Prática 8 relatório

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS
CAMPUS SOROCABA
Prática 8 – Extração de corantes naturais
Turma: Licenciatura em Física
Disciplina: Introdução as Práticas Laboratoriais
Professora: Drª Luciana Camargo de Oliveira
Data da Experiência: 22/05/2015. 		Data de Entrega: 29/05/2015.
	Nome dos Integrantes do Grupo
	RA dos Integrantes
	Ernani Gurgel Charantola
	633496
	Jean Vitor Leite Cardoso
	633380
	Júlio Cezar Teixeira de Santana
	633526
	Michael de Oliveira Stavel
	633593
Sorocaba/2015
2. Introdução Teórica
No século XVII, Robert Boyle preparou um licor de violeta e observou que ele se tornava vermelho quando adicionado vinagre, e verde quando adicionado alguma substância básica, então surgiu o primeiro estudo relacionando as cores ao pH e às plantas. As cores são uma das características importantes a serem observadas em uma escala de pH. Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas fracamente ácidas ou fracamente básicas que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e deprotonadas (Terci,2001) [7].
Para preparar os indicadores ácido-base são utilizados extratos de plantas. Na natureza, as cores das flores e das frutas resultam da variação de acidez ou alcalinidade da seiva. Ao extrair os corantes naturais das flores ou folhas de certas plantas pode-se alterar a cor com uma solução ácida ou alcalina. Os indicadores medem uma grandeza chamada de pH (potencial hidrogeniônico), quando a temperatura está em 25 ºC, se a solução indicar um pH menor que 7, significa que ela é ácida, porém se indicar um pH maior que 7, ela é alcalina, e por último se o pH for 7 representa que ela é neutra (Junior e Bispo, 2010) [9].
Uma substância responsável pela cor avermelhada nas plantas e está presente nas seivas é chamada de Antocianinas. Por ela ser solúvel em água é possível realizar uma filtração e adquirir ela para realizar estudos. Sua cor pode variar desde o laranja passa pelo azul e até o roxo. Entre as antocianinas mais comuns na natureza estão a pelargoidina, cianidina, delfinidina, peonidina, pentunidina e malvidina. As cores variam de acordo com a quantidade de íons H+ e OH-, além dos grupos constituintes da molécula, os radicais (Figura 1.0) (Portal Educação, 2013) [8].
Figura 1.0 – Variação das moléculas de cianina em solução ácida ou básica. Fonte: (http://www.sbq.org.br/ranteriores/23/resumos/0256/)
	A beterraba apresenta uma substancia chamada betalaína responsável pela coloração vermelho-arroxeada. As betalaímas são compostos semelhantes às antocianinas e flavonoides, sendo pigmentos hidrossolúveis e são divididas em duas classes: betacianina (coloração avermelhada) e betaxantina (coloração amarelada) (Cuchinski, Caetano e Dragunski, 2010) [3].
	Os corantes naturais são importantes para a indústria de alimentos e também para a obtenção de indicadores de pH. Saber o pH de determinados meios é importante para os seres vivos, pois estes sobrevivem apenas em determinadas condições. O corpo humano tem que manter o pH de diversos órgãos, cada qual com um valor diferente. A medicina e a farmácia avançaram muito com os estudos sobre pH (Baccar) [10].
3. Objetivos
	Praticar técnicas como a filtração e a extração de corantes a partir de feijão, beterraba e repolho roxo, que podem ser utilizados como indicadores de pH. Introdução ao conceito de indicadores ácido-base. Proporcionar curiosidade a respeito do princípio de ação destes indicadores e o por que o resultado ao se acrescentar um ácido ou uma base é a alteração de sua cor inicial. 
4. Materiais e métodos
Materiais e equipamentos utilizados:
- Hidróxido de Sódio (NaOH);
- Ácido Clorídrico (HCl);
- béqueres de 250 ml e 100 ml;
- papel de filtro;
- filtro de vidro;
- bastão de vidro;
- tubos de ensaio;
- pipetas de Pauster.
