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COL LOMBARDA ( Brassica oleracea var. Capitata f. rubra ) COMO INDICADOR PARA DETERMINAR EL PH DE UNA SOLUCIÓN. QUÍMICA ANALÍTICA Mendoza, L.L. Martinez, L.F. LLongueras, Y.G. Ibarra, G.J.G. Mendoza, P. 24 de julio del 2021 Palabras clave: col lombarda, soluciones, pH. LISTA DE COTEJO DE REPORTE
Universidad Tecnológica de Corregidora
DATOS GENERALES Nombre de Integrantes: Mendoza Zamudio Lady Laura Martinez de la Torre Luis Fernando Mendoza Romero Paola Ibarra Gonzalez Jimena Guadalupe Llongueras Montes de Oca Yanira Giselle Grupo: QI 302 Equipo: 4 Valor del reactivo Característica a cumplir (Reactivo)^ CUMPLE OBSERVACIONES SI NO 5% Formato de estilo / Ortografía / Orden / calidad del video / entrega a tiempo 10% Objetivo: Se redacta el objetivo del reporte en equipo. contestando los cuestionamientos ¿Qué?, ¿Cómo? y ¿Para qué? 10% Hipótesis: Redacta una conjetura hecha a partir de lo que se está investigando y una vez concluido el experimento se podrá probar 10% Introducción/Resumen: Revisión documental que sustenta el marco teórico de la actividad con referencias bibliográficas indicadas. 10% Materiales y métodos: Detalla la metodología realizada en diagrama de flujo. (power point o BioRender) 10% Resultados: Resume y presenta los resultados obtenidos de la actividad práctica, presenta cuadros o esquemas, imágenes, tablas, observaciones y cálculos. 15 % Video: realiza el experimento correctamente siguiendo los pasos establecidos en el protocolo. Da una explicación breve de los resultados obtenidos. 15% Discusión: Discute los resultados con referencias bibliográficas indicadas. 10% Conclusión: Resume los principales puntos y resultados de la actividad práctica. 5 % Bibliografía: formato APA 100% CALIFICACIÓN :
COL LOMBARDA ( Brassica oleracea var. Capitata f. rubra ) COMO INDICADOR PARA DETERMINAR EL PH DE UNA SOLUCIÓN. QUÍMICA ANALÍTICA Mendoza, L.L. Martinez, L.F. LLongueras, Y.G. Ibarra, G.J.G. Mendoza, P. 24 de julio del 2021 Palabras clave: col lombarda, soluciones, pH. Introducción La col lombarda (Brassica oleracea var. Capitata f. rubra) tiene un color peculiar por lo que es utilizada como un indicador de pH, debido a que en su interior se encuentran las antocianinas, las cuales se localizan en las vacuolas de las células vegetales. Son moléculas antioxidantes que se encargan de proteger de la luz ultravioleta a las plantas. Estas moléculas son susceptibles a cambios en el pH del medio por lo que el extracto puede tomar colores muy diversos que van desde el rojo-rosado a pHs bajos hasta el amarillo a pHs altos, pasando por tonos rosas, violetas, azules y verdes [1]. Figura 1 Principales antocianinas presentes en la col lombarda. a) cianidina; b) crisantemina; c) cianidin-3,5-O-glucósido [1]. La escala del pH, en donde una solución acuosa ya sea ácido o base depende la concentración de los iones H 3 O+^ es dependiente al igual que la concentración del soluto. La escala de pH fue presentada por Soren Sorensen en el año de 1909, lo que se presentaba en su trabajo era el control de calidad durante el proceso de elaboración de la cerveza, lo que dio pie que actualmente se siga utilizando su escala en diferentes ámbitos, ya sea científico, medicina, ingeniería entre otras áreas de investigación. El pH de una solución acuosa puede analizarse mediante una cinta denominada “papel indicador universal” ya que este puede adoptar diferentes colores dependiendo el pH que se presente en la solución a analizar. Para realizar una medición de pH más precisa se emplea el peachímetro o también conocido como potenciómetro, ya que este es un voltímetro que mide el pH electroquímicamente, ahí es posible que se registren los resultados de cada una de las muestras de una manera más concisa, precisa y con un margen de error mucho menor, recordando que lo que mide el pH es la concentración de iones hidrógeno presentes en una solución [2]. En la Figura 2 se muestra la escala de pH, con sus respectivos colores y medidas
