acidimetria y phmetria
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2013
UNIVERSIDAD NACIONAL JORGE BASADRE GROHMANN
FACULTAD DE CIENCIAS AGROPECUARIAS
ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS
ALUMNO: ELVIA SOFÍA ARCOS APAZA 2011 – 111011
DOCENTE: Ing. ROLANDO CÉSPEDES ROSSEL
AÑO: 3º “A”
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN……………………………………………………………………………………Pág.02
OBJETIVOS……………………………………………………………......................................Pág.03
MARCO TEÓRICO………………………………………………………………………………….Pág.04
ACIDIMETRIA………….…………………………………………………………………Pág.04
pHMETRIA………………………………………………………………………………...Pág.05
CONCEPTOS DE pH COMO SE TITULA QUE SUSTANCIAS SE UTILIZAN PARA
TITULAR………………………….........................................................................Pág.06
ÁCIDOS ORGÁNICOS…………………………………………………………………..Pág.11
ÁCIDOS INORGÁNICOS………………………………………………………………..Pág.19
ACIDEZ TITULABLE TOTAL……………………………………………………………Pág.22
ACIDEZ VOLATIL EN ALIMENTOS……………………………………………………Pág.25
CLASIFICACIÓN DE LOS ALIMENTOS DE ACUERDO AL pH…………………….Pág.26
TIPOS DE DETERMINACIÓN….……………………………………………………….Pág.31
CONCLUSIONES………………………………………………................................................Pág.41
BIBLIOGRAFÍA..............................................................................................................Pág.41
ANEXOS……………………………………………………………………………………………..Pág.42
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
INTRODUCCIÓN
Acidimetría es la determinación de la concentración de un ácido a través de la reacción de este
con una base conocida, en cambio la pHmetría es una prueba en la cual se realiza una medición
del pH o la cantidad de ácido que pasa del estómago al esófago durante 24 horas. Ya que en la
química existe una serie de parámetros entre ellos esta los ácidos que pueden ser orgánicos e
inorgánicos; estos a su vez presentar unas ciertas características que hace que los
diferenciemos.
Dentro de los ácidos orgánicos encontramos a la acidez libre (acidez titularle) que están
presentes y se encuentran libres y se mide neutralizando los jugos o extractos de frutas con una
base fuerte; es por eso que a veces se considera que los alimentos acidificantes no son
saludables y esto es un error de concepto.
Es así que los alimentos se clasifican como ácidos o alcalinos de acuerdo al efecto que tienen en
el organismo humano después de la digestión y no de acuerdo al pH que tienen en sí mismos;
para determinar cada uno de estos estudios es necesario contar con las diferentes titulaciones;
ya sea las titulométricas o las potenciométricas.
OBJETIVOS:
Con ayuda de la acidimetría conocer cómo reaccionan las soluciones ante un ácido y
determinar si las soluciones están bien preparados, así también conocer algunas de sus
características.
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Comparar cada uno de los usos y riesgos que se puede tener al manipular ácidos
orgánicos e inorgánicos.
Conocer cada uno de los diferentes pH que posee cada uno de los alimentos en base a
la determinación si son ácidos o bases.
Diferenciar cada una de las determinaciones: determinaciones titulométricas y
determinaciones potenciométricas.
MARCO TEÓRICO:
ACIDIMETRÍA Y PHMETRÍA
¿Qué es acidimetría?
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
El conjunto acidimetría de los métodos es el volumétrica utilizado en química para la determinación de
la acidez de una solución . Un instrumento para evaluar la acidez de una solución es un
acidímetro. Acidimetría es la determinación de la concentración de un ácido a través de la reacción de
este con una base conocida.
Siempre es un método cuantitativo de análisis, que determina el valor deseado mediante la adición
gradual de una solución cuya concentración se conoce acerca de la solución analizada hasta que se
complete la reacción que se espera mediante la medición de la cantidad de la primera solución
desgastada. A través de cálculos proporcionales , se llega al valor deseado.
En química, los procesos de alcalimetría y acidimetría son ambos, métodos de análisis cuantitativos y
volumétricos, pero son métodos inversos entre ellos.
En el caso de la alcalimetría, se hace referencia a la forma de hallar la concentración de una
solución alcalina, o también de la determinación de la cantidad de álcali que posee una sustancia.
El álcali, suelen ser los óxidos, hidróxidos, o carbonatos del grupo de los alcalinos. Estos juegan el papel
de bases fuertes, siendo bastante solubles en agua. Un ejemplo típico de álcali es el amoníaco.
Por otro lado, la acidimetría, es el método que se encarga de determinar la cantidad de ácido que se
encuentra de manera libre en una disolución.
En ambos métodos, se utilizan los mismos procesos.
En el caso de la alcalimetría, se hace referencia a la forma de hallar la concentración de una
solución alcalina, o también de la determinación de la cantidad de álcali que posee una sustancia.
El álcali, suelen ser los óxidos, hidróxidos, o carbonatos del grupo de los alcalinos. Estos juegan el papel
de bases fuertes, siendo bastante solubles en agua. Un ejemplo típico de álcali es el amoníaco.
Por otro lado, la acidimetría, es el método que se encarga de determinar la cantidad de ácido que se
encuentra de manera libre en una disolución.
En ambos métodos, se utilizan los mismos procesos.
En los laboratorios, para llevar a cabo los métodos de la acidimetría y la alcalimetría, siempre se parte de
soluciones ácidas o alcalinas, que nos sirven de patrón, para así poder determinar la concentración.
Generalmente el HCl se utiliza como ácido, pues es útil en la preparación de soluciones con exacta
concentración. El segundo ácido más utilizado es el ácido sulfúrico.
Cuando usamos como ácido el HCl, su concentración suele oscilar entre los valores 10.5 y 12, con una
normalidad aproximada, pudiendo ser valoradas a posteriori de manera volumétrica.
En el caso de las soluciones alcalinas, suelen usarse más variedad de sustancias, pero quizás la más
utilizada sea el hidróxido sódico, seguida de otras como el hidróxido potásico, o el hidróxido de amonio.
En cuanto a los indicadores, podemos clasificarlos en neutros, indicadores que son sensibles a los
ácidos, e indicadores que son sensibles a las bases. Cuando son usados en agua pura, los indicadores
de tipo neutro tomaran el color de transición; los indicadores sensibles a los ácidos, tomaran el color ácido
correspondiente, y por último, los sensibles a las bases, tendrán el color alcalino.
Ejemplos:
Acidimetría:
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Preparamos una solución del ácido HCl, 0.1 N.
Después de haber preparado dicha solución, ésta debe ser valorada con una sustancia patrón, en éste
caso deberá ser una sustancia de tipo alcalina, como por ejemplo, el bórax.
Para proceder debemos de hallar la densidad del HCl concentrado, así como también el porcentaje de
ácido puro que hay en el ácido utilizado.
Para valorar el HCl, 0.1 N, debemos pesar el bórax utilizado, y disolverlo en unos 60 ml de agua
destilada, sin dejar de agitar hasta que éste se encuentre totalmente disuelto, incluso se puede calentar si
vemos que no conseguimos disolverlo mediante agitación.
Seguidamente introducimos el indicador, del cual bastarán un par de gotas. En éste caso utilizaremos por
ejemplo un anaranjado de metilo, y titularemos con el HCl, 0.1 N, escribiendo el gasto producido.
¿ Qué es la pHmetría?
La pHmetría es una prueba en la cual se realiza una medición del ph o la cantidad de ácido que pasa del
estómago al esófago durante 24 horas.
Se utilizan para el diagnóstico e identificar la causa del reflujo gastroesofágico (ardor o pirosis). Se indica
sobre todo, en paciente en los que ha fracasado el tratamiento médico y continúan con síntomas
importantes y pueden ser candidatos a tratamiento quirúrgico. También se utiliza para valorar la eficacia
del tratamiento que se le ha indicado al paciente o en pacientes con síntomas poco frecuentes como dolor
precordial, tos, asma y otros síntomas faríngeos.
¿Cómo se realiza?
El equipo empleado para realizar esta prueba en un pequeño tubo que se inserta a través de la fosa
nasal y se coloca próximo a la zona inferior del esófago. El cable está conectado a un pequeño monitor
que se inserta en la cintura o en el hombro. Apretando el botón se registra la aparición de los síntomas y
el momento en el que aparecen.
¿Qué preparación previa se precisa?
No se debe comer ni beber de cuatro a seis horas antes de la colocación del aparato. Se debe informa a
su médico si está embarazada, tiene un problema cardíaco o pulmonar, o algún tipo de alergia.
Existen diversas medicaciones que pueden afectar los resultados de una pHmetría como los inhibidores
de la bomba de protones, los anti H2, antiácidos y algunos fármacos para el corazón (antagonistas del
calcio, nitritos) por tanto, debe comentarlo con su médico para valorar la suspensión del fármaco (nunca
debe hacerlo por cuenta propia).
¿Qué se debe hacer durante la monitorización?