Procedimento:
A pesagem de 20 g de beterraba (ralada), 25 g de repolho roxo (ralado) e de 50 g de feijão preto foi realizada com auxílio de uma balança de precisão e essas quantidades foram então coletadas em cada uma em um béquer, totalizando três. Ao primeiro béquer, contendo beterraba, adicionou-se um pouco mais de 80 ml de água destilada, após isso agitou-se com um bastão de vidro essa mistura por volta de 20 minutos. Ao segundo e terceiro béquer adicionou-se mais 80 ml de água quente cada, e agitou-se cada um também por volta de 20 minutos.
Após 20 minutos de agitação para cada uma das misturas, foram realizadas filtragens a fim de se recolher 15 ml de solução com corante de beterraba, 15 ml de solução com corante de repolho roxo e 15 ml de solução com corante de feijão preto. Esses 15 ml foram divididos em três tubos de ensaio, contendo 5 ml, isso para cada um dos três corantes, totalizando assim nove tubos de ensaio. O primeiro destes tubos seria utilizado como referência de coloração inicial de cada um dos corantes, não seria acrescentado nada a ele. O segundo, a solução com o corante e mais algumas gotas de HCl, o que resultaria numa alteração da cor. O terceiro, a solução com o corante e mais algumas gotas de NaOH, o também resultaria numa alteração de cor.
5. Resultados e discussão
	Coloração dos corantes em água antes e após adição de ácido ou base
	Material utilizado para extração
	Cores observadas
	
	Após filtração
	Após gotas de HCl
	Após gotas de NaOH
	Beterraba
	Vermelho
	Vermelho Escuro
	Âmbar (Amarelo)
	Repolho Roxo
	Lilás
	Vermelho
	Amarelo
	Feijão Preto
	Preto
	Vermelho
	Verde
Tabela 1.0 – Resultados obtidos em laboratório pelo grupo.
	Svante Arrhenius em 1887 apresentou a ideia que ácido é toda substância que em água produz íons H+, e base é aquela que produz OH-, onde a neutralização delas produz água (H2O), conhecida como teoria de Arrhenius. Porém inúmeras outras definições a respeito do que seria ácido e base, buscando englobar um maior número de reações, foram elaboradas, como a teoria protônica, teoria de Lux, teoria eletrônica, teoria de Usanovich e a teoria ionotrópica, todas interligadas entre si. Surgiram após o visto da necessidade de abordagem de conceitos não explorados pela teoria anteriormente proposta, como uma espécie de evolução (Chagas, 1999) .[4]
Os indicadores de pH, são substâncias fracamente ácidas ou fracamente básicas e mudam de cor em função do meio onde estão (Departamento de Química – FURB, 2013) [2].
Em meio ácido, o corante extraído da beterraba predomina uma coloração vermelha (pH abaixo de 5,0). No meio básico (pH acima de 12,0), apresenta-se uma coloração amarela. “A mudança de coloração geralmente é atribuída à variação estrutural dos corantes presentes no extrato”. Esse extrato pode ser uma alternativa de baixo custo e simples preparo para-se explicar diversos conteúdos nas aulas de química. (Cuchinski, Caetano e Dragunski, 2010) [3].
Quadro 1.0 – Coloração do corante da beterraba em água, em meio ácido e em meio básico (Química Nova na Escola, 2003).
Observando as mudanças de coloração de um extrato de repolho roxo com a variação de pH, pode-se notar um vermelho escuro em pH = 1, vermelho mais claro pH = 3, vermelho ainda mais claro em pH = 5, sendo quase incolor. A partir de pH = 6 adquire tons azulados, que se tornam mais fortes a medida que o pH sobe, sendo em pH = 12 uma cor azul-violeta quase negra. (Gouveia-Matos, 1999) [5].
Na presença do extrato de feijão preto as substâncias ácidas apresentam coloração vermelha e as básicas coloração verde. O Resultado obtido a partir da amostra de feijão revelou uma coloração verde escuro explicado pelo fato de a concentração da base ser alta (SBPC, 2013) [6].
