corantes naturais - indicadores de pH

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UVERSIDADE UNIGRANRIO
Amanda Barbosa
Raquel Sabino Leitão 
Corantes Naturais 
Utilizados como indicadores naturais 
Duque de Caxias
Abril 2018
Raquel Sabino Leitão 5105029
Amanda Barbosa 5107496
Corantes Naturais 
Utilizados como indicadores naturais 
Trabalho apresentado a Universidade UNIGRANRIO orientado pelo Prof. Carlos Henrique Creppe como requisito parcial para a obtenção do grau de Licienciado em Química.
	
Duque de Caxias
Junho de 2018
Somos gratas a Deus, que nos ajudou em cada etapa desse trabalho e não nos deixou fraquejar
AGRADECIMENTOS
 Queremos agradecer a Deus por ter nos ajudado a superar as dificuldades e a tornar possível a realização de um sonho muito importante para nós.
 Ao professor Carlos Henrique Creppe, pela orientação, apoio е confiança. A Universidade Unigranrio, pela oportunidade de fazer о curso.
 À nossas famílias e amigos temos um agradecimento muito especial porque acreditaram em nós desde o primeiro instante. Somos quem somos porque vocês estiveram e estão sempre ao nosso lado.
 Por fim, mas não menos importante, deixamos uma palavra de gratidão a todas as pessoas que de alguma forma tocaram nossos corações e transmitiram força e confiança em nós.
“Determinação, coragem e autoconfiança são fatores decisivos para o sucesso. Se estamos possuídos por uma inabalável determinação conseguiremos superá-los. Independentemente das circunstâncias, devemos ser sempre humildes, recatados e despidos de orgulho.” (Dalai Lama)
Resumo
 
 No presente trabalho foram extraídas antocianinas de materiais naturais afim de produzir indicadores de pH alternativos para ensino médio. A estabilidade química das antocianinas foi analisada, em função do tempo, para soluções de feijão preto, repolho roxo e hibisco rosa em água e etanol. Que apresentaram intensidade de coloração satisfatória para uso de indicadores naturais de pH.
 A substância natural que confere essa característica aos corantes são as antocianinas, trata-se de uma substância presente na seiva das plantas e que após a clorofila é o grupo de pigmento mais presente no reino vegetal. Além de conferir coloração às plantas, as antocianinas também são responsáveis por desenvolver funções antioxidantes, proteção à ação da luz e pelo mecanismo de defesa biológica das plantas.
 Os corantes naturais são pigmentos que são extraídos de fontes naturais, ou seja, não é prejudicial à saúde. Este corante tem como finalidade de conferir e padronizar a cor de produtos alimentícios. Os extratos obtidos mostraram ser bons recursos didáticos de ensino, pois trazem o conceito do cotidiano para o aluno. 
Palavras chave: Antocianina, Corantes naturais, Indicadores, Estabilidade da cor. 
 
Abstract 
 The present work anthocyanins were extracted from natural materials to produce indicators of alternative pH for High School. The chemical stability of anthocyanins was analyzed, taking into account the time, for solutions of black beans, purple cabbage and pink hibiscus in water and ethanol. They showed satisfactory staining intensity for the use of natural pH indicators.
 The natural substance that confers this characteristic to the dyes are anthocyanins, it is a substance present in the sap of plants and that after chlorophyll is the group of pigment most present in the plant kingdom. In addition to conferring coloring on plants, anthocyanins are also responsible for developing antioxidant functions, protection against light action and the biological defense mechanism of plants.
 Natural dyes are pigments that are extracted from natural sources, ie it is not harmful to health. These dyes have the purpose of conferring and standardizing the color of food products. The extracts obtained proved to be good teaching didactic resources, because they bring the concept of daily life to the student.
Key - words: anthocyanins, Natural dye, Indicators, Colour stability.
LISTA DE FIGURAS 
Figura 1. Estrutura do cátion Flavílico	13
Figura 2. Comportamento de uma antocianina em pH ácido	14
Figura 3. Comportamento de uma antocianina em pH básico	14
Figura 4. Escala de pH simplificada	18
Figura 5. Escala de pH	19
Figura 6. Escala de pH de produtos do cotidiano	20
Figura 7. Papel Tornassol	22
Figura 8. Estrutura da fenolftaleína em diferentes meios (ácido e básico, respectivamente)	23
Figura 9. Papel Indicador Universal	24
Figura 10. Plantas indicadores de pH	24
Figura 11. Estrutura química das antocianinas	27
Figura 12. Equilíbrio das antocianinas em solução aquosa	28
Figura 13. Extrato de feijão preto, repolho roxo e hibisco rosa (da esquerda para direita)	38
Figura 14. Processo de filtração dos extratos de repolho roxo, feijão preto e hibisco rosa (da esquerda para direita).	38
Figura 15. Extrato de feijão preto, repolho e hibisco rosa.	40
Figura 16. Extrato do feijão preto (pH 1 a 8)	40
Figura 17. Extrato de Feijão preto (pH 9 a 14)	41
Figura 18. Extrato de Repolho roxo (pH 1 a 8)	41
Figura 19. Extrato de Repolho Roxo (pH 9 a 14)	41
Figura 20. Extrato de Hibisco rosa (pH 1 a 8)	42
Figura 21. Extrato de Hibisco rosa (pH 9 a 14)	42
LISTA DE TABELAS
Tabela 1. De indicadores mais usados em laboratório	21
Tabela 2. Constantes de equilíbrio para as antocianinas em solução aquosa.	29
Tabela 3. Tabela de pH e cores dos extratos	42
	