Intente seguir su rutina normal, muchas personas intentan cambiar sus actividades durante el período de
supervisión. Sin embargo, tales cambios pueden afectar a la presencia de reflujo y alterar los resultados
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No se debe tomar un baño o una ducha durante el período de supervisión, pues el equipo no puede
mojarse.
En cuanto a las comidas se deben realizar las comidas regulares tal y como hace habitualmente.
Si no come durante el período de supervisión, el estómago no producirá el ácido como de
costumbre, y los resultados de la prueba no serán exactos.
Puede comer los alimentos que tienden a aumentar la sintomatología. Se puede toda el agua
que se desea.
No se debe a costar hasta la noche excepto si habitualmente hace una siesta y continúa con las
medicaciones que toma habitualmente, excepto contraindicación expresa por el médico.
CONCEPTOS DE pH COMO SE TITULA QUE
SUSTANCIAS SE UTILIZAN PARA TITULAR
¿Qué es el pH?
¿Cuándo los doctores hablan sobre el necesario equilibrio de lo ácido y lo alcalino en el cuerpo, a qué se
refieren?, ¿por qué es importante? Y, ¿De qué manera la nutrición y el estilo de vida afectan este
equilibrio entre ácido y alcalino?
Cuando hablamos de ácido y alcalino estamos hablando de hidrogeno.
Acido es una sustancia que suelta hidrogeno en una solución química y, alcalino es una sustancia que
remueve el hidrogeno de una solución química.
Lo ácido y lo alcalino se miden en pH (hidrogeno potencial), en una escala que va del 1 al 14; siendo uno
lo más ácido y catorce lo más alcalino.
Toda solución es acida o alcalina, tanto en el cuerpo humano como fuera de él. La sangre, los fluidos
estomacales el vino, el café, etc. tienen un determinado pH.
Un pH por debajo de 7 es considerado ácido y por encima de 7 se considera alcalino. El pH del estómago
es 1, el del vino es 3.5, la sangre de las venas 7.35, el agua de mar 8.5, etc. El pH ideal del cuerpo
humano debe ser ligeramente alcalino, oscilar entre el 7.35 y el 7.45. Al interior del cuerpo humano el
equilibrio entre lo ácido y lo alcalino es muy importante, ya que muchas funciones del cuerpo
solamente ocurren en ciertos niveles de acidez o de alcalinidad. Muchas encimas y reacciones
químicas del cuerpo funcionan mejor en un pH determinado. Un pequeño cambio en el pH del
cuerpo puede tener un efecto profundo en las funciones del organismo.
Por ejemplo, la capacidad de contracción de los músculos declina y la hormona adrenalina aumenta
cuando el cuerpo se vuelve ligeramente más ácido. Distintas partes del cuerpo tienen distintos niveles de
acidez y alcalinidad.
¿Cómo se mide el pH?
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Por lo general la medición del pH se hace a través de la sangre, ya que es más sencillo de medir que el
de otras partes del cuerpo. Lo que se determina a través del análisis de la sangre son los niveles de:
potasio, sodio, cloro, dióxido de carbono y bicarbonato.
Algunos practicantes de la medicina alternativa miden también la orina. Ellos piensan que el cuerpo busca
permanentemente eliminar los excesos de acidez que irritan los tejidos y le impiden absorber los
minerales y, puesto que uno de los sistemas principales de eliminación del organismo es el renal
(riñones), ellos consideran que al medir el nivel de acidez de la orina se puede determinar si el organismo
está eliminando o no la cantidad de ácidos que debería. Si la eliminación de ácidos a través de la
orina es más alta de lo normal el pH de la orina será más ácido. Esto también indicaría que el
cuerpo está saturado y por eso tiene una acidez alta. Dentro de la medicina alternativa se mide
también la saliva, pues se considera que si el cuerpo tiene las suficientes reservas de minerales, esta
abundancia de minerales debe aparecer en la saliva.
No consideran sin embargo, que medir la orina o la saliva sean un modo completo de medir el pH del
cuerpo, sino que más bien son indicadores.
Como calcular la titulación de pH:
La titulación es utilizada para determinar la concentración de una sustancia desconocida mediante la
relación molar expresada a través de la ecuación de la reacción. Utilizando esta relación, el valor de pH
puede determinarse calculando la concentración de iones hidrógeno (H+) y aplicando la ecuación de pH.
Comúnmente, para la titulación se utiliza un indicador de pH en la solución desconocida que cambia de
color cuando la solución alcanza un pH neutro (dependiendo del indicador, tu puedes elegir el pH al cual
el cambio de color ocurre). Sabiendo la cantidad de solución que tú has añadido para neutralizar la
solución desconocida, puedes obtener el pH de la solución desconocida.
Instrucciones:
1. Toma los resultados del experimento de titulación y calcula los moles (mol) de solución conocida
utilizada para reaccionar con la solución desconocida. Comienza tomando el volumen de
solución conocida utilizada y conviértelo al número de moles de dicha sustancia. Deberás saber
la concentración de solución conocida y el volumen que has añadido a la sustancia desconocida.
Estas dos piezas se pueden combinar multiplicando el volumen agregado (en litros) y la
concentración (en moles por litro). Ahora tienes los moles de solución conocida que utilizaste
para neutralizar la solución desconocida.
2. Relaciona los moles de solución conocida con los moles de solución desconocida. Ya que esta
es una reacción de neutralización, asume que la solución conocida es la base (Iones -OH). Ya
que has calculado los moles de base utilizados para neutralizar el ácido desconocido (H+), usa
el número de moles de la base calculado y relaciónalo, a través de la ecuación de la reacción
química, con el número de moles del ácido de la solución desconocida. Si tu reacción es 1 mol
de base por cada 1 mol de ácido (como generalmente son), luego sabes que el número de moles
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de la solución conocida es igual al número de moles de la solución desconocida. Si el número no
es 1 a 1, luego multiplica por el factor de corrección (es la reacción específica). Ahora tiene el
número de moles de ácido (H+) en la solución desconocida.
3. Convierte el número de moles de H+ a la concentración de H+ tomando el número de moles de
H+ y dividiéndolo por el volumen (en litros) de solución desconocida que tenías originalmente.
Con esto obtendrás la concentración de H+ en la solución desconocida.
4. Toma la concentración de H+ (en moles por litro) y reemplázala en la siguiente fórmula de pH:
pH=-log (H+). Determina el logaritmo negativo de la concentración de H+ utilizando tu
calculadora. Obtendrás el valor de pH de la solución desconocida. Si tu solución es ácida,
tendrás un pH menor a siete; si es neutra, un pH igual a siete; y si es básica, un pH mayor a
siete.
SUSTANCIAS PARA LA TITULACIÓN:
Sustancias patrones para estandarización de ácidos y bases. En química analítica un estándar es una
preparación que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancia específica.
Patrón primario
Un patrón primario también llamado estándar primario es una sustancia utilizada en química como
referencia al momento de hacer una valoración o estandarización.
Usualmente son sólidos que cumplen con las siguientes características:
1. Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen,
lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos.
2. Deben tener elevada pureza. Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la
mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación.
3. Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien su
composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura
ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones.
4. Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente, también debe
soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado. Normalmente debe ser estable a
temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua.
5. No debe absorber gases. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferentes así como
también degeneración del patrón.
6. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante. De esta manera se puede visualizar
con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y entonces se puede realizar los
cálculos respectivos también de manera más exacta y con menor incertidumbre.
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7. Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente el error de la
pesada del patrón.
Patrón secundario
El patrón secundario también es llamado estándar secundario y en el caso de una titilación suele ser
titulante o valorante. Su nombre se debe a que en la mayoría de los casos se necesita del patrón
primario para conocer su concentración exacta.
El patrón secundario debe poseer las siguientes características:
1. Debe ser estable mientras se efectúa el análisis
2. Debe reaccionar rápidamente con el analito
3. La reacción entre el valorante y el patrón primario debe ser completa o cuantitativa, y así también debe
ser la reacción entre el valorante y el analito.
4. La reacción con el analito debe ser selectiva o debe existir un método para eliminar otras sustancias
de la muestra que también pudieran reaccionar con el valorante.
5. Debe existir una ecuación balanceada que describa la reacción.
Ejemplos de Patrones primarios:
-Para estandarizar bases:
En donde la reacción de titulación o valoración puede escribirse también, en forma más realista, sin los
iones espectadores.
Para estandarizar ácidos:
Tris (hidroximetil) aminometano o TRIS (MM=121.135g/mol)
Ecuación estequiométrico:
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ÁCIDOS ORGÁNICOS
Los ácidos orgánicos son una variedad de ácidos que se concentran habitualmente en los frutos de
numerosas plantas. Son compuestos orgánicos que poseen al menos un grupo ácido. Se distinguen
el ácido cítrico, fórmico, acético, málico, tartárico, salicílico, oxálico, y los grasos.
ESTRUCTURA:
Su estructura es la siguiente:
Doble enlace al oxígeno y un enlace simple al radical (OH).