Rojo de fenol 6.4 - 8 .2 Amarillo Rojo Rojo de metilo 4.4 - 6.2 Rojo Amarillo naranja Rojo neutro 6.4 - 8.0 Azul rojizo Naranja amarillo Timolftaleína 8.6 - 10.0 Incoloro Azul Tomasol 5.0 - 8.0 Rojo Azul Violeta de metilo 0.1 - 1.6 Amarillo Azul / violeta 4 - dimetilaminobenzol 2.9 - 4.0 Rojo Amarillo naranja Se registra brevemente el tipo de indicador más usado para muestras ácido-base al igual que el color y pH que se presenta en cada una de las soluciones a estudiar [3]. Para la interpretación del pH también se puede realizar con la coloración de las antocianinas, las cuales producen colores azulados y rojos en algunos alimentos como por ejemplo en la cebolla morada, fresas, arándanos entre otros. Las antocianinas pertenecen al grupo de los glicósidos cuya estructura general es 2-fenilbenzopirilo o mejor conocido como ion flavilio. Estos se forman por molécula de antocianidina que se une a una parte de un carbohidrato mediante un enlace β-glicosídico. Las antocianinas presentan un cambio de color notable cuando varía el pH, este cambio se presenta dado que las variaciones estructurales en este compuesto dan paso a la formación de la sal de flavilio y de la de la base del carbinol lo que provoca que su transformación de color sea de pH 1 a 7 [4]. Las reacciones de neutralización ocurren cuando reacciona un ácido con una base para dar como resultado una sal y agua. Esto genera que las propiedades ácidas o básicas que estaban en existencia en un inicio, después de la reacción estas se transformen, haciendo que el pH cambie, generando que el nuevo valor sea cercano al del agua [5]. En el equilibrio ácido-base los investigadores Bronsted y Lowry de manera independiente propusieron teorías de los ácidos y bases, donde un ácido es el que libera un protón, dando lugar a una base denominada “base conjugada” el ácido, quedando de la siguiente manera: Ácido <---> Base + H+^ lo que indica que un base será capaz de captar los protones, dando como resultado un “par conjugado” expresándose de la siguiente manera: Ácido + H 2 O <--> Base + H 3 O+^ donde el agua actúa como base; un ácido o una base tiene equilibrio de transferencia por un protón, donde se debe considerar como una semirreacción de ácido-base cuya tendencia a producirse viene caracterizada por una constante termodinámica. Por otro lado, Lewis estableció un concepto más general de los ácidos y bases, la cual consiste en que la siguiente reacción AH + H 2 O <--> A-^ + H 3 O+^ el protón entre el H+^ y el H 2 O viene intercambiado a través de un par electrolítico libre del agua, esto quiere decir que los ácidos se definen como substancias que son capaces de aceptar para compartir pares electrónicos [6]. Objetivo Determinar el pH de muestras de soluciones utilizando col lombarda ( Brassica oleracea var. Capitata f. rubra ), empleando un método casero. Hipótesis Empleando un método casero para evaluar la colorimetría de pH en soluciones aprovechando el pigmento de la col lombarda ( Brassica oleracea var. Capitata f. rubra ) podremos ver la reacción en las diferentes soluciones para así poder determinar su pH en base a la solución empleada de col lombarda (Brassica oleracea var. Capitata f. rubra). Esperando ver un cambio en las tonalidades del color de cada una de las soluciones. Metodología
Diagrama 1. diagrama de flujo sobre la metodología empleada para el experimento casero Resultados En la Tabla 2 se presentan los resultados experimentales del pH obtenido, al igual que el color de cada una de las soluciones. Muestra solución pH indicado en literatura Color pH experimental Imagen 10 ml jugo de limón Ácido 2 Rojo Rojizo Forma 1. pH casero de limón (Mendoza, 2021). Rojo Rojizo Donde el pH final es aproximado a 2- 3
Forma 4. pH casero de naranja (Martínez, 2021) 10 ml de refresco Coca-Cola Ácido
Rojo Rojo fuerte Forma 5. pH casero de Coca-Cola (Mendoza,