	
Introdução
 Os indicadores de ácido-base são fracas substâncias ácidas ou básicas que conformam cores diferentes, por causa do pH do meio onde foram adicionadas. Normalmente, os indicadores são pigmentos extraídos de plantas em geral e que, dissolvidos em água, apresentam determinada cor. Tal modificação em suas cores deve-se a fatores diversos, como pH, potencial elétrico, complexação com íons metálicos e adsorção em sólidos. São comumente classificados em função dos mecanismos de modificação de suas cores ou então pelo tipo de titulação que podem ser aplicados como indicadores. 
 Os indicadores ácido-base ou indicadores de pH são substâncias orgânicas fracamente ácidas (Indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas, isto é, que mudem de cor em função do pH. 
 Os químicos primordiais caracterizavam e chamavam de ácido as substâncias que tinham sabor azedo acentuado e de base as substâncias que tinham sabor similar ao sabão, com o tempo foi surgindo técnicas para determinar ácido e bases como menor risco ao ser humano. Para a determinação de tais substâncias foi descoberto que há certos corantes que mudam de cor quando adicionados a ele o componente ácido ou básico, distinguindo tais substâncias, estes corantes são chamados indicadores. (Atkins, 2005.)
 Os ácidos têm propriedades características, produzem bolhas de CO2 quando adicionados a um carbono metálico com CaCO3 e reagem com muitos metais, produzindo o gás Hidrogênio (H2). As propriedades dos ácidos podem ser interpretadas em termos de uma característica comum a todas as moléculas de ácidos, na qual, é uma substância que, quando dissolvida em águam aumenta a concentração de íons hidrogênio H+ (aq), na solução. (Kotz, 2010).
 As bases têm como características a íon hidróxido, de modo que podemos reconhecer hidróxidos metálicos como bases a partir de suas formulas. Embora a maior parte dos hidróxidos seja insolúvel, alguns se dissolvem em água, o que leva a um aumento na concentração de íons OH- em solução, podemos caracterizar uma base, na qual quando dissolvida em água, aumenta a concentração de íons hidróxidos OH- na água. (Kotz, 2010).
 Para determinar se as substâncias são ácidas ou bases surgiram então os indicadores, que são substâncias capazes de mudar de cor dependendo das
características físicas e químicas da solução. 
 Os primeiros indicadores foram obtidos por Robert Boyle, no século XVII, quando, ao fazer um licor de violeta, percebeu que na solução ácida, a cor mudou para vermelho e, em solução básica, a cor mudou para verde, após colocar licor sobre um papel e ao acrescentar algumas gotas de vinagre, a cor mudava para vermelho. (TERCI e ROSSI, 2009).
 Esse grupo de substâncias naturais, com essas características, são as antocianinas. Elas são substâncias presentes na seiva das plantas. A variação da cor acontece quando o íon hidrogênio (ácido) é adicionado ou removido da molécula. Elas produzem as cores azuis, violeta, vermelho e rosa, de flores e frutas. Se essas antocianinas forem extraídas do meio natural, aparecerão na forma de sais flavílicos, e que é comum estarem ligados a moléculas de açúcares, e se não estiverem ligados a estas moléculas, e estiverem “soltas”, são conhecidas como antocianina (SOARES et. Al., 2001).
Figura 1. Estrutura do cátion Flavílico
Fonte: Estudo do comportamento de antocianinas como indicadores naturais
 
 Observando a estrutura do cátion flavílio na Figura 1, percebe-se que o mesmo tem as características necessárias a um indicador, ou seja, é uma substância orgânica, fracamente básica e que possui uma versão protonada. A Figura 2 ilustra o comportamento de uma antocianina a presença de íons H+ e OH-.
Figura 2. Comportamento de uma antocianina em pH ácido
Fonte: Estudo do comportamento de antocianinas como indicadores naturais
	
Figura 3. Comportamento de uma antocianina em pH básico
Fonte: Estudo do comportamento de antocianinas como indicadores naturais
 Mas apenas no início do século XX, Willstatter e Robinson descobriram que as antocianinas são os pigmentos responsáveis pela coloração de várias flores, e eu seus extratos tinham cores que mudavam em função da acidez ou alcalinidade do meio (meio básico). Foi percebido que as antocianinas possuem coloração avermelhada em meia ácido, violeta em meio neutro e azul em condições alcalinas explicando assim, as mudanças de cores de extratos vegetais observados por Boyle. (TERCI E ROSSI, 2002).
 Pode-se entender que o repolho roxo, rabanete, uva, amora, cereja, ameixa, framboesa, morango, maçã, pêssego, tamarindo, beterraba, casco do feijão preto e todos os outros frutos dos quais se pode extrair seu corante são fontes de antocianinas. 
 A quantidade e o tipo das antocianinas nos vegetais também sofrem influência de alguns determinantes, como as condições de cultivo, tempo de plantio, exposição à luz UV e método de colheita. Por esse motivo, a comparação de teores de antocianinas entre diferentes culturas de um mesmo vegetal, como frutas, pode gerar resultados bastante distintos (CARDOSO; LEITE; PELUZIO, 2011).
 Nesse contexto, estudos sobre o comportamento dessas substâncias são alvo de grandes discussões na literatura. 
 O estudo de antocianinas presentes em extratos vegetais é dependente do objetivo da análise: a detecção da presença de antocianinas em uma planta pode ser realizada utilizando-se a técnica de cromatografia em papel (CP), baseando-se na propriedade de mudança de cor em função do pH apresentada pelas antocianinas; para fins de identificação de antocianinas individuais. 
 Como é o caso de estudos de plantas ornamentais onde a identificação do tipo de antocianina é de fundamental importância, podem ser empregadas técnicas mais avançadas, como cromatografia líquida de alta eficiência (CLAE), espectrometria de massas (MS), ressonância magnética nuclear de prótons (RMN de 1H) e de carbono (RMN de 13C), eletroforese capilar por zonas (ECZ – Capillary Zones Electrophoresis, CZE), além de equipamentos que combinam estas e outras técnicas (equipamentos hifenados) (MARÇO; POPPI; SACARMINIO, 2008).
Objetivo
 Caracterizar o comportamento físico-químico de corantes naturais, em especial as antocianinas extraídas da casca do feijão preto, repolho roxo e hibisco rosa. Empregando o conceito de pH envolvendo indicadores naturais com auxílio de técnicas laboratoriais simples como extração e filtração envolvendo materiais de baixo custo podendo ser realizadas em salas de aula, pois essas técnicas possibilitam que o discente possa associar a teoria a pratica de forma científica, sendo assim, aumentando a capacidade do aprendizado sobre a ciência criando habilidades e questionamentos. 
Referencial Teórico
Corantes naturais 
 A utilização pelo homem de corantes naturais, isto é, os de origem animal, vegetal e mineral, é muito antiga. Os corantes começaram a ser usados em alimentos na China, India e Egito cerca de 1500 a.C. Há registros que os egípcios utilizam corante extraído da planta Lawsonia inermis conhecida como hena há milhares de anos com finalidade cosméticas, ou seja, para coloração de cabelo e para produção de tatuagens.
 Até 1850 todos os corantes alimentícios provinham de três fontes: vegetais (cenoura, beterraba, uva, etc.); extratos de origem animal (carmin de cochonilha) e os resultantes da transformação de substâncias naturais (caramelo = marrom) (CARVALHO, 2004, p.45). 
 Os corantes naturais previne ou até auxiliam no tratamento de enfermidades, por exemplo, a betalaínas e as antocianinas possui ação antioxidante. Porém o corante extraído possui pouca estabilidade em contato com a luz ou calor. Desta forma, pesquisas têm surgindo para melhorar a estabilidade dos corantes naturais e também para diversificar as tonalidades de suas colorações.
 Alguns métodos são empregados para estabilização dos pigmentos naturais eles incluem o uso de aditivos tais como o ácido ascórbico, íons metálicos e alguns ácidos orgânicos, ou então adsorção em gelatinas, alginatos ou silicatos ou então no encapsulamento dos pigmentos (MORITZ; NINOW, 2005, p. 150).
 Conceito de pH 
 O termo pH foi introduzido, em 1909, pelo Bioquímica dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen (1868 - 1939) com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas (à época trabalhava no laboratório Carlsberg, da cervejaria homônima). O “p” vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o “H” é para o íon hidrogênio (H+). Ás vezes é referido do latim pondus hydrogenii. 
 O pH é o símbolo para grandeza físico-química ‘potencial hidrogeniônico’. Essa grandeza refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é:
Ácida (pH < 7 a 25 °C)
Neutra (pH = 7 a 25 °C)
Básica/alcalina (pH > 7 a 25°C)
 Uma solução neutra só tem o calor de pH = 7 à 25 °C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura. 
Figura 4. Escala de pH simplificada
Fonte: <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/conceito-ph.htm>. Acesso em 21 Mar. 2018.
 Ácidos, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+. Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl: HCl → H+ + Cl- 
Obs: Alguns anos mais tarde, em 1923, Bronsted e Lowry propuseram a ideia de que ácido é uma substância que pode ceder protóns (íons H+). 
 Solução Neutra, é aquela que nem é ácida nem básica, e apresenta, pH = 7 
 Base, Segundo Svante Arrhenius, também chamada de álcali, é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH- (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. NaOH → Na+ + OH- 
Obs: Soluções com estas propriedades dizem -se básicas ou alcalinas. Também em 1923, Bronsted e Lowry propuseram a seguinte definição: “Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+). Mas tarde Gilbert Lewis definiu como base sendo qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par eletrônico. 
Figura 5. Escala de pH
Fonte: <https://www.google.com.br/search?q=escala+de+pH&rlz=1C1CHZL_pt-BRBR748BR748&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=0ahUKEwjU1IjcjpraAhWJIJAKHTvpDroQ_AUICigB&biw=1242&bih=602#imgrc=Y9qxbQJr58Q2GM>
Acesso em 26 Mar. 2018.
Figura 6. Escala de pH de produtos do cotidiano
Fonte: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAABs1EAI/estudo-ph> Acesso em 29 Mar. 2018. 
 