OH H OH
/ | /
R=O H-C-C=O aquí la estructura del etanoico (ácido acético)
| (Proveniente del jugo de algunas frutas)
H
Los ácidos orgánicos son compuestos oxigenados derivados de los hidrocarburos que se forman al
sustituir en un carbono primario dos hidrógenos por un oxigeno que se une al carbono mediante un doble
enlace, y el tercer hidrogeno por un grupo (OH) que se une mediante un enlace simple, el grupo formado
por esta sustitución, que como hemos dicho se sitúa siempre en un extremo de la cadena y reciben el
nombre de carboxilo y su fórmula es:
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Clasificación
Según el número de grupos carboxilo, los ácidos orgánicos se clasifican en: monocarboxilicos,
dicarboxilicos y tricarboxilicos.
Nomenclatura
I. Nomenclatura común.
Reciben el nombre que por diferentes razones se les dio antes de establecerse nomenclaturas
convencionales.
Cuando hay sustituyentes, se utilizan letras griegas para designar los carbones, partiendo del carbono
más próximo al carboxilo:
II. Nomenclatura IUPAC
Se escribe la palabra ácido y luego el hidrocarburo de igual # de carbones con la terminación "oico"
Cuando hay sustituyentes o enlace múltiple, se numera la cadena dando el # 1 al carbono del
carboxilo.
Para ácidos aromáticos, se toma como base al acido benzoico y naftoico.
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Reacciones y principales propiedades
A. Formación de sales
Reaccionan instantáneamente con las bases produciendo sales.
B. Formación de esteres
Reacción con los alcoholes formando esteres, para catalizar esta reacción se emplea generalmente una
pequeña cantidad de un ácido mineral como HCl o H2SO1
Principales propiedades de ácidos carboxílicos.
Estos compuestos presentan menor fuerza acidada que los ácidos inorgánicos fuetes, de C1 a C9 son
líquidos y a partir de C10 son sólidos.
El grupo carboxilo presenta polaridad, lo que origina que de C1 a C4 sean completamente solubles
en agua, de C5 a C10 son muy poco solubles y por encima de C10 son prácticamente insolubles en agua.
Los mas sencillos presentan un fuerte olor, así el amtanoide es irritante y el etanico tiene olor a vinagre, el
olor de la mantequilla rancia se debe al acido butírico; los ácidos superiores tienen olor débil.
Métodos de obtención
A. oxidación de alcoholes primarios y aldehídos.
Ocurre sin degradación (sin pérdida de carbones) por acción directa del oxigeno en presencia de
catalizadores o con el empleo de oxidantes como: acido crómico, acido nítrico o solución sulfúrica de
permanganato de potasio.
B. Hidrólisis de esteres
Muchos esteres se hallan en forma de productos naturales y sometidos a hidrólisis dan un ácido y
un alcohol.
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C. Carboxilación de Alquenos
Se hace actuar sobre los alquenos monóxido de carbono y agua, esto ocurre a elevada presión y por
acción del calor en presencia de niquel carbonilo como catalizador; así se obtiene ácidos carboxílicos de
los productos de craqueo del petróleo.
Estudio de los principales ácidos carboxílicos
Es el más simple de los ácidos carboxílicos, es llamado también acido fórmico, debido a que se obtuvo
por primera vez en 1670 por destilación de la "formica rufa" (hormiga roja)
Es el ácido orgánico más fuerte, es un líquido incoloro de olor picante, es muy soluble en el
agua, densidad = 1,22 g/ml, pe= 100,5°C pf= 8,5°C. Produce irritación drástica en la piel. Esta es la razón
del escozor que producen las hormigas y la ortiga donde también se encuentra.
El color lo descompone fácilmente.
En la industria se le obtiene a partir del metanoato de sodio, el cual primero es sintetizado al reaccionar
monóxido de carbono con hidróxido de sodio acuoso.
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Es empleado en el acabado y teñido de materiales textiles, así como en la coagulación acida del látex de
hule y en la fabricación de artículos de piel.
Es el segundo término más sencillo de los ácidos orgánicos y el más conocido, es llamado también
ACIDO ACETICO.
Es un líquido incoloro olor picante, irritante, pf= 16,6°C; pe= 118°C, densidad= 1,05 g/ml, cristalizada por
enfriamiento. Es soluble en todas porciones en agua, alcohol y en éter.
El vapor de ácido etanoico arde con llama azulada:
Cuando se le haya puro se le conoce como "ácido acético glacial" ya que espontáneamente se solidifica
dando una masa de aspecto glacial.
Es solución acuosa recibe el nombre de vinagre (aprox. Al 5%), formándose por fermentación acida de los
vinos.
Existe en la savia, en el sudor, en la orina, sus compuestos importantes los acetatos abundan en los
vegetales.
El principal método industrial de preparación del ácido acético consiste en la oxidación del acetaldehído
por el oxigeno del aire en presencia de catalizadores de manganeso.
Se emplea en la fabricación de acetato de celulosa y acetatos plásticos, anhídrido
acético, productos farmacéuticos, disolventes, acetatos metálicos, en ciertos cosméticos, en la
preparación de la aspirina (ácido acetilsalicílico) sustancia que posee un poder analgésico y anti pirético
elevado.
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Su nombre oficial es ácido etano dioico, es el más importante de los ácidos di carboxílico, densidad 1,66
g/ml, soluble en agua y alcohol.
Es un agente irritante para la piel y membranas mucosas, es venenoso si se le ingiere.
Abunda en el reino vegetal, libre o en forma de oxalatos; en la corteza de la quina, en la raíz del ruibarbo,
los garbanzos contienen ácido oxálico libre. En el reino animal existe como oxalato de calcio en los
cálculos renales, la orina del hombre y de los carnívoros.
En el laboratorio se le obtiene oxidando el almidón o el azúcar por el HNO3 diluido.
A nivel industrial se le prepara actualmente por calentamiento del metanoato de sodio:
El ácido oxálico es empleado en la industria textil para el blanqueado teñido, para eliminar manchas de
óxido férrico y en la limpieza de radiadores de automóvil.
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Es un hidroxiácido, ya que contiene los grupos funcionales oxhidrilo y carboxilo.
Su nombre IUPAC es ácido 2 – hidroxipropanoico
Se considera tres ácidos lácticos, ya que este compuesto presenta isometría óptica.
1. ACIDO LÁCTICO ORDINARIO DE FERMENTACIÓN.
Fue descubierto por Scheele en 1780 en el suero de la leche agria es un líquido siruposo, muy soluble en
agua, alcohol y éter.
Cuando esta puro puede cristalizar por fuerte enfriamiento (pf = 18°C)
Se encuentra en la leche agria, el queso, la col fermentada y en el jugo gástrico.
Se prepara por fermentación láctica y por la acción de los álcalis cáusticos sobre determinados azucares
y el almidón principalmente.
Este ácido ordinario es inactivo, es decir es una mezcla equimolar de los isómeros dextrógiro y levógiro.
2. ACIDO LÁCTICO DEXTRÓGIRO.
Se encuentra en muchos órganos animales, Berzelius lo descubrió en el jugo muscular. La cantidad de
ácido láctico –D en el musculo, aumenta con el trabajo debido a la transformación del glucógeno en ácido
láctico, con desprendimiento de calor; la acumulación de este así sería la razón de la fatiga muscular.
3. ACIDO LACTICO LEVO GIRO
Se forma en la fermentación de la sacarosa por el bacillus acidi laevolacri y puede obtenerse también por
desdoblamiento del inactivo o racémico.
Las propiedades de los tres ácidos lácticos son las mismas, con la única diferencia del poder rotatorio y
que el punto de difusión del inactivo de 18°C es inferior que los otros dos (28°C).
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Es también un hidroxiácido, su otro nombre es ácido 2 – hidroxi -1, 2, 3 – propanotricarboilico.
Scheele lo descubrió en el zumo de los limones en 1784.
Es un sólido incoloro, transparente, cristaliza en prismas rómbicos con una molécula de agua. Tiene
sabor acido agradable, es soluble en el agua, alcohol y éter. Calentado a 130°C se deshidrata y el ácido
anhidro funde a 153°C. La disolución expuesta al aire se cubre de moho.
Es el principal acido, contenido en las frutas, en mayor cantidad en limones, naranjas, grosellas, cerezas
y cebollas.
Se le extrae del zumo de limón, el líquido se hace hervir para coagular las materias albuminoides, se le
trata con hidróxido de calcio precipitando el ácido como citrato de calcio, este finalmente se descompone
con H2SO4.
Es empleado en medicina para fabricar limonadas, sales efervescentes (mezclado con bicarbonato de
sodio, ambos en polvo seco), en la preparación de citrato de magnesia que es un purgativo y también es
usado como mordiente en tintorería.