Forma 6. pH casero de Coca-Cola (Llongueras,
Forma 5. pH casero de Coca-Cola (Martínez,
Rojo Naranja Donde el pH final es aproximado a 5 10 ml de vinagre blanco Ácido Naranja Naranja Rojo
3 Rojo Donde el pH final es aproximado a 1- 2 Forma 6. pH casero de vinagre blanco (Mendoza, 2021) Forma 7. pH casero de vinagre blanco (Martínez, 2021) Forma 8. pH casero de vinagre blanco (Mendoza, 2021) 10 ml de café Ácido 5 Amarillo Café Forma 9. pH casero de café (Mendoza, 2021) Forma 10. pH casero de café (Llongueras, 2021) Café Café claro Donde el pH final es aproximado a 7
Donde su pH final es aproximado a 11 Forma 14. pH casero de jabón líquido (Mendoza, 2021) Forma 15. pH casero de jabón líquido (Llongueras, 2021) Forma 14. pH casero de jabón líquido (Martínez, 2021) 10 ml de solución de bicarbonato de sodio Alcalino 9 Verde Verde Forma 15. pH casero de bicarbonato de sodio (Mendoza, 2021) Forma 16. pH casero de bicarbonato de sodio (Llongueras, 2021) Verde Verde Donde su pH final es aproximado a 9- 10
Forma 17. pH casero de bicarbonato de sodio (Martínez, 2021) 10 ml de leche Neutro 6 Verde Morado Forma 18. pH casero de leche (Mendoza, 2021) Forma 19. pH casero de leche (Llongueras,
Forma 20. pH casero de leche (Martínez, 2021) Morado Morado Donde el pH final es aproximado a 6 10 ml de agua pura Neutro 7 Verde Morado Forma 21. pH casero de agua pura (Mendoza,
Forma 22. pH casero de agua pura (Longueras,
Morado Morado Donde el pH fianal aproximado es a 8
aproximado a 7- 8 Forma 27. pH casero de enjuague bucal (Mendoza, 2021) Forma 28. pH casero de enjuague bucal (Llongueras, 2021) Forma 29. pH casero de enjuague bucal (Martínez, 2021) 10 ml de solución de aspirina Ácido
Rojo Rojizo Forma 30. pH casero de aspirina (Mendoza,
Forma 31. pH casero de aspirina (Llongueras,
Forma 32. pH casero de aspirina (Martínez, 2021) Rojo Morado Donde el pH es aproximado a 4- 5
10 ml de solución de lejía Alcalino 13 Morado Amarillo Forma 33. pH casero de lejía (Mendoza, 2021) Forma 34. pH casero de lejía (Llongueras, 2021) Forma 35. pH casero de lejía (Martínez , 2021) Blanco Blanco Donde el pH aproximado es de 4 Se presenta la interpretación del experimento casero junto con el registro de pH de las soluciones, donde se muestran algunas variaciones entre el pH teórico y el experimental, (Mendoza, 2021). En la Gráfica 1 se muestra el registro de pH presente en cada una de las soluciones.
Molaridad (experimental) NaHCO 3 5 cucharaditas= 25 gramos NaHCO3 1mol de NaHCO 3 ÷ 84 gramos de NaHCO 3 = 0.297 mol de NaHCO 3 10 mililitros a litros= 10 / 1000= 0.01 litro M= n/l M=0.297 mol / 0.01 litro= 29.7 M pH vinagre (consultar literatura) pH= Reacción química de la solución NaHCO 3 + CH 3 COOH ----> CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O pH solución (nueva) El pH de la nueva solución es aproximado a 8- 9 Imagen En la Figura 1 se aprecia la coloración de la solución de bicarbonato de sodio cuando se le agregaron los 5 mililitros de vinagre. Se presenta el registro de neutralización de la solución de bicarbonato de sodio con 15 mililitros de vinagre ya que, con 5 mililitros de este, no se producía un cambio de color en la solución (Ibarra, 2021). Con los resultados obtenidos podemos ver que con la solución que realizamos con la col lombarda, al agregarla a las demás mezclas empieza a tener reacciones sobre su estado químico ya que podemos ver como empiezan a cambiar las tonalidades de color en las soluciones, esto gracias a la propiedad de ser un indicador de pH de la col lombarda. En la tabla 2, podemos ver los resultados del experimento casero para conocer el pH de las soluciones. Con ayuda de la tabla de colorimetría del pH pudimos hacer una comparación e identificar la alcalinidad de las soluciones. En la tabla 3, podemos ver la reacción de las soluciones al agregarle el vinagre, por el cual se observa el cambio de pH. La solución no cambio a un color neutro al momento de agregar el vinagre.