	
6. Conclusão
	De acordo com os resultados obtidos concluiu-se que os indicadores de pH podem ser feitos naturalmente com substâncias presentes nas plantas como a antocianina. Assim obtido, esses indicadores são essenciais para cuidar da saúde humana, pois revelam ambientes, alimentos entre outras coisas ácidas ou básicas com uma alteração visível,as cores (Baccar,2014) [10].
	Para a antocianina os valores de pH variam as cores entre o vermelho até o amarelo, a indicação de vermelho revela valores baixos de pH, ouseja, menores que 7, isso ocorre quando foi adicionado HCl a solução. A indicação de amarelo relaciona-se a valores altos de pH, maiores que 7, quando adicionado NaOH (Junior e Bispo, 2010) [9].
	O pH dos ambientes variam conforme a quantidade de cátions e ânions H+ e OH-, segundo a definição de Arrhenius. Esses cátions e ânions se ligam a antocianina e formam outras moléculas que possuem características diferentes incluindo o espectro visivel revelando cores diferentes para as concentrações (Chagas)[4].
7. Referências
DIAS, Marcelo Vizeu; GUIMARÃES, Pedri Ivo C.; MERÇON, Fábio. Corantes Naturais. Extração e Emprego como Indicadores de pH. Química Nova na Escola. Relatos de Sala de Aula. 2003. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc17/a07.pdf> Acesso em: 28 mai. 2015.
DEPARTAMENTO de Química, Universidade Regional de Blumenau – FURB. Indicador natural como material instrucional para o ensino de química. Experiências em Ensino de Ciências V.8, No. 1. 2013. Disponível em: <http://if.ufmt.br/eenci/artigos/Artigo_ID198/v8_n1_a2013.pdf> Acesso em: 28 mai. 2015.
CUCHINSKI, Ariela Suzan; CAETANO, Josiane; DRAGUNSKI, Douglas C. Extração do corante de beterraba (Beta vulgaris) para utilização como indicador ácido-base. Eclética Química V.35 No. 4. São Paulo, 2010. Disponível em: <http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid= S0100-46702010000400002> Acesso em: 28 mai. 2015.
CHAGAS, Aécio Pereira. Teorias ácido-base do século XX. Química Nova na Escola. História da Química. 1999. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc09/historia.pdf> Acesso em: 28 mai. 2015.
GOUVEIA-MATOS, João Augusto de M. Mudanças nas Cores dos Extratos de Flores e do Repolho Roxo. Química Nova na Escola. Conceito Científicos em Destaque. 1999. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc10/conceito.pdf> Acesso em: 28 mai. 2015.
SBPC – Sociedade Brasileira para o Progresso da Ciência. Extrato do Feijão Preto: indicador natural de pH usado como ferramenta didática pedagógica. 65ª Reunião Anual da SBPC, 2013. Disponível em: <http://www.sbpcnet.org.br/livro/65ra/resumos/resumos/7203.htm> Acesso em: 28 mai. 2015.
TERCI, Daniela Brotto Lopes. ROSSI, Adriana Vitorino. Indicadores Naturais de pH: Usar Papel ou Solução? Instituto de Química, Universidade Estadual de Campinas, 2001.In: Química Nova na Escola vol. 25 no.4 684-688, 2002. Disponível em: <http://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol25No4_684_25.pdfhttp://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol25No4_684_25.pdf> Acesso em: 29 mai. 2015.
Portal Educação. Antiocianinas dos alimentos. Disponível em: <https://www.portaleducacao.com.br/nutricao/artigos/31558/antocianinas-dos-alimentos> Acesso em: 29 mai. 2015.
JUNIOR, Germano Woehl. BISPO, Lucas Manoel. Corantes Naturais Extraídos de Plantas para Utilização como Indicadores de pH. 2010. Disponível em: <http://www.ra-bugio.org.br/manutencao/uploaded/projetos/Artigo-Corantes_Naturais.pdf> Acesso em: 29 mai. 2015.
BACCAR, Liane Cristina Muller. Equilíbrio do pH e saúde. Portal Educação, 2014. Disponível em: <https://www.portaleducacao.com.br/medicina-alternativa/artigos/58881/equilibrio-do-ph-e-saude> Acesso em: 29 mai. 2015.