Los ácidos orgánicos son más débiles que los inorgánicos, de gran utilidad ya que son los principales
catalizadores de reacciones, algunos abundan en la naturaleza como el ácido cítrico, presente en las
naranjas y otros se obtienen por distintos procesos como el ácido acético (vinagre)
La razón por la cual estos ácidos son más débiles es que contienen en su cadena carbonos.
A los ácidos orgánicos también se los denomina ácidos carboxílicos y es común encontrar la leyenda en
alimentos “Conservar en lugar fresco y seco”. Cuando esto no se cumple, algunos cambian y no tienen el
mismo gusto o aroma. Por ejemplo si se deja la manteca fuera de la heladera, adquiere un sabor y olor
característico y se dice que está “rancia”. Esto se debe a la presencia de ácidos orgánicos, generalmente
degradados por microorganismos.
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Los ácidos más solubles en agua son los de cadena más corta, poseen un sabor agrio. Los de cuatro a
ocho átomos de carbono por molécula tienen olor desagradable, pero los de cadena carbonada larga son
prácticamente inodoros debido a su poca volatilidad.
En conclusión, su solubilidad disminuye a medida que aumenta la cadena carbonada.
E l punto de ebullición de los ácidos carboxílicos aumenta con el incremento de la masa molecular.
Existe un grupo de ácidos carboxílicos cuya importancia radica en que intervienen en la síntesis de las
grasas y aceites vegetales y/o animales, de ahí que se denominan ácidos grasos.
También se los utiliza para conservar alimentos, en particular sus sales. En general retardan la
descomposición del alimento inhibiendo el crecimiento de bacterias, hongos u otros microorganismos.
ÁCIDOS INORGÁNICOS
Un ácido inorgánico es un compuesto de hidrógeno y uno o más elementos (a excepción del carbono)
que, cuando se disuelve en agua u otro disolvente, se rompe o disocia, produciendo iones hidrógeno.
La solución resultante tiene ciertas características, como la capacidad de neutralizar bases, tornar de
color rojo el papel tornasol y producir determinados cambios de color cuando se combina con otros
indicadores. A los ácidos inorgánicos se les denomina a menudo ácidos minerales. La forma anhidra
puede ser gaseosa o sólida.
Un anhídrido inorgánico es un óxido de metaloide que puede combinarse con agua para formar un ácido
inorgánico. Puede producirse por síntesis, como, por ejemplo,
Un ácido inorgánico (o ácido mineral) es un ácido derivado de uno
o más compuestos inorgánicos, y todos los ácidos inorgánicos
forman iones hidrógeno e iones de base conjugada cuando se
disuelve en agua.
Estos ácidos no tienen carbono en su composición en
contraposición a los ácidos orgánicos que si tienen. El ácido
carbónico es un ácido mineral aunque posee un carbón, la
diferencia no es el carbono en sí, sino los enlaces del carbono.
Los anhídridos inorgánicos comparten, en general, las propiedades
biológicas de sus ácidos, ya que en medios biológicos acuosos se
produce rápidamente la hidratación.
Usos
Los ácidos inorgánicos se utilizan como sustancias químicas intermedias y catalizadores en reacciones
químicas. Se encuentran en distintas industrias, como metalistería, madera, textiles, colorantes, petróleo y
fotografía. En el trabajo de los metales se utilizan a menudo como agentes limpiadores antes de soldar,
chapear o pintar.
El ácido sulfámico, el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico se utilizan en galvanoplastia, y el ácido
perclórico en el chapeado de metales.
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
El ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico, el ácido perclórico y el ácido sulfámico se utilizan en muchas
industrias.
El ácido sulfámico es un retardante de llama en las industrias de la madera y textil y un blanqueador y
bactericida en la industria de la pasta y el papel.
También se emplea para la estabilización del cloro en las piscinas.
El ácido nítrico se utiliza en la fabricación de nitrato amónico para fertilizantes y explosivos. Asimismo se
utiliza en síntesis orgánicas, metalurgia, flotación de minerales, y para el reprocesado de combustible
nuclear agotado.
Riesgos
Los riesgos específicos de los ácidos inorgánicos más importantes desde el punto de vista industrial se
describen más adelante; no obstante, debe decirse que todos estos ácidos poseen ciertas propiedades
peligrosas comunes a todos ellos
Las soluciones de ácidos inorgánicos no son inflamables por sí mismas, pero cuando entran en contacto
con ciertos productos químicos o materiales combustibles, se pueden producir incendios o explosiones.
Efectos en la salud. Los ácidos inorgánicos son corrosivos, especialmente cuando se encuentran a altas
concentraciones. Pueden destruir los tejidos corporales y producir quemaduras químicas cuando entran
en contacto con la piel y las mucosas.
Son especialmente peligrosos los accidentes oculares.
Algunos ácidos inorgánicos actúan también como agentes tóxicos sistémicos.
Ejemplos:
Ácido sulfúrico
Ácido nítrico
Ácido clorhídrico
Ácido fosfórico
Ácido bórico
Ácido fluorhídrico
Ácido bromhídrico
Ácido perclórico
Ácido clorhídrico
El cloruro de hidrógeno anhidro no es corrosivo, si bien la solución acuosa ataca a casi todos los metales
con liberación de hidrógeno.
El ácido clorhídrico reacciona con sulfuros para formar cloruros y sulfuro de hidrógeno. Es un compuesto
muy estable, pero cuando se somete a altas temperaturas se descompone, dando hidrógeno y cloro.
Riesgos. Los riesgos especiales del ácido clorhídrico son su acción corrosiva en la piel y las mucosas, la
liberación de hidrógeno cuando entra en contacto con ciertos metales e hidruros metálicos, y su toxicidad.
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
El ácido clorhídrico produce quemaduras en la piel y las mucosas cuya gravedad depende de la
concentración de la solución. El contacto de este ácido con los ojos puede provocar reducción o pérdida
total de la visión. Las quemaduras faciales pueden dejar graves cicatrices graves que desfiguren el rostro.
Ácido nítrico
El ácido nítrico es altamente corrosivo y ataca a una gran cantidad de metales. Las reacciones entre el
ácido nítrico y diversas sustancias orgánicas son a menudo muy exotérmicas y explosivas, y las
reacciones con metales pueden producir gases tóxicos.
El ácido nítrico produce quemaduras en la piel y sus vapores son muy irritantes para la piel y las
mucosas. La inhalación de cantidades significativas de estos vapores puede producir intoxicación aguda.
Incendios y explosiones. La magnitud de la reacción varía según el metal de que se trate y la
concentración del ácido.
Ácido sulfúrico
El ácido sulfúrico es un ácido fuerte que, cuando se calienta por encima de 30 ºC, desprende vapores y,
por encima de 200 ºC, emite trióxido de azufre. En frío, reacciona con todos los metales, incluido el
platino; en caliente, su reactividad se intensifica.
El ácido sulfúrico diluido disuelve el aluminio, el cromo, el cobalto, el cobre, el hierro, el manganeso, el
níquel y el zinc, pero no el plomo ni el mercurio. El ácido sulfúrico se encuentra, en estado natural, en las
proximidades de algunos volcanes y, sobre todo, en los gases volcánicos.
Riesgos. La acción del ácido sulfúrico en el organismo es la propia de un agente tóxico general y un
potente cáustico.
Cuando se introduce en el organismo, bien sea en forma líquida o vapor, produce gran irritación y
quemaduras químicas en las mucosas de los tractos digestivo y respiratorio, los dientes, los ojos y la piel.
En contacto con la piel, el ácido sulfúrico produce una intensa deshidratación, con liberación de calor
suficiente para producir quemaduras similares a las térmicas, que pueden ser de primero, segundo o
tercer grado.
Los ácidos inorgánicos se dividen en dos grandes categorías:
Hidrácidos sin oxígeno, formado por hidrógeno y otro compuesto o un anión poli atómico.
Oxácidos con oxígeno. El hidrógeno está unido a un átomo de oxígeno que enlaza con el resto de la
molécula –O−H.
Características:
Los ácidos inorgánicos más comúnmente usados son ácido sulfúrico, ácido clorhídrico y ácido nítrico. Los
ácidos inorgánicos son desde una gran fuerza (ejemplo: ácido sulfúrico) a muy débil (ácido bórico). Los
ácidos minerales tienden a ser muy soluble en agua e insoluble en disolventes orgánicos.
Los ácidos inorgánicos se utilizan en muchos sectores de la industria química como materia prima para la
síntesis de otros productos químicos, tanto orgánicos como inorgánicos. Grandes cantidades de estos
ácidos, especialmente el ácido sulfúrico, el ácido nítrico y el ácido clorhídrico se fabrican para su uso
comercial en grandes plantas.
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Los ácidos inorgánicos también son utilizados directamente por sus propiedades corrosivas.
