da necessidade do descarte
ideal dos rejeitos, no final de todos os dias de experimento as próprias amostras ácidas e
básicas foram misturadas em suas devidas proporções para devida neutralização e correto
descarte nas pias do laboratório. Quando as próprias soluções não foram suficientes, outros
solutos do laboratório foram utilizados, como, por exemplo, hidróxido de sódio (NaOH)
sólido. Assim, realizava a medição do pH por meio do pHmetro e fazia os devidos cálculos a
fim de diluir o soluto alcalino na água e obter uma solução que neutralizasse por completo o
líquido ácido presente nos frascos. Vale ressaltar que usou-se o próprio indicador fabricado
15
para verificar se os compostos estavam corretamente neutralizados, levando como parâmetro
o espectro de cores construído no decorrer da pesquisa, mencionado anteriormente.
5 CONCLUSÃO
Dessarte, somente a antocianina extraída pela água e pelo álcool 70% se mostrou
funcional quando utilizada como indicador alternativo de pH, à medida que apresenta
claramente uma distinção de tonalidade entre meios ácidos e básicos tanto em materiais
alternativos à fita indicadora comercial como quando colocado diretamente na solução. Sobre
a eficiência, baseando-se na intensidade da coloração obtida, fica claro que o H2O obteve um
melhor resultado a 40⁰C. Entretanto, quanto às matrizes todas obtiveram bons resultados, com
exceção do papel sulfite.
16
REFERÊNCIAS
[1]- CASTAÑEDA, Letícia. Antocianinas: o que são? onde estão? como atuam?. 2009.
Seminário (doutorado do PPG-Fitotecnia)- Universidade Federal do Rio Grande do Sul, Rio
Grande do Sul.
[2]- COSTA, Sônia; MENEZES, Jane. Química Orgânica I. 2°ed. Ceará: UECE, 2015.
[3]- OLIVEIRA,Vanessa; ESPESCHIT, Ana Cristina; PELUZIO, Maria. Flavonóides e
doenças cardiovasculares: ação antioxidante. Revista Médica de Minas Gerais, Viçosa, v.
16.4.
[4]- NUNES, Chalder; JANSEN, Aline; QUINÁIA, Sueli. Otimização da extração de
antocianinas presentes no feijão-preto e impregnação do extrato em matriz polimérica
natural para uso como indicador de pH. Química Nova, Paraná, v. 45, n. 1, p. 113-120,
2022.
[5]- ATKINS, P.W; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: questionando a
vida moderna e o meio ambiente. Nova York, WH Freeman and Company, v. 7, p. 445-448,
2018.
[6]- MF, Camões. Um Século de Medidas de pH, “Química”, Boletim da Sociedade
Portuguesa de Química, 117, p. 39-42, 2010.
[7]- KOUSATHANA, MARGARITA & DEMEROUTI, MARGARITA & TSAPARLIS,
GEORGIOS. (2005). Instructional Misconceptions in Acid-Base Equilibria: An Analysis
from a History and Philosophy of Science Perspective. Science & Education. 14. 173-193.
10.1007/s11191-005-5719-9.
[8]- SZABAD VARY. History/Analytical Chemists. Londres, England: Taylor & Francis,
1993.
[9]1. LENZY, E.; FAVERO, L.O.B.; TANAKA, A.S.; VIANNA FILHO, E. A.; SILVA, M.B.;
GIMENES, M.J.G. Química Geral Experimental, Editora Freitas Bastos, Rio de Janeiro,
2004. (ISBN: 85-353-0217-4).