 Indicadores de pH/ ácido-base
 SEGUNDO O Dicionário Aurélio de Português Online Indicador é: “Segundo dedo da mão, contado a partir do polegar.2 - Livro de indicações.3 - Ponteiro de instrumento de física.4 - Cuco (de África). 5 - Que ou aquele que indica. Publicado em: 2016-09-24, revisado em: 2017-02-27 (Disponível em: ‹https://dicionariodoaurelio.com/indicador›. Acesso em: 29 Mar. 2018)
 Porém os indicadores que estamos estudando são os indicadores ácidos-bases ou indicadores de pH. Que são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para suas formas protonadas e desprotonadas (TERCI e ROSSI, 2002);
 Indicadores ácidos: são os que apresentam hidrogênios ionizáveis em sua estrutura; quando o meio está ácido, a molécula de indicador mantém seus hidrogênios, devido ao efeito do íon comum. Quando o meio está básico, os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).
 Indicadores básicos:  possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila); portanto, em meio alcalino, as moléculas do indicador mantém-se não- ionizadas, e em meio ácido os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água. Neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da coloração da molécula).
Tabela 1. De indicadores mais usados em laboratório
Fonte: <http://exercicios.mundoeducacao.bol.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-indicadores-acido-base.htm> acesso em 29 Mar. 2018
Indicadores de pH (mais comuns)
 Tornassol
 O litmato de cálcio (tornassol), destinado à avaliação do pH de uma solução aquosa foi, inicialmente, comercializado sob a forma de grãos mais ou menos esféricos na cor vermelha (faixa ácida) ou azul (faixa básica) e era obtido a partir da calcinação de pequenos crustáceos. Na década de 1930, porém, surgiu uma alternativa para o tornassol sólido: a tintura de tornassol, a qual é impregnada em papel por meio de difusão (Afonso e Aguiar, 2004).
 Tornou-se muito conhecido em razão de suas qualidades: prático, econômico e eficiente para medir pH. O tornassol é extraído da planta líquen (encontrada na Holanda) e fixado (impregnado) em papel poroso. O papel tornassol pode se apresentar em três diferentes cores: vermelha, azul ou neutra.
Figura 7. Papel Tornassol
Fonte: <https://www.casalab.com.br/produtos/88/2334_> acesso em 21 Mar. 2018
 Fenolftaleína
Utilizada frequentemente em titulações, na forma de suas soluções alcoólicas, mantém-se incolor em soluções ácidas e torna-se cor-de-rosa em soluções básicas, sendo que a sua cor varia na faixa de pH entre 8,2 e 9,8. A mudança na sua estrutura quando em pH básico pode ser visualizada na Figura 6.
Figura 8. Estrutura da fenolftaleína em diferentes meios (ácido e básico, respectivamente)
Fonte: <http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm> acessado e 21 Mar. 2018
 