ACIDEZ TITULABLE TOTAL
La acidez libre (acidez titulable) representa a los ácidos orgánicos presentes que se encuentran libres y
se mide neutralizando los jugos o extractos de frutas con una base fuerte, el Ph aumenta durante la
neutralización y la acidez titulable se calcula a partir de la cantidad de base necesaria para alcanzar el Ph
del punto final de la prueba; en la práctica se toma como punto final Ph = 8.5 usando fenolftaleína como
indicador. Bajo estas condiciones, los ácidos orgánicos libres y sólo una parte del ácido fosfórico y fenoles
están involucrados en el resultado final. Para reportar la acidez, se considera el ácido orgánico más
abundante del producto vegetal, el cual varía dependiendo de la especie de que se trate, por lo que el
resultado se expresa en términos de la cantidad del ácido dominante.
En el procedimiento usual para determinar la concentración total de ácidos, una alícuota de la solución
que contiene el ácido se titula con una solución estándar de álcali hasta el punto en el cual una cantidad
equivalente de la base ha sido añadida. Este punto final puede detectarse mediante indicadores (cambio
de color), electrométricamente (pH metro), etc.
La acidez libre (acidez titulable) representa a los ácidos orgánicos presentes que se encuentran libres y
se mide neutralizando los jugos o extractos de frutas con una base fuerte, el pH aumenta durante la
neutralización y la acidez titulable se calcula a partir de la cantidad de base necesaria para alcanzar el pH
del punto final de la prueba; en la práctica se toma como punto final pH = 8.5 usando fenolftaleína como
indicador.
Bajo estas condiciones, los ácidos orgánicos libres y sólo una parte del ácido fosfórico y fenoles están
involucrados en el resultado final. Para reportar la acidez, se considera el ácido orgánico más abundante
del producto vegetal, el cual varía dependiendo de la especie de que se trate, por lo que el resultado se
expresa en términos de la cantidad del ácido dominante.
Preparación de las muestras
Vinagre: Tomar 10 ml de vinagre natural disuelto en 10 ml de agua destilada.
Leche: Tomar 10 ml de leche.
Yogurt: Tomar 10 g diluidos en 50 ml de agua destilada.
Crema: Tomar 10 g diluidos en 50 ml de agua destilada.
Queso: Tomar 10 g de queso finamente molido, se colocan en un frasco volumétrico de 100 ml y se
añade agua destilada a 40°C hasta alcanzar 100 ml. La mezcla se agita rigurosamente y se filtra la
solución. Con una pipeta se toman 25 ml de filtrado. Esta cantidad corresponde a 2.5 g de la muestra.
Mantequilla: Tomar 5 g de ésta (fundida a 50°C) y se vacía en un matraz. Se añaden 25 ml de alcohol
etílico y 25 ml de éter sulfúrico para disolver la mantequilla.
Frutas y hortalizas: Pesar 25 g del producto molido en un vaso de precipitado y se añaden 20ml de agua
destilada.
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Se hierve el conjunto durante 15 minutos, agitando periódicamente. Con agua destilada se completa el
volumen hasta 250 ml. La mezcla se filtra a través de papel filtro. Del filtrado se toman 50 ml y se le
agregan 50 ml de agua destilada. Esta solución corresponde a 5 g de la muestra original.
Puré de tomate: Pesar 10gr de puré de tomate en un frasco de 250 ml, añadir 90 ml de agua y agitar con
una varilla de vidrio. Calentar ligeramente la muestra y colocarla en matraz aforado de 500ml. Enfriar la
muestra y aforar con agua destilada. Mezclar y filtrar en embudo de filtración rápida. Colocar 50ml de
filtrado en un matraz Erlenmeyer de 250 ml y valorar la acidez
Jugo: Tomar una alícuota de 50 ml de jugo y colocarlo en un matraz. Poner en ebullición la muestra
durante un minuto, con el objeto de eliminar el dióxido de carbono. Enfriar y valorar la acidez.
Medición de acidez
1. Se llena una bureta con una solución de hidróxido de sodio 0.1 N valorada
2. Se toma la lectura de la cantidad de solución en la bureta.
3. La muestra en forma de solución se introduce en un matraz Erlenmeyer
4. Se adicionan 5 gotas de fenolftaleína al 1% como indicador.
5. Titulación: Se adiciona gota por gota la solución de hidróxido de sodio, al mismo tiempo que se gira
lentamente el matraz Erlenmeyer con muestra. Cuando aparece el color rosa se cierra la llave de la
bureta y se sigue girando el frasco durante 15 segundos para ver si el color permanece. En caso
contrario, se adiciona cada vez una gota extra de hidróxido de sodio.
6. Si el color permanece, se da por terminada la titulación.
7. Se toma la lectura en la bureta y se calcula la cantidad de hidróxido de sodio usada para neutralizar la
acidez de la muestra.
8. Calcular la acidez presente en cada muestra.
Cálculo de la acidez. La acidez del producto se expresa como el porcentaje del ácido predominante en la
muestra, ya sea como % de ácido cítrico, málico, láctico, etc.
% Acidez = ___V x N x Meq___ x 100g o ml de muestra
V = volumen de NaOH consumidos
N = normalidad del NaOHMeq = peso mili equivalente del ácido predominante en la muestra
La acidez de una sustancia se puede determinar por métodos volumétricos, es decir, midiendo los
volúmenes. Ésta medición se realiza mediante una titulación, la cual implica siempre tres agentes o
medios: el titilante, el titilado y el colorante.
Cuando un ácido y una base reaccionan, se produce una reacción; reacción que se puede observar con
un colorante. Un ejemplo de colorante, y el más común, es la fenolftaleína (C20 H14 O4), que vira
(cambia) de color a rosa cuando se encuentra presente una reacción ácido-base.
El agente titilante es una base, y el agente titilado es el ácido o la sustancia que contiene el ácido.
El procedimiento se realiza con un equipo de titilación que consiste en una bureta, un vaso de precipitado,
un soporte universal y un anillo con su nuez. Se adicionan tres o cuatro gotas de fenolftaleína (o
colorante) y se comienza a titular (dejar caer gota a gota del agente titilante sobre el titilado) hasta obtener
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
un ligero vire a rosa (en el caso de la fenolftaleína) que dure 15 segundos cuando mínimo. Si es muy
oscuro, la titilación ha fracasado. Se mide la cantidad de agente titilante gastado (o gasto de bureta) y se
utiliza la normalidad de la sustancia.
Se emplea entonces la siguiente fórmula:
Donde
GB = Gasto de bureta [se mide en] mL.
N = Normalidad del agente titilante.
Peq = u.m.a. del ácido de muestra
A = Alicuota en mL de muestra (titulada).
La fórmula determina la cantidad de gramos del ácido determinado por litro de muestra () Si queremos
obtener la acidez en función del porcentaje entonces el Peq lo dividiremos entre 100.
El Peq de un ácido se calcula dividendo el Peso molecular entre el número de iones H+1.
Por ejemplo: el peso equivalente del HCl es 36, ya que su PM peso molecular es de 36 (H = 1 u.m.a + Cl
= 35 u.m.a) y sólo tiene un ión H+1. De esa forma se puede determinar la acidez de cualquier sustancia.
Los agentes titilantes a emplear varían según el ácido a determinar. Por ejemplo, si queremos saber la
acidez de ácido oleico utilizaremos hidróxido de potasio (KOH), o si vamos a determinar ácido láctico
emplearemos hidróxido de sodio (NaOH).
Tipos de acidez: A nivel industrial, se consideran dos tipos de acidez. Se tiene la acidez natural y la
acidez desarrollada. La acidez natural se debe a la composición natural del alimento o sustancia. La
acidez desarrollada se debe a la acidificación de la sustancia ya sea por procesos térmicos, enzimáticos o
microbiológicos.
La que posee importancia en el aspecto tecnológico es la desarrollada. Ésta suele determinar la sanidad
industrial de la sustancia para obtener productos secundarios.
Técnica experimental: Existen varias técnicas para determinar la acidez de una sustancia.
1. Tomar la alícuota de la muestra deseada (procurar que ésta no exceda los 50mL)
2. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína al 1% de etanol.
3. Titilar con una base hasta obtener un vire a rosa durante 15 segundos.
Según el método y la regulación vigente, el alicuota se estandariza siempre.
Si, en cambio, la alicuota es un sólido, se puede diluir ésta en otra sustancia disolvente, por ejemplo,
mantequilla en alcohol etílico. Siempre y cuando consideremos tener nuestra muestra titulada en blanco,
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
esto es, titular el disolvente, para poder restar la acidez del disolvente a la acidez obtenida de la
disolución y obtener la acidez del soluto
ACIDEZ VÓLATIL EN ALIMENTOS
A veces se considera que los alimentos acidificantes no son saludables y esto es un error de concepto.
Acidez y alcalinidad son opuestos, ambos necesarios y requerimos de ambos para lograr equilibrio en el
organismo.
La preferencia actual por las comidas alcalinas se debe a que la dieta americana es extremadamente
acida, lo cual genera problemas de salud.
Acerca de la acidez que generan las comidas altas en grasa y azúcar algunos especialistas de la salud
afirman que la acidez puede destruir los huesos, porque el organismo necesita robar minerales alcalinos
de los huesos (entre ellos calcio) para disminuir el pH acido de la sangre.