Figura 1 , solución de lejía con vinagre (Mendoza, 2021) Figura 2 , sosa caustica neutralizada (Mendoza, 2021) Figura 3 , pH final de cada solución (Mendoza, 2021) Discusiones Procedimos a hacer 3 experimentos de cada solución para tener más resultados y poder compararlos. Los resultados de los experimentos realmente no varían mucho entre sus colores podemos observar la Tabla 2 en la parte de imágenes como las soluciones tienen un rango de color similar, no es idéntico, pero es similar. Al comparar los resultados de cada solución con la tabla de colorimetría para pH que previamente buscamos la literatura del pH de cada una de las soluciones con las que trabajaríamos, pudimos darnos cuenta de que en algunos casos no coincidían la tonalidad de pH con la que nos marcaba la literatura. En la siguiente tabla podemos ver aquellas que no coinciden. En la Tabla 4. comparación de algunas soluciones del experimento con su pH de literatura y su pH experimental. pH literatura pH del experimento Jugo de naranja Ácido 2.9 a 3.9 [7] Jugo de naranja Ácido 5 Sosa caustica Sosa caustica
El experimento casero nos ayudó mucho como una práctica para empelar lo que hemos venido estudiando y aprendiendo en el curso, visualmente nos ayudó a entender mejor el proceso de la identificación del pH y así aprender más de las sustancias que tenemos a nuestro alrededor y como con pocas cosas podemos hacer cosas increíbles. Mendoza Zamudio Lady Laura : La antiocianina es un pigmento natural de la col lombarda, esta sustancia al ser sensibles a las variaciones del pH es de gran utilidad para determinar el grado de acidez o alcalinidad de alguna otra sustancia o solución. En la práctica pudimos observar fácilmente el carácter básico, neutro o ácido de los materiales y soluciones que se pedían en la misma. Los resultados de la parte experimental nos permitieron ver los cambios de coloración para conocer el potencial de hidrógeno de las soluciones y sustancias con las que trabajamos. En algunas de ellas se vio un cambio muy notorio a simple vista, otros se mantuvieron con su pH teórico. La sustancia que más sorpresa causó fue el agua pura, ya que esta expresó un pH de 8 cuando teóricamente es neutro. Llongueras Montes de Oca Yanira Giselle: En conclusión, gracias a esta práctica podemos ver el tema de pH de una forma más aplicada, lo cual es una parte muy importante como químicos. De esta manera conocemos que la col de lombarda funciona como indicador de pH ya que contiene antocianinas (moléculas antioxidantes susceptibles a cambios de pH) y pudimos comprobarlo agregando los 10 ml a cada solución. Ibarra Gonzalez Jimena Guadalupe: Con esta práctica se pudo observar de una manera más sencilla y objetiva el cambio de pH presente en muestras de soluciones, donde el objetivo era observar que pH presentaban e interpretarlo. Se comprobó que es posible realizar la interpretación de pH en diferentes muestras utilizando como indicador col lombarda empleando un método casero. Mediante este experimento pudimos apreciar que el potencial de hidrogeno en una sustancia puede variar, es por ello que es de suma importancia conocer la molaridad para poder obtener un pH más exacto y sobre esos resultados realizar un análisis comparativo entre el pH en colorimetría, pH teórico y pH experimental. Martinez de la Torre Luis Fernando : Está práctica estuvo muy interesante. Aparte de nos ayudó a llevar a cabo un poco de práctica, aunque esta fuera bastante sencilla. Al momento de realizar el experimento y juntar los 10ml de cada una de las sustancias con los 5 ml del extracto de col, pudimos observar la misma reacción en todos los vasos, aunque cada uno con un resultado diferente. Este resultado dependía de la sustancia a la que se le agregaba la col, y dependiendo del color, nosotros podíamos identificar si la sustancia es más básica, ácida o neutra. En la mayoría de las sustancias hubo un cambio de color bastante notorio, a excepción de aquellas sustancias en las que el pH se acercaba al neutro, dónde la col conservaba su característico color morado como sucedió en el agua, o en la leche, que es un poco ácida, pero no lo suficiente como para hacer que cambie significativamente el color. A diferencia de la sosa cáustica, en dónde me llamó la atención que la reacción inmediata cuando se le agregaba la col era un cambio de color a verde, y después de unos segundos la coloración cambiaba a naranja.