 Papel indicador universal
 Surgiu inicialmente apenas para estimativas pouco precisas de pH, nas quais a rapidez da obtenção do resultado era primordial. Posteriormente, os papéis indicadores de pH universal passaram pela formulação de kits de soluções, contendo vários indicadores de pH bem delineados e com coloração característica (a escala colorimétrica). A impregnação dos indicadores em papel, assim como o que ocorreu com o tornassol, e o refinamento das misturas dos mesmos permitiram obter os papéis de pH universal, bastante utilizados desde a década de 1950 (GAMA e AFONSO,2007).
Figura 9. Papel Indicador Universal
Fonte: <https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Indicador.JPG> Acesso em 28 Mar. 2018
pH dos solos 
 As flores de hortênsia são ótimos indicadores naturais das condições de pH do solo: solos ácidos favorecem a presença de Fe2+, o qual interage com as antocianinas das flores, resultando em uma coloração azulada; já em meio alcalino, o íon Fe2+ é facilmente oxidado a Fe3+, que por sua vez pode precipitar sob a forma de hidróxido, evitando a disponibilidade de Fe2+ para interagir com as antocianinas das hortênsias que, assim, ficam rosadas. (SAMPAIO e ROSSI, 2007).
Figura 10. Plantas indicadores de pH
Fonte: <http://nilocairoensinomedio.blogspot.com.br/2015/05/indicadores-acido-base-naturais.html> acesso em 22 Mar. 2018 
Indicadores Naturais 
 Durante o século XVIII, notou-se que nem todos os indicadores apresentavam as mesmas mudanças de cor. Em 1775, Bergman escreveu que extratos de plantas azuis são mais sensíveis aos ácidos, ou seja, possuem uma variação gradual de cor, que pode diferenciar ácidos fortes de fracos. Por exemplo, ácido nítrico torna o extrato vermelho, já o vinagre não. E quando se trabalha com extrato de litmus, esta mudança gradual de cor para ácidos de diferentes forças não é observada. (BERG, T,1999). 
 Em 1767, Willian Lewis usou, pela primeira vez, extratos de plantas para a determinação do ponto final em titulações de neutralização. Antes disso, os extratos obtidos a partir de diversas espécies de plantas só tinham aplicação para a análise qualitativa de águas minerais. (BOYLE, IORDEN e DUCLOS,1978). 
 Em 1835, Marquat, realizando estudos com diversas espécies vegetais, propôs o termo antocianinas (do grego: anthos = flores; kianos = azul) para se referir aos pigmentos azuis encontrados em flores. (TRECI e ROSSI, 2001).
 Somente no início do século XX, Willstätter e Robinson relacionaram as antocianinas como sendo os pigmentos responsáveis pela coloração de diversas flores e que seus extratos apresentavam cores que variavam em função da acidez ou alcalinidade do meio. Foi notado que as antocianinas possuem coloração avermelhada em meio ácido, violeta em meio neutro e azul em condições alcalinas. Este estudo explicou as mudanças de cores de extratos vegetais observadas por Boyle. Atualmente, sabe-se que as antocianinas, pigmentos da classe dos flavonóides, são responsáveis pelas cores: azul, violeta, vermelho e rosa de flores e frutas.
 
Antocianinas
 O termo antocianina é de origem grega, derivada de duas palavras: anthos (uma flor) e kyanos (azul escuro). Compõem o maior grupo de pigmentos solúveis em água do reino vegetal (LOPES et al., 2007 apud FERREIRA,2014, p.14)
 As antocianinas é uma classe dos flavonóides, substâncias orgânicas dos compostos fenólicos. Caracterizam-se, após a clorofila, como um grupo de pigmento de maior distribuição no reino vegetal. Responsável por diversas cores em frutas, legumes e hortaliças, como azul, roxo, violeta, magenta, vermelho e laranja (DAMODARAN; PARKIN; FENNEMA, 2010 apud FERREIRA,2014, p.14).
 São consideradas moléculas polares em razão da presença de grupos substituintes (hidroxilas, carboxilas e metoxilas) e glicosilas residuais ligados aos seus anéis aromáticos. Devido a isso, são mais solúveis em água do que em solventes apolares. Em alguns casos, dependendo das condições do meio, as antocianinas podem ser solúveis em éter. Esta característica ajuda na extração e separação das antocianinas (LOPES et al., 2007 apud FERREIRA,2014, p.18).
 É cada vez mais frequente nas indústrias alimentícias a intenção de substituir os corantes artificiais pelos naturais como as antocianinas, isto ocorre devido a restrições do uso de alguns corantes e também pela mudança de hábito dos consumidores que estão preferindo produtos sem corantes ou que utilizam corantes naturais e saudáveis.
 São o grupo mais importante de pigmento de origem vegetal (HARBORNE E GRAYER, 1988). Compõem o maior grupo de pigmentos solúveis em água do reino vegetal. (BRIDLE E TIMBERLAKE, 1997).
 As funções desempenhadas
das anticomanias nas plantas são variadas: antioxidantes, proteção à ação da luz, mecanismo de defesa e função biológica. As cores vivas e intensas que elas produzem têm um papel importante em vários mecanismos reprodutores das plantas, tais como a polinização e a dispersão de sementes. 
 A estrutura química básica das antocianinas é baseada e uma estrutura policíclica de quinze carbonos (LÓPEZ et al.,2000). 
Figura 11. Estrutura química das antocianinas
Fonte: LÓPEZ et al.,2000
 As antocianinas são um potente antioxidante comparado com outros antioxidantes, um exemplo e alta tocoferol (vitamina E). Este agente natural, quando adicionado a alimentos, além de conferir a coloração aos alimentos proporciona a prevenção contra auto- oxidação e peroxidação de lipídeos em sistemas biológicos. 
 Uma desvantagem do uso da antocianina em relação aos corantes artificiais, é que durante o processo de preparação dos alimentos essas antocianinas podem ser reduzidas principalmente por causa da sua solubilidade em água durante a lavagem.
 
Equilíbrio químico das antocianinas em solução aquosas
 Em solução aquosa, as antocianinas se encontram comumente na forma de uma mistura de diferentes estruturas químicas em equilíbrio: cátion flavilium (vermelho), base anidra quinoidal (azul), pseudo-base carbitol (incolor), e chalcona incolor ou levemente amarela). A pH abaixo de 2, as antocianinas apresentam-se basicamente na forma catiônica; com o aumento do pH, ocorre uma rápida desprotonação para formar a base quinoidal. Em meio aquoso a hidratação do cátion flavilium leva ao equilíbrio entre a forma carbitol e chalcona. 
 À temperatura ambiente, e em meio levemente acidificado, o equilíbrio entre as formas carbitol e chalcona é muito lento e leva horas para ser atingido. O aumento da temperatura desloca o equilíbrio na direção da formação da base chalcona (HEREDIA et al., 1998). As quatro formas de equilíbrio das antocianinas em solução são mostradas na Figura 10. As constantes de equilíbrio associadas com as transformações que ocorrem nas antocianinas em solução aquosa são expressas na Tabela 2.
Figura 12. Equilíbrio das antocianinas em solução aquosa
Fonte: IACOBUCCI & SWEENI, 1983
 
Tabela 2. Constantes de equilíbrio para as antocianinas em solução aquosa.
Fonte: R. Bras. Agrociência, Pelotas, v.13, n.3, p. 291-297, jul-set, 2007
 As soluções contendo pigmentos com pH acima de 7,0, gradualmente mudam a coloração de tonalidade azul para amarela, como um resultado indireto da formação de chalcona, via fissão do anel da anidrobase (HRAZDINA, 1977).
Estabilidade da cor das antocianinas 
 Naturalmente a coloração das antocianinas é diretamente influenciada pela substituição dos grupos hidroxila e metoxila na molécula. Incrementos no número de grupos hidroxila tendem a tornar a coloração azulada. Na direção contrária, incrementos no número de grupos metoxilas aumentam a intensidade do vermelho (LÓPEZ et al., 2000).
 A presença de um ou mais grupos acila na molécula de antocianina inibe a hidrólise do cátion flavilium (vermelho) para a formar a base carbitol (incolor), permitindo a formação preferencial da base quinoidal (azul), ou seja, eles mantêm a coloração em meio levemente acidificado a neutro. (BRIDLE & TIMBERLAKE,1997).
 Os pigmentos acilados são mais estáveis do que seus análogos não acilados (SAITO et al., 1995). Com todos estes fatos em mente, não surpreende a gama de colorações observadas na natureza que é produzida a partir da estrutura das antocianinas (LÓPEZ et al., 2000).
 Diversos fatores interferem na estabilidade das antocianinas, é primordial definir as condições de obtenção do pigmento, de forma que o mesmo apresente o mínimo de alterações em suas características.
 A estabilidade das antocianinas é maior sob condições ácidas, mas pode ocorrer degradação por vários mecanismos, iniciando com perda da cor, seguida do surgimento de coloração amarelada e formação de produtos insolúveis. A estabilidade da cor de antocianinas é dependente da estrutura e da concentração dos pigmentos, além de fatores como o pH, a temperatura e a presença de oxigênio.
 Efeito do pH sobre a estabilidade da cor 
 A sensibilidade ao pH é o principal fator limitante no processamento e utilização das antocianinas, afetando a cor e a estabilidade química. Em soluções ácidas, a antocianina é vermelha, mas com o aumento do pH a intensidade de cor diminui. Em solução alcalina, a cor azul é obtida, porém é instável (MAZZA & BROUILLARD, 1987). Esta instabilidade foi observada por JACKMAN et al. (1987) quando do tratamento com calor ou devido ao armazenamento em que a antocianina manifestou mudança da pigmentação do azul para o amarelo. 
 A relação entre a estabilidade das antocianinas com o pH é relatada em estudos com pigmentos extraídos do capim gordura (Mellinis minutuflora) (STRINGHETA, 1991), da batata doce roxa (CASCON et al, 1984) e do repolho roxo (Brassica oleracea) (XAVIER, 2004). 
 Demonstram que o corante de repolho roxo pode ser utilizado como indicador de pH em formulações farmacêuticas. Em baixos valores de pH (meio ácido) apresenta a coloração vermelha e em pH básico apresenta coloração azul escura. Esta mudança de coloração se demonstrou reversível ao pH e temperatura. (CHIGURUPATI et al, 2002). 
 
Influência da Copigmentação
 Pigmentação é a cor que se obtém a partir do uso de pigmentos, estes por sua vez são compostos químicos que quando concentrados em uma célula seja animal ou vegetal é o responsável por conferir cores. 
 A copigmentação intermolecular entre antocianinas, juntamente com outros compostos, produz um aumento na intensidade da cor e um deslocamento no comprimento máximo de absorção (efeito batocrômico). Vários compostos atuam como copigmento de antocianinas, tais como: aminoácidos, ácidos orgânicos, flavonóides, alcaloides (MAZZA & BROUILLARD, 1987). A presença de flavonóides não antociânicos podem proteger as antocianinas contra a degradação. Um exemplo é o aumento da quantidade de ácido tânico propiciou um acréscimo proporcional na estabilidade das antocianinas presentes, com uma redução significativa nos seus níveis de degradação. (STRINGHETA,1991).
 . 
Luz 
 Os resultados obtidos por STRINGHETA (1991) indicam que o efeito destruidor da luz se faz sentir nas antocianinas presentes no capim gordura, com considerável intensidade, mas também este efeito está estreitamente ligado ao efeito do pH. DIRBY et. al. (2001) e CARLSEN & STAPELFELDT (1997) determinaram a quantidade aparente de foto-branqueamento de antocianinas oriundas do repolho roxo e do fruto do sabugueiro, respectivamente. Foi observada a baixa sensitividade à fotodegradação para valores de pH 3,0 a 3,8.
Temperatura 
 A temperatura é outro fator importante na estabilidade das antocianinas porque à medida que se submete a solução de antocianinas a uma temperatura superior à ambiente (25°C), a sua degradação é maior, mesmo quando complexadas com ácido tânico, e esta degradação é ainda mais acentuada quando se aumenta o pH do meio (STRINGHETA, 1991).
 A estabilidade das antocianinas frente à temperatura é influenciada pelo grau de acilação. SAPERS et al. (1981) realizou estudos comparativos da estabilidade com a temperatura de cultivares de repolho roxo em relação a concentrados de amora e beterraba vermelha em solução tampão de pH 3,0. Quando submetidas à temperatura de 100ºC ocorre a diminuição da absorbância no transcorrer dos primeiros 30 minutos para as três soluções. Porém, as cultivares de repolho roxo apresentaram um grau mais elevado de estabilidade ao calor quando comparadas às soluções de concentrado de amora e beterraba vermelha. Ocorrência extensiva de acilação nos pigmentos do repolho roxo confere a estas características superiores na estabilidade e na cor. (BRIDLE & TIMBERLAKE (1997) e CHIGURUPATI et al. (2002)). 
 Os vinhos que continham pigmento
acilado mantiveram sua cor inalterada por um período de 6 dias numa temperatura de 50ºC. DIRBY et al. (2001) estudaram a estabilidade térmica de antocianinas em pH 3,0 usando solução tampão Mcllvaine para quatro diferentes extratos de antocianinas, na faixa de temperatura de 25 a 80ºC. Neste trabalho, o grau de estabilidade apresentado pelo extrato de repolho roxo apresentou melhores resultados do que os extratos da groselha negra, da casca de uva e do fruto do sabugueiro. Portanto, a excelente estabilidade térmica das antocianinas do repolho roxo permite o tratamento térmico de produtos coloridos com pequena perda de coloração. 
 
Presença de Metais e Oxigênio molecular
 As antocianinas em presença de cátions de alumínio, ferro e outros metais formam produtos insolúveis. Estes produtos, em relação às antocianinas livres, principalmente no caso do alumínio, apresentam maior estabilidade frente a fatores como calor, pH e oxigênio (BOBBIO & BOBBIO, 1995).
 O efeito do acréscimo da concentração de íons de Fe+++ (FeCl3) na solução de antocianina presentes no capim gordura, relatado por STRINGHETA (1991), promoveu uma redução significativa na absorbância (0,810 – 0,380).
 Porém, o complexo ácido tânico-antocianina, a pH 2,0, sofre pouca alteração com a adição de Fe+++. Também foi estudado o efeito do Cu++ (CuCl2), constatando que a presença de íons metálicos pode alterar o padrão espectral da cor das antocianinas na região do espectro visível, podendo também formar precipitado por reação com os metais, efeito este acentuado à medida que se eleva o pH do meio de 2,0 para 4,0. 
 A presença de oxigênio no meio também é um fator significativo na degradação de antocianinas, mesmo na ausência de luz, em todos os valores de pH. Esta degradação ocorre através de um mecanismo de oxidação direta ou indireta dos constituintes do meio que reagem com as antocianinas. Precipitados e desenvolvimento de turbidez em sucos de frutas podem ser resultado da oxidação direta da base carbinol de antocianinas (JACKMAN & SMITH, 1992).
 A degradação do pigmento do suco de framboesa, constaram que o segundo fator em ordem de importância, após o pH, na degradação do pigmento, era a presença do oxigênio molecular. Em todos os sistemas estudados, quando o nitrogênio foi usado em substituição ao oxigênio, a estabilidade da antocianina foi aumentada. (DARAVINGAS & CAIN,1968).
 
Concentração de corante 
 A concentração de antocianinas afeta na manutenção da cor. Estudos como o realizado por CHIGURUPATI et al. (2002) e LOPES (2002) reportam que ocorre mudança de coloração nas soluções de antocianinas proveniente do repolho roxo devido à variação de pH. Este “deslocamento” leva à degradação em baixas concentrações (0,015% p/v) e ao surgimento de coloração amarelada.
 
 Extração 
 A escolha do método de extração de antocianinas depende da proposta de aplicação. Considerando a esfera industrial, é importante que seja um método simples, rápido, de baixo custo e que utilize solventes extratores de baixa toxicidade.
 As antocianinas são moléculas polares devido à presença dos grupos hidroxilas, carboxilas, metoxilas e glicosilas residuais ligados aos seus anéis aromáticos. Consequentemente, elas são mais solúveis em água do que em solventes não polares. Porém, dependendo das condições do meio, as antocianinas podem ser solúveis em éter.
 Estas características ajudam na extração e separação das antocianinas (HARBORNE; GRAYER, 1988). 
 Solventes alcoólicos, como metanol e etanol, são os mais utilizados (STINTZING et al., 2002; REVILLA et al., 1998; MACZ-POP et al., 2006; CHEN et al., 2006; LEE; HONG, 1992; TERCI, 2004). Muitos trabalhos têm empregado solventes extratores alcoólicos acidificados para favorecer a extração, pois auxilia a penetração do solvente nos tecidos das frutas e vegetais, além de aumentar a estabilidade dos extratos por dificultar o aparecimento de fungos que degradam as antocianinas (REVILLA et al., 1998; MACZ-POP et al., 2006).
 O uso de solventes ácidos para a extração deve ser cauteloso, pois excesso de ácido pode levar à formação de antocianinas e outros flavonoides por hidrólise. Em estudos quantitativos, a hidrólise das antocianinas poderia gerar resultados superestimados da quantidade total de antocianinas presentes na espécie estudada, principalmente se o método de análise empregado for espectrofotométrico por quantificar somente antocianinas totais (REVILLA et al., 1998). É recomendado usar ácidos fracos como o acético, fórmico e perclórico durante as extrações e deve-se monitorar a acidez durante o processo. Com metanol, o ácido cítrico é o mais efetivo ácido orgânico, seguido pelos ácidos tartárico, fórmico, acético e propiônico, nesta ordem. Se o processo de extração envolver a água, os melhores ácidos são ácido acético, cítrico, tartárico e hidroclorídrico (BRIDLE; TIMBERLAKE, 1997; XAVIER, 2004; HARBORNE; GRAYER, 1988).
 Alguns trabalhos têm empregado também o uso de acetona para extração de antocianinas, com posterior secagem em rota evaporador a 30°C (JING; GIUSTI, 2007; McGHIE; ROWAN; EDWARDS, 2006). A principal vantagem da acetona como solvente extrator seria a maior facilidade de secagem dos extratos após o término do processo de extração, por se tratar de um solvente mais volátil e consequentemente requerer uma temperatura de ebulição menor. Porém, a aplicação da acetona como solvente extrator em rotina industrial não é vantajosa devido a maior toxicidade e periculosidade quando comparada com solventes aquosos e alcoólicos (FAVARO, 2008).
 O processo de extração de antocianinas de uvas em leito fixo, adotando metanol como solvente, foi estudado por Mantell et al. (2002). Recentemente, um processo de extração aquosa para antocianinas de girassol foi avaliado. Foi demonstrado que a extração com água sulfurada (1000 ppm SO2) é melhor que a extração tradicional com etanol: ácido acético: água. Também foi demonstrado que 1 hora de extração foi suficiente para alcançar a extração completa dos pigmentos. Desta forma, sugeriu-se que uma das possíveis razões para a melhora na extração com SO2 está na interação das antocianinas com os íons HSO3-, os quais aumentam a solubilidade e difusão das antocianinas através da parede celular (GAO; MAZZA, 1996).
 Em uma patente publicada pelo INETI (1994), é descrito um processo de preparação de concentrados antocianos para uso nas indústrias alimentícia, farmacêutica e cosmética. O processo é caracterizado por usar água acidificada com ácido cítrico (pH 1,0 a 3,0) para extração, possuir uma etapa intermediária de tratamento enzimático (24 horas à temperatura ambiente) para redução do teor de açúcares, seguido de filtração e/ou centrifugação para eliminar as impurezas sólidas e concentração a pressão reduzida (secagem em spray dryer). O extrato purificado apresenta um teor de açúcares inferior a 1%.
 A EMBRAPA, por meio de Guimarães et al. (1984), realizou um estudo utilizando processos de extração de antocianinas de resíduos do processamento de uvas para obtenção de suco. Os métodos de extração utilizados foram a imersão e a percolação com etanol: ácido clorídrico e água: dióxido de enxofre. Hilton et al. (1982) descrevem um processo para a estabilização e purificação de extratos de antocianina. O processo de purificação do extrato de antocianinas submete o extrato a ultra filtração ou diálise usando uma membrana semipermeável para separar os componentes de baixo peso molecular, retendo os pigmentos de antocianina. O extrato concentrado é submetido à troca iônica para remover os íons presentes. O extrato final obtido possui grande estabilidade e reduzido potencial para o crescimento de leveduras.
 O processo de secagem dos extratos é um fator muito importante e se faz necessário por diversos motivos, como, dentre outros, a facilidade de armazenamento do produto final (FAVARO, 2008).
Metodologia
 O comportamento das
antocianinas como indicador natural foi observado em extratos casca de feijão (Malvidina), repolho roxo (Cianidina) e hibisco rosa (Petunidina). 
Desenvolvimento da metodologia 
Matérias e Reagentes utilizados 
	Materiais
	Reagentes
	Bastão de vidro 
	Hidróxido de sódio 0,1 M
	Béqueres de 250, 100 e 50 mL 
	Ácido Clorídrico 0,1 M
	Funis de vidro
	Feijão preto 
	Papel de filtro 
	Repolho roxo 
	Pipetas
	Hibisco rosa 
	Tubos de ensaio
	------------------------------------------------------
	Suporte universal
	------------------------------------------------------
	Almofariz e pistilo
	------------------------------------------------------
 
Métodos 
Parte 1 – Extração do corante natural
 Inicialmente foram pesadas as amostras de feijão (10g), repolho roxo (10g) e hibisco rosa (5g), que foram utilizadas para a extração do corante. A pesagem foi feita em béquer de 100 mL, tarando-se a balança em cada pesagem, para obter somente o peso das amostras. 
 Em seguida, as amostras foram transferidas para um béquer de 250 mL, para a extração do corante. Ás amostras de repolho roxo e feijão, foram adicionadas água e logo em seguida, as amostras ferveram por 20 minutos. Após o aquecimento o repolho roxo foi batido no liquidificador para melhor obtenção do seu extrato. 
 O extrato do hibisco rosa foi obtido com a maceração em meio alcoólico, com o auxílio de uma almofariz e pistilo, maceraram-se as pétalas das flores em álcool etílico para obtenção mais eficiente dos pigmentos. 
	
Figura 13. Extrato de feijão preto, repolho roxo e hibisco rosa (da esquerda para direita)
 
Parte 2 – Filtração da mistura 
 Dobrou-se o papel de filtro e o posicionou em um funil, adicionando pequena quantidade de água ou de álcool, para que o papel de filtro se fixasse no funil. Após a extração dos corantes naturais, filtrou-se a mistura, e descartou-se o papel de filtro contendo os resíduos sólidos. Reservou-se erlenmeyer com o filtrado. 
Figura 14. Processo de filtração dos extratos de repolho roxo, feijão preto e hibisco rosa (da esquerda para direita).
 
Parte 3 – Teste do extrato 
 Primeiramente foram preparadas 14 soluções padrões de pH (1 a 14 pH) de 30 mL cada, essas soluções foram preparadas (acidificadas ou basificadas) com hidróxido de sódio 0,1M e ácido clorídrico 0,1M. 
 Numerou-se 14 tubos de ensaio para cada extrato, e para cada foi adicionado 10 mL de solução padrão de pH + 10 gotas do extrato obtido. 
Resultados e Discussões 
Parte 1- Extração do corante
 Inicialmente foram pesadas pequenas amostras feijão, repolho roxo e hibisco rosa. Os resultados foram expostos na seguinte tabela: 
	Amostra
	Peso
	Feijão Preto
	10 g
	Repolho roxo
	10 g
	Hibisco rosa
	5 g
 Após ferver por 20 minutos (feijão preto e repolho roxo) e a maceração do hibisco rosa, extraímos os corantes naturais presentes obtendo soluções de água + corante ou álcool + corante natural, após a filtração, obteve-se filtrada nas seguintes cores:
	Amostra
	Cor do Extrato
	Feijão preto
	Preto
	Repolho roxo
	Roxo Claro
	Hibisco rosa
	Vermelho ou bordô
Figura 15. Extrato de feijão preto, repolho e hibisco rosa.
 Preparou-se 14 soluções padrões de pH, e para cada extrato obtido separou-se 14 tubos de ensaio.  Adicionou-se 10 mL de cada solução padrão de pH e dissolveu-se 10 gotas de cada de antocianina (indicadores naturais) separadamente. Tal dissolução apresentou uma escala de cores variadas, de acordo com cada extrato de antocianina, conforme representado nas figuras abaixo. 
Figura 16. Extrato do feijão preto (pH 1 a 8)
Figura 17. Extrato de Feijão preto (pH 9 a 14)
wq
Figura 18. Extrato de Repolho roxo (pH 1 a 8)
Figura 19. Extrato de Repolho Roxo (pH 9 a 14)
Figura 20. Extrato de Hibisco rosa (pH 1 a 8)
Figura 21. Extrato de Hibisco rosa (pH 9 a 14)
Tabela 3. Tabela de pH e cores dos extratos
	Feijão Preto 
	Repolho Roxo
	Hibisco Rosa
	pH
	Coloração 
	pH
	Coloração 
	pH
	Coloração 
	1
	Vermelho Forte 
	1
	Vermelho
	1
	Bordô/ Rosa 
	2
	Vermelho tijolo 
	2
	Rosa Forte 
	2
	Vermelho
	3
	Marrom/ Roxo
	3
	Rosa 
	3
	Vermelho 
	4
	Roxo 
	4
	Rosa Fraca
	4
	Rosa Fraco
	5
	Preto 
	5
	Lilás 
	5
	Tom de Rosa Forte 
	6
	Preto Fraco
	6
	Lilás Fraco
	6
	Tom de Rosa Fraco
	7
	Verde
	7
	Lilás Azulado 
	7
	Rosa Amarelado 
	8
	Verde
	8
	Azul 
	8
	Lilás amarronzado 
	9
	Verde
	9
	Verde Fraco 
	9
	Preto/ Cinza forte 
	10
	Verde
	10
	Verde 
	10
	Preto 
	11
	Verde
	11
	Verde
	11
	Azul 
	12
	Verde
	12
	Verde Alface 
	12
	Roxo Azulado 
	13
	Verde
	13
	Amarelo 
	13
	Verde 
	14
	Verde forte 
	14
	Amarelo Forte 
	14
	Verde Esmeralda 
 O extrato de feijão preto na presença de uma substância ácida apresentou coloração vermelha escura e na presença de uma base, apresentou a coloração verde escuro.  A variação de cores em função do pH varia do vermelho ao verde. No feijão preto também estão presente as antocianinas, um pigmento vegetal, que justifica a mudança na cor em meio ácidos e básicos.
 O extrato de repolho roxo demonstrou modificação em sua coloração tanto em meio ácido como básico também, porém uma mudança maior na coloração do que a apresentada pelo feijão preto. Assim em meio básico, a coloração predominante é o amarelo, e em meio ácido a coloração predominante é vermelha.  O extrato do repolho apresenta mudança na coloração da mistura devido a presença das antocianinas (pigmentos vegetais). A mudança de cor se deve à reação da antocianina com o ácido ou com a base formando íons de cores diferentes. 
 Quando presentes em meios ácidos ou alcalinos as substâncias mudam de cor, pois são halocrômicas (capacidade de mudar de coloração em função do pH do meio). Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH, substâncias orgânicas fracamente ácidas ou básicas, ligam-se aos íons H+ ou OH-, provocando uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, alterando também a cor. “Ácido é qualquer substância que torna vermelho os extratos de plantas” (TERCI & ROSSI, 2002).
 A via de extração de pigmentos alcoólica é a mais eficiente, pois, quando os extratos/indicadores em contato com as substâncias oferecem maior distinção na variação das cores, logo, adotou-se esta metodologia para o preparo dos extratos. (Dias, 2003).
 O extrato preparado a partir da Hibiscus rosa-sinensis apresentou a cor vinho, o pH ficou estabelecido em torno de 5,0. Observou-se que adicionando o indicador à solução, ocorreu variação de cores bem distintas entre soluções ácidas, básicas e salinas (neutras), o que nos confere bom indicador. A mudança de cor evidenciada nas soluções de caráter básico foi para a tonalidade esverdeada, já para as de caráter ácido a coloração do meio mudou para tonalidades bem próximas de vermelho.
 A partir dos resultados obtidos, observou-se que os extratos apresentavam características semelhantes; ambos apresentaram colorações bem próximas de vermelho em meio ácido, e próximo de verde em básico, logo, comprovou-se a eficácia de ambos os indicadores em soluções padrão ácidas, básicas e salinas de concentrações conhecidas; HCl 0,1 mol L-1 (ácido), NaOH 0,1 mol L-1 (base).
 Os extratos apresentaram uma ótima distinção de cores entre as variações de pH ocorridas nos diferentes meios. A mudança de incolor para verde na base (NaOH), é indicativo da presença de clorofila na constituição dos pigmentos, uma vez que esta, em meios básicos, muda a coloração do meio para verde. A coloração avermelhada e tonalidades próximas na escala de cor, em substâncias ácidas, e indica que há a presença de antocianinas. As antocianinas possuem coloração avermelhada em meio ácido, violeta em meio neutro e azul em condições alcalinas (TERCI, 2002), o que explica também a tonalidade violeta na solução
de nitrato de prata após o acréscimo do indicador.
Corantes Naturais e Educação em Química
 Todo profissional ligado ao ensino de Química conhece as dificuldades de conciliar conceitos químicos expostos nas abordagens em sala de aula com a vivência cotidiana do aluno. Nem sempre se consegue fazer essa ligação, principalmente diante da atual realidade da educação no Brasil, onde a maioria das escolas, em especial as públicas, não possuem laboratório e materiais didáticos adequados para que o professor possa desenvolver conceitos a partir da observação de fatos experimentais. 
 Além disso, há uma ampla carência de propostas e de práticas adequadas para tal ensino. Em muitos casos, esse problema também é agravado pela falta de incentivo, oportunidade e até mesmo, tempo para o professor montar e aplicar aulas experimentais ou com um conteúdo mais elaborado.
 A abordagem da química, embora às vezes “maquiada” com uma aparência de modernidade, continua com a mesma exercia, pois, a informação priorizada costuma ser totalmente desligada da realidade vivida pelos alunos.
 Além disso, os professores procuram enfatizar muitos tipos de classificações -  como tipos de reações, ácidos, soluções, que na forma como são trabalhados, não representam aprendizagens significativa, reduziu-se o conhecimento química a fórmulas matemáticas e a aplicação de “regrinhas” que devem ser exaustivamente treinadas, o que prioriza aprendizados mecânicos não dirigidos ao entendimento de determinada situação - problema. 
 Sem dúvida, uma situação ideal para o ensino da Química seria o desenvolvimento dos conceitos a partir da observação e participação dos alunos em aulas experimentais, permitindo que eles compreendam as transformações químicas que ocorrem no mundo físico de forma abrangente e integrada é, assim possam ser capazes de julgar com fundamentos as informações advindas da tradição cultural, da mídia e da própria escola e tomar decisões autônoma e responsavelmente, enquanto indivíduos e cidadãos.
 Essa abordagem possibilita ao aluno a compreensão tanto dos processos químicos em si, quanto a construção de um conhecimento científico em estreita relação com suas aplicações tecnológicas e implicações ambientais, sociais, políticas e econômicas. 
 O uso de corantes com o objetivo de estudo justificou-se pelo fato da cor ser uma propriedade marcante dessa classe de substâncias. Todos possuímos cores preferidas que se refletem nas roupas e nos objetos mais variados que adquirimos. Dessa forma a cor é um tema que motiva os alunos aprender Química.
 A cor é um fator que influencia significativamente a aceitabilidade dos produtos. Com o objetivo de melhorar coloração e a aceitabilidade destes pelos consumidores, surgiram os corantes. (Araújo, 2004)
 O uso de jogos lúdicos no auxílio ensino de Química tem sido uma eficiente ferramenta como auxílio para o professor. Segundo (KISHIMOTO 1994), o jogo é considerado um tipo de atividade lúdica, possui duas funções: a lúdica e a educativa.
Conclusão 
 A utilização pelo homem de corantes naturais, isto é, os de origem animal, vegetal e mineral, são muito antigos. Os corantes naturais previnem ou até auxiliam no tratamento de enfermidades.
 No início do século XX, Willstätter e Robinson relacionaram as antocianinas como sendo os pigmentos responsáveis pela coloração de diversas flores e que seus extratos apresentavam cores que variam em função da acidez ou alcalinidade do meio, podendo desta forma serem utilizados como indicadores ácido-base. O indicador ácido-base é uma substância capaz de mudar de cor dependendo das características físicas e químicas da solução.
 O uso de antocianinas pelas indústrias alimentícias vem sendo cada vez mais frequente, isto ocorre devido a restrições do uso de alguns corantes artificiais e também pela mudança de hábito dos consumidores que estão preferindo produtos sem corantes ou que utilizam corantes naturais e saudáveis.
 O emprego de corantes naturais como indicador natural de pH foi estudado a partir do emprego de extratos de repolho roxo, feijão preto e hibisco rosa, pois tratam-se de materiais baratos e facilmente encontrados. Estes materiais possuem em comum as antocianinas que são substâncias presentes na seiva das plantas e que permitem a variação da cor quando o hidrogênio é adicionado ou removido da molécula.
 A partir dos dados obtidos foi verificado que os extratos de repolho roxo, feijão preto e hibisco rosa são alternativos como uso de indicador ácido-base. A capacidade de indicador ácido-base destes materiais torna-se muito importante devido se tratar de materiais de fácil acesso e baixo custo, podendo tanto ser utilizados para as atividades pedagógicas dos professores em sala de aula como ser utilizados por alunos para verificar o pH de soluções em casa interligando a teoria e a prática.
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Anexo