Síntomas Identificados con pH Acido
Síntomas iniciales:
Dolor muscular
Manos y pies fríos
Mareo
Baja energía
Alergias alimenticias
Sensibilidad química al mal olor y los gases
Ataques de pánico
Cólicos menstruales y premenstruales
Ansiedad y depresión premenstrual
Acidez
Diarrea
Estreñimiento
El contenido de acidez volátil de productos fermentados de frutas y cereales puede determinarse
separando los ácidos volátiles presentes (principalmente acético con trazas de formica): por evaporación
(después de lo cual se titula la acidez fija); por destilación directa a vaporo extracción con solvente y
titulando bien el destilado o el residuo (según el método) con una solución estándar de álcali usando
fenolftaleína como indicador. Se determina por cálculo, sustrayendo del % de acidez total titulable el % de
acidez no volátil (o fija).
CLASIFICACIÓN DE LOS ALIMENTOS DE
ACUERDO AL pH
El pH y los Alimentos
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Los alimentos se clasifican como ácidos o alcalinos de acuerdo al
efecto que tienen en el organismo humano después de la digestión y no
de acuerdo al pH que tienen en sí mismos. Es por esta razón que el
sabor que tienen no es un indicador del pH que generaran en nuestro
organismo una vez consumidos.
Muchas veces un alimento de sabor acido tienen un efecto alcalino, por
ejemplo las frutas cítricas; el limón es alcalino porque los minerales que
deja en el cuerpo después de la digestión ayudan a eliminar iones de
hidrogeno y disminuir la acidez del cuerpo.
El metabolismo personal también juega un rol determinante en este
sentido.
Por ejemplo, ciertas frutas que contienen ácidos orgánicos, como el tomate y los cítricos a pesar que
normalmente crean un efecto alcalino, en algunas personas pueden dejar residuos ácidos. Esto sucede
sobre todo cuando las personas tienen poca acidez en el estómago o cuando tienen mal funcionamiento
de la tiroides.
Clasificación del pH de Algunos Alimentos de Acuerdo con el Efecto que Tienen en el Organismo
La siguiente lista no es completa, solamente incluye aquellos alimentos sobre los que la mayoría de los
analistas coinciden en calificar como ácidos o alcalinos después de ser digeridos.
Existe desacuerdo con respecto al pH de ciertos alimentos, debido a ello estos últimos no han sido
incluidos.
Frutas Alcalinizantes:
Sandía
Manzanas
Nectarinas
Naranjas
Piña
Pasas
Dátales
Tomate
Coco fresco
Vegetales Alcalinizantes:
Brócoli
Zanahorias
Col
Coliflor
Culantro
Berenjena
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Hongos
Endulzante Alcalinizantes:
Stavia
Proteínas Alcalinizantes:
Huevo (escalfado)
Queso cottage
Pechuga de pollo
Tempe (fermento)
To fu (fermento)
Otros Alimentos Alcalinizantes:
Vinagre de cidra de manzana
Polen de abeja
Jugo fresco de frutas
Jugo de vegetales
Lecitina
Agua mineral
Sazonadores y especies Alcalinizantes:
Ají
Canela
Curry
Jenjibre
Miso
Mostaza
Sal de mar
Tamari
Todas las hierbas
Frutas Acidificantes:
Guindotes (ciruela pasa)
Jugos procesados de frutas
Arándonos
Ciruelos
Vegetales, legumbres y frejoles Acidificantes:
Espinaca cocida
Papas (sin piel)
Fréjoles
Chocolate
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Guisantes verdes
Granos Acidificantes:
Maíz
Avena
Centeno
Arroz blanco
Arroz integral
Lácteos Acidificantes:
La mayoría de los quesos de vaca
Queso de cabra
Quesos procesados
Nueces Acidificantes:
Maní
Mantequilla de maní
Nueces del Brasil
Tahini
Anacardos
Proteína animal Acidificante:
Carne de res
Carne de cerdo
Mariscos
Pavo
Pollo
Carnero
Pescado
Alcoholes Acidificantes:
Cerveza
Bebidas espirituosas
Alcoholes fuertes
Vino
Productos de harina blanca Acidificantes:
Fideos
Macarrones
Spaghetti
Medicinas y químicos Acidificantes:
Aspartamo (edulcorantes)
Drogas sicodélicas
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Medicinas
Drogas químicas
Pesticidas
Herbicidas
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
TIPOS DE DETERMINACIÓN
Volumetría es el proceso de medición de la capacidad de combinación de una sustancia, por medio de la
medición cuantitativa del volumen necesario para reaccionar estequiometricamente con otra sustancia.
En general las valoraciones se realizan agregando cuidadosamente un reactivo de concentración
conocida a una solución de la sustancia cuya concentración se desea determinar, hasta que se juzga que
la reacción entre ambas es completa; luego se mide el volumen del reactivo empleado.
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
DETERMINACIÓN TITULOMÉTRICAS
Curvas de titulación en los métodos título métricos
Un punto final de una titulación es un cambio físico observable que ocurre cerca del punto de
equivalencia. Los dos puntos finales más empleados consisten en 1) un cambio de color debido al
reactivo, al analito o a un indicador, y 2) un cambio en el potencial de un electrodo que responde a la
concentración del reactivo o del analito. Para poder comprender las bases teóricas de los puntos finales
así como el origen de los errores de titulación, se desarrolla una curva de titulación para el sistema.
Esta curva de titulación consiste en una gráfica en la que el volumen de reactivo se indica en el eje
horizontal, y alguna función del analito o concentración de reactivo en el eje vertical. Las curvas de
titulación son gráficas de una variable relacionada con la concentración en función del volumen de
reactivo. Las soluciones patrón de ácidos y bases fuertes se usan ampliamente para determinar analitos
que por sí mismos son ácidos o bases o que se pueden convertir en estas especies por tratamiento
químico.
Los métodos título métricos cuantitativos son de tres tipos: volumétricos, gravimétrico y coulombimétrico.
El método volumétrico es el más utilizado. En el análisis volumétrico se utiliza una solución patrón (o
titulante patrón) de concentración conocida. La titulación se lleva a cabo añadiendo lentamente, de una
bureta, una solución patrón a la solución con el analito hasta que la reacción sea completa. El volumen de
reactivo requerido para completar la titulación se determina por diferencia entre las lecturas inicial y final
en la bureta. En una titulación, el punto de equivalencia se alcanza cuando la cantidad de titulante
agregado es químicamente equivalente a la cantidad de analito presente en la muestra. Algunas veces es
necesario añadir un exceso de solución patrón y después valorar el exceso, por retro titulación, con un
segundo reactivo patrón. En este caso, el punto de equivalencia corresponde al punto en que la cantidad
de titulante inicial es químicamente equivalente a la cantidad de analito más la cantidad de titulante
añadido en la retro titulación
Variables que influyen en el comportamiento de los indicadores
El pH al cual cambia de color un indicador depende de la temperatura y fuerza iónica, así como de la
presencia de disolventes orgánicos y de partículas coloidales. Algunos de estos efectos, pueden
ocasionar que el intervalo de transmisión cambie por una o más unidades de pH.
DETERMINACIÓN POTENCIOMÉTRICA
Se puede describir la potenciometría simplemente como la medición de un potencial en una celda
electroquímica. Es el único método electroquímico en el que se mide directamente un potencial de
equilibrio termodinámico y en el cual esencialmente no fluye corriente neta. El instrumental necesario para
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
las medidas potenciométricas comprende un electrodo de referencia, un electrodo indicador y un
dispositivo de medida de potencial.
Electrodos de Referencia
En muchas aplicaciones es deseable que el potencial de media celda de uno de los electrodos sea
conocido, constante y completamente insensible a la composición de la solución en estudio. Un electrodo
con estas características, se denomina electrodo de referencia. Un electrodo de referencia debe ser fácil
de montar, proporcionar potenciales reproducibles y tener un potencial sin cambios con el paso de
pequeñas corrientes. Dos electrodos comúnmente utilizados que satisfacen estos requisitos son el
Electrodo de Calomel y el
Electrodo de Plata-Cloruro de Plata.
Electrodo de Calomel
Las medias celdas de calomel se representan como sigue:
|| Hg2Cl2 (saturado), KCl (Xm) | Hg
Donde x representa la concentración molar de cloruro de potasio en la solución. La reacción del electrodo
está dada por la ecuación
Hg Cl (s)+ 2e ←→ 2 Hg (l)+ 2 Cl-
El potencial de esta celda varía con la concentración del cloruro x, y esta cantidad debe especificarse al
escribir el electrodo. En la tabla siguiente se pueden ver los diferentes nombres de los electrodos de
calomel según la concentración de cloruro de potasio, y las expresiones que permiten calcular los
potenciales de electrodos para las medias celdas de calomel respecto al electrodo estándar de hidrógeno,
a temperaturas t menores de 25°C.