Bibliografía [1] Tejero, M. (2020). ELABORACIÓN DE UN KIT COLORIMÉTRICO DE PH A PARTIR DEL EXTRACTO VIOLETA DE LA COL LOMBARDA; ESTUDIO DE PROPIEDADES QUÍMICOFÍSICAS DE ESTOS PIGMENTOS. (1.a ed.). Universidad de Zaragoza. https://zaguan.unizar.es/record/97866/files/TAZ-TFG- 2020 - 3653.pdf [2]Atkins And Jones. (2006). Principios de Química: Ácidos y Bases (3.a ed.). Editorial Médica Panamericana. https://books.google.com.mx/books?id=0JuUu1yWTisC&pg=PA365&dq=caracteristicas+del+ph+en+acidos+y+bases&hl=es- 419&sa=X&ved=2ahUKEwingLuXsPjxAhXfHDQIHcKlDv8Q6AEwB3oECAsQAg#v=onepage&q=caracteristicas%20del%20ph%20en%20acidos%20y%20bases &f=false [3]Nel, P. (2008). Química general: Titulación de ácidos y bases. (2.a ed.). Ediciones Elizcom. https://books.google.com.mx/books?id=lRdKK63ji- EC&pg=PA145&dq=qu%C3%A9+es+un+indicador+de+pH+y+caracteristicas&hl=es- 419&sa=X&ved=2ahUKEwid8_SHzfjxAhXXFzQIHdNODB0Q6AEwBXoECAgQAg#v=onepage&q=qu%C3%A9%20es%20un%20indicador%20de%20pH%20y %20caracteristicas&f=false [4] García, M. (2013). Biotecnología alimentaria: Colorantes de uso en el área alimentaria. (2013.a ed.). EDITORIAL LIMUSA.https://books.google.com.mx/booksid=PUm4AgAAQBAJ&pg=PA493&dq=uso+de+antocianinas+en+el+ph&hl=es&sa=X&ved=2ahUKEwiclfLRhPrxAh VEXawKHd_nDAYQ6AEwA3oECAcQAg#v=onepage&q=uso%20de%20antocianinas%20en%20el%20ph&f=false [5] Guzmán, J. (2011). MANUAL DE PREPARACIÓN QUÍMICA: Reacciones de neutralización. (2.a ed.). EdicionesSUC.https://books.google.com.mx/books?id=0vEoCAAAQBAJ&pg=PA55&dq=reacciones+de+neutralizaci%C3%B3n&hl=es&sa=X&ved=2ahUKEwiYl 8ain_rxAhUhJTQIHbffBgs4HhDoATAGegQICxAC#v=onepage&q=reacciones%20de%20neutralizaci%C3%B3n&f=false [6] Sánchez, P. (1985). Química analítica básica: Condicionalidad y reacciones ácido base (2.a ed.). Ediciones Simancas.https://books.google.com.mx/books?id=x9DBFhT-G- oC&pg=PA139&dq=equilibrio+acido+base+concepto&hl=es&sa=X&ved=2ahUKEwjWs8OPrPrxAhU8GDQIHWQaA2kQ6AEwBnoECAcQAg#v=onepage&q=eq uilibrio%20acido%20base%20concepto&f=false [7]Gil, G. (2012). Fruticultura - Madurez de la fruta: Frutas de clima templado y subtropical: Determinación de componentes físicos y químicos. (3.a ed.). Universidad católica de chile. https://books.google.com.mx/books?id=x-tTDwAAQBAJ&pg=PA376&dq=indicadoras+de+acidez+de+la+naranja&hl=es- 419&sa=X&ved=2ahUKEwiGirTcp_zxAhU_FTQIHUCGDTIQ6AEwCXoECAoQAg#v=onepage&q=indicadoras%20de%20acidez%20de%20la%20naranja&f=fa lse [8]Hopp, V. (1994). Fundamentos de tecnología química: Principios fundamentales de la química (2.a ed.). Editorial Reverté.https://books.google.com.mx/books?id=JY8ZHJQn0DoC&pg=PA54&dq=sosa+caustica&hl=es- 419&sa=X&ved=2ahUKEwjJ4c_mqPzxAhWkoFsKHdRiCGQ4FBDoATAIegQICRAC#v=onepage&q=sosa%20caustica&f=false [9]Jiménez, E. (2014). Limpieza, tratamiento y mantenimiento de suelos, paredes y techos: Lejía (5.a ed.). ELEARNING. https://books.google.com.mx/books?id=E7lWDwAAQBAJ&pg=PA47&dq=lej%C3%ADa+ph&hl=es- 419&sa=X&ved=2ahUKEwjHwcDdqfzxAhXCHjQIHX4QDGI4FBDoATAFegQICBAC#v=onepage&q=lej%C3%ADa%20ph&f=false [10]Serrano, A. (2015). Experimentos de física y química en tiempos de crisis: Preparación de un indicador (2.a ed.). Servicio de Publicaciones de la Universidad de Murcia.https://books.google.com.mx/books?id=E4ooCwAAQBAJ&pg=PA168&dq=col+lombarda+como+indicador+de+ph&hl=es- 419&sa=X&ved=2ahUKEwjl2qi_qvzxAhXuHjQIHY4fBJAQ6AEwAHoECAIQAg#v=onepage&q=col%20lombarda%20como%20indicador%20de%20ph&f=false