Nombre Conc. Hg2Cl2 Conc. KCl Potencial del
Electrodo (V)
Saturado Saturado Saturado + 0,241 – 6,6.10-4 (t-25)
Normal Saturado 1,0 M + 0,280 – 2,8.10-4 (t-25)
Decimonormal Saturado 0,1 M + 0,334 – 8,8.10-5 (t-25)
El electrodo saturado de calomel (SCE) es el más utilizado por la facilidad de su preparación.
Sin embargo, comparado con los otros dos, posee un coeficiente de temperatura algo mayor.
Se pueden obtener en el comercio varios tipos de electrodos de calomel que resultan adecuados; en la
Figura 1 se muestra un modelo típico. El cuerpo del electrodo consiste en un tubo de vidrio de 5 a 15 cm
de largo y 0,5 a 1 cm de diámetro. Un tubo interior contiene una pasta de mercurio-cloruro de mercurio (I)
conectado a la solución saturada de cloruro de potasio del tubo externo, a través de un pequeño orificio.
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Electrodo de Plata-Cloruro de Plata
Un sistema de electrodos análogo al electrodo de calomel consta de un electrodo de plata sumergido en
una solución de cloruro de potasio saturada también de cloruro de plata:
|| AgCl (saturado), KCl (Xm) | Ag
La media reacción es:
AgCl (s)+ e ←→ Ag (s)+ Cl−
Normalmente, este electrodo se prepara con una solución saturada de cloruro de potasio, siendo su
potencial a 25°C de +0,197 V respecto al electrodo estándar de hidrógeno.
Electrodos Indicadores
Junto con el electrodo de referencia se utiliza un electrodo indicador cuya respuesta depende de la
concentración del analito. Los electrodos indicadores para las medidas potenciométricas son de dos tipos
fundamentales, denominados metálicos y de membrana. Estos últimos se denominan también electrodos específicos o selectivos para iones.
Electrodos Indicadores Metálicos
Electrodos de primera especie para cationes
Se utilizan para la cuantificación del catión proveniente del metal con que está construido el electrodo.
Varios metales por ejemplo plata, cobre, mercurio, plomo y cadmio presentan medias reacciones
reversibles con sus iones y son adecuados para la construcción de electrodos de primera especie.
Por el contrario, otros metales no son muy satisfactorios como electrodos indicadores porque tienden a
desarrollar potenciales no reproducibles influidos por tensiones o deformaciones en su estructura
cristalina o bien por el recubrimiento de óxido sobre su superficie. Los metales de esta categoría
comprenden hierro, níquel, cobalto, tungsteno y cromo.
La aplicación de la ecuación de Nernst proporciona la relación entre el potencial del electrodo y la
concentración del catión. Por ejemplo, el potencial del electrodo de primera especie de cobre será:
32
FIGURA Nº 1: Electrodo de
referencia de calomel típico
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Electrodo de segunda especie para aniones
Un electrodo metálico responde también en forma indirecta a los aniones que forman precipitados
escasamente solubles o complejos con su catión. En el primer caso, basta sólo con saturar la solución en
estudio con la sal muy poco soluble. Por ejemplo, el potencial de un electrodo de plata reflejará
exactamente la concentración de ion yoduro en una solución que está saturada con yoduro de plata. En
estas condiciones, el funcionamiento del electrodo puede describirse por:
La aplicación de la ecuación de Nernst a esta media reacción proporciona la relación entre el potencial del
electrodo y la concentración del anión. En consecuencia:
Electrodo de tercera especie
Si se introduce una cantidad pequeña y constante de mercurio (II) en una solución que contiene ion calcio
e ion EDTA, además del equilibrio mostrado anteriormente, tenemos:
Ca2+¿+Y 4−¿⇆ CaY2−¿¿¿¿
Para el cual:
Despejando [Y4-] y reemplazando en la ecuación de Nernst para HgY2-, se obtiene:
Debido a que el ion calcio está en exceso en la solución y que la constante de formación del complejo
metal-EDTA es razonablemente grande, [CaY2-] al igual que [HgY2-] permanecerán aproximadamente
constantes, y la ecuación anterior se reduce a:
33
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Con estas limitaciones, el electrodo de mercurio funciona como electrodo de tercera especie para el ion
calcio. Este electrodo es importante en las titulaciones potenciométricas que involucran el uso de EDTA.
Indicadores para sistemas Redox
Los electrodos construidos de platino u oro, sirven como electrodos indicadores para sistemas de óxido
reducción. Este tipo de electrodo es por sí mismo inerte; el potencial que desarrolla depende únicamente
del potencial del sistema de óxido reducción de la solución en la que está sumergido. Por ejemplo, el
potencial en un electrodo de platino en una solución que contiene iones Ce (III) y Ce (IV) está dado por:
En consecuencia, un electrodo de platino puede servir como electrodo indicador en una titulación en la
cual el reactivo patrón es una sal de Ce (IV).
Electrodos Indicadores de Membrana
Desde hace muchos años, el método más adecuado para la medida del Ph consiste en medir el potencial
que se desarrolla a través de una membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferente
concentración de ion hidrógeno. Además, actualmente se han desarrollado electrodos de membrana
selectivos de iones (ISE) que permiten la cuantificación potenciométrica directa de varios iones, como por
ejemplo, K+, Na+, Li+, F-, y Ca2+.
Es conveniente clasificar los electrodos de membrana en base a la composición de dicha membrana.
A. Electrodos de membrana cristalina
1. Cristal simple (Ejemplo: LaF3 para determinar de F-)
2. Cristal policristalino o mezcla (Ejemplo: Ag2S para determinar S2- o Ag+)
B. Electrodos de membrana no cristalina
1. Vidrio (Ejemplo: vidrios al silicato para determinar H+ y cationes monovalentes como Na+)
2. Líquida (Ejemplo: intercambiadores de iones líquidos para determinar Ca2+ y transportadores neutros
para K+)
3. Líquido inmovilizado en polímero rígido (Ejemplo: matriz de PVC para determinar Ca2+, NO3-)
Estos electrodos difieren en la composición física o química de la membrana. El mecanismo general por
el cual se desarrolla un potencial selectivo al ion en estos elementos es independiente de la naturaleza de
la membrana y es enteramente diferente de la fuente de potencial en electrodos de indicadores metálicos.
Hemos visto que el potencial de un electrodo metálico surge de la tendencia de una reacción química de
oxidación/reducción a ocurrir en la superficie de un electrodo. En electrodos de membrana, en cambio, el
potencial observado es una clase de potencial de unión que se desarrolla a través de la membrana que
separa a la solución del analito de una solución de referencia.
Propiedades de las Membranas de Ion Selectivo
Todos los electrodos de membrana selectivos de iones mencionados anteriormente comparten
propiedades comunes, que incluyen
34
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
1. Solubilidad mínima. Una propiedad necesaria de un medio selectivo de iones es que su solubilidad en
soluciones del analito (generalmente acuosa) se aproxime a cero. Por lo tanto, se construyen muchas
membranas de moléculas largas o agregados moleculares tales como vidrios de sílice o resinas
poliméricas. Se pueden convertir en membranas compuestos inorgánicos iónicos de baja solubilidad,
tales como los haluros de plata.
2. Conductividad eléctrica. Una membrana debe exhibir alguna conductividad eléctrica aunque sea
pequeña. Generalmente, esta conducción toma la forma de migración de iones de una sola carga dentro
de la membrana.
3. Reactividad selectiva con el analito. Una membrana o alguna especie contenida dentro de la matriz de
la membrana deben ser capaces de la unión selectiva al ion analito. Se encuentran tres tipos de unión:
intercambio de iones, cristalización y acomplejamiento.
El Electrodo de Vidrio Para la Medida del pH
La FIGura 2 muestra una celda para la medida del pH. Consiste en un par de electrodos, uno de calomel
y otro de vidrio sumergidos en la solución cuyo pH se desea medir. Se fabrica el electrodo de vidrio
sellando un bulbo de vidrio delgado y sensible al pH, al Extremo de un tubo de vidrio de paredes gruesas.
Se llena el bulbo resultante con una solución de ácido clorhídrico (por lo general 0,1 M) saturada con
cloruro de plata. Se sumerge un alambre de plata en la solución, que se conecta a través de un cable
externo a una terminal de un dispositivo para la medida del potencial. Se conecta entonces el electrodo
de calomel a la otra terminal.
Resistencia Eléctrica de las Membranas de Vidrio
La membrana de un electrodo de vidrio comercial típico, tiene un espesor entre 0,03 y 0,1 mm y presenta
una resistencia a la corriente eléctrica de 50 a 500 MΩ. La conducción de corriente a través de la
membrana comprende la migración de cationes con una sola carga. A través de cada interfase con la
solución, el pasaje de cargas comprende una transferencia de protones; la dirección de la migración es
del vidrio a la solución en una interfase, y de la solución al vidrio en la otra. Esto es,
HGl−¿⇆Gl−¿+H +¿¿¿¿
H+¿+Gl⇆HGl¿
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Figura 2 - Siste–a típico de
electrodos para la medición
potenciométrica del pH
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
La posición de estos dos equilibrios está determinada está determinada por la concentración de ion
hidrógeno en ambas soluciones. Cuando estas posiciones difieren, la superficie en la cual ha ocurrido
mayor disociación será negativa con respecto a la otra superficie.
En consecuencia, se desarrolla un potencial cuya magnitud depende de la diferencia en la concentración
de ion hidrógeno a ambos lados de la membrana. Este potencial es el que sirve como parámetro analítico
para la medida potenciométrica del Ph.
La conducción dentro de las dos capas de gel de sílice se debe a la migración de los iones hidrógeno y
sodio. En la porción central seca de la membrana los iones sodio cumplen esta función.
Potencial de Asimetría
Si se colocan soluciones idénticas y electrodos de referencia idénticos a uno y otro lado de la membrana,
V1 – V2 debe ser cero. Sin embargo, se halla que un pequeño potencial, llamado potencial de asimetría,
se forma generalmente cuando se realiza este experimento. Además, el potencial de asimetría asociado
con un electrodo de vidrio dado, cambia lentamente con el tiempo.
Las causas del potencial de asimetría no son claras, incluyen sin duda, factores como las diferencias de
tensión producidas dentro de las dos superficies del vidrio durante la fabricación de la membrana, el
ataque mecánico o químico de la superficie y la contaminación de la superficie externa durante el uso. El
efecto del potencial de asimetría sobre una medición del Ph se elimina con la calibración frecuente del
electrodo con un amortiguador patrón de Ph conocido.
Error Alcalino
En soluciones que contienen concentraciones de hidrógeno muy bajas (Ph ≥ 9), algunas membranas de
vidrio responden no sólo a cambios en la concentración de hidrógeno, sino también a la concentración de
iones de metales alcalinos.
Todos los cationes alcalinos de una sola carga causan errores alcalinos; sus magnitudes varían de
conformidad con la clase de ion metálico y la composición del vidrio.
El error alcalino puede explicarse satisfactoriamente suponiendo un equilibrio de intercambio entre los
iones de hidrógeno de la superficie del vidrio y los cationes de la solución. Este proceso puede
expresarse como:
Donde B+ representa un catión de una sola carga, como el ion sodio.
Error Ácido
El electrodo de vidrio típico exhibe un error, de signo opuesto al error alcalino, en soluciones de Ph menor
de aproximadamente 0,5. Como consecuencia, las lecturas del Ph tienden a ser demasiado elevadas en
esta región. La magnitud del error depende de una variedad de factores y generalmente no es muy
reproducible. Las causas del error ácido no se comprenden bien.
Técnicas Potenciométricas
Usos Generales
• Determinación cuantitativa selectiva de muchos iones inorgánicos y orgánicos en solución
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
• Determinación de iones en un estado de oxidación específico dentro de una muestra
• Determinación de constantes de estabilidad de complejos
• Determinación de velocidades y mecanismos de reacción
• Determinación cuantitativa de gases ácidos y básicos
• Determinación cuantitativa de productos de reacción enzimáticos
Aplicaciones Comunes
• Análisis de iones de procesos industriales batch o continuos
• Determinación de monitoreo continuo de la calidad de aire y gases contaminantes
• Determinación de electrolitos en fluidos fisiológicos para análisis clínicos
• Desarrollo de biosensores basados en enzimas inmovilizadas y electrodos
• Determinación de iones constituyentes en muestras de agricultura, medio ambiente y farmacia
• Determinación de Ph
• Determinación del punto final en titulaciones de ácidos, bases y redox
Muestras
Estado
Se pueden analizar fácilmente la mayoría de las muestras líquidas y gaseosas. Las muestras sólidas se
pueden analizar si es posible prepararlas en forma de solución.
Cantidad
Los límites de detección son de aproximadamente 10-5 a 10-6 M para electrodos convencionales. Para
sensores de gas, los límites de detección varían entre 0,01 y 5 ppm.
Preparación
Se requiere poca preparación para muestras líquidas y gaseosas. Las muestras sólidas se deben
preparar en solución. Los sólidos orgánicos que no se disuelven fácilmente (tales como alimentos,
vegetales y productos farmacéuticos) se deben calcinar primero, y luego extraer los iones empleando un
solvente adecuado.
Tiempo del Análisis
El tiempo requerido para el análisis varía según el electrodo usado, el analito determinado y la
concentración del mismo. Un electrodo de respuesta rápida, tal como el electrodo de Ph, se puede
calibrar y usar para determinar el Ph de una muestra en 1 minuto o menos.
Para electrodos de ion selectivos convencionales, los tiempos típicos de análisis de muestras sin incluir el
tiempo de calibración, varían de 5 a 60 segundos, mientras que los sensores de gas y enzimáticos
requieren de 1 a 5 minutos o más para la determinación de una muestra simple.
Limitaciones Generales
• Hay muchos iones para los cuales no existe un electrodo selectivo
• La mayoría de los electrodos requiere calibración frecuente para usar en análisis cuantitativo preciso
• Se requiere a menudo una muestra regulada para evitar la interferencia OH- / H+
• Se deben tener en cuenta los efectos de la matriz (esto es, diferencias en fuerzas iónicas, electrolitos
presentes en la muestra y su influencia sobre el potencial de unión y la presencia de especies que
pueden arruinar la superficie activa del electrodo)
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Sensibilidad
Generalmente se requiere una concentración de analito mayor que 10-6 M para la mayoría de las
determinaciones potenciométricas.
Medidas Potenciométricas Directas
Se pueden utilizar las medidas potenciométricas directas para completar los análisis químicos de aquellas
especies para las cuales existe un electrodo indicador.
La técnica es simple, y requiere sólo la comparación del potencial producido por el electrodo indicador en
una solución problema con el potencial que se obtiene cuando se sumerge el mismo electrodo en una
solución patrón.
Titulaciones Potenciométricas
El potencial de un electrodo indicador adecuado puede utilizarse en forma muy conveniente para
establecer el punto de equivalencia en una titulación, lo que se denomina una titulación potenciométrica y
que aporta una información diferente a la de una medida potenciométrica directa.
El punto final potenciométrico puede utilizarse en muchas circunstancias y proporciona datos
intrínsecamente más precisos que los que se obtendrían con la misma técnica empleando indicadores.
Lamentablemente, este procedimiento toma más tiempo que una titulación con indicador.
Al comienzo, se agregan porciones grandes del reactivo con el que se titula; a medida que se aproxima el
punto final, anunciado por mayores cambios de potencial en cada agregado, los incrementos se hacen
más pequeños.
Expresión de resultados y factores de variación
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
CONCLUSIONES:
La acidimetría, es el método que se encarga de determinar la cantidad de ácido que se
encuentra de manera libre en una disolución
Existen diversas medicaciones que pueden afectar los resultados de una pHmetría como los
inhibidores de la bomba de protones, los anti H2, antiácidos y algunos fármacos para el corazón
(antagonistas del calcio, nitritos) por tanto, debe comentarlo con su médico para valorar la
suspensión del fármaco (nunca debe hacerlo por cuenta propia).
Ácidos y bases son peligrosos y pueden quemar nuestra piel potentemente.
Al interior del cuerpo humano el equilibrio entre lo ácido y lo alcalino es muy importante, ya que
muchas funciones del cuerpo solamente ocurren en ciertos niveles de acidez o de alcalinidad.
Muchas encimas y reacciones químicas del cuerpo funcionan mejor en un pH determinado.
Es por eso que Muchas veces un alimento de sabor acido tienen un efecto alcalino, por ejemplo
las frutas cítricas; el limón es alcalino porque los minerales que deja en el cuerpo después de la
digestión ayudan a eliminar iones de hidrogeno y disminuir la acidez del cuerpo. El metabolismo
personal también juega un rol determinante en este sentido.
A su vez las determinaciones titulométricas como las potenciométricas nos ayudan a determinar
las diferentes valoraciones que se realizan agregando cuidadosamente un reactivo de
concentración conocida a una solución de la sustancia cuya concentración se desea determinar,
hasta que se juzga que la reacción entre ambas es completa; luego se mide el volumen del
reactivo empleado.
BIBLIOGRAFÍA:
Páginas webs:
39
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
https://sites.google.com/site/losacidosenlocotidiano/acidos-organicos
http://www.insht.es/InshtWeb/Contenidos/Documentacion/TextosOnline/EnciclopediaOIT/
tomo4/104_g02.pdf
http://www.cuidatusalud.com/patologias/acidez-y-reflujo-7/consejos/que-es-la-phmetria-54.html
http://gastrocelaya.com.mx/servicios/ph-metria/
http://www.reocities.com/ResearchTriangle/System/8440/cuantitativo/volumetria.html
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/alcalimetria-y-acidimetria
http://www.ehowenespanol.com/calcular-titulacion-ph-como_106552/
http://www.elprisma.com/apuntes/química/…
ANEXOS:
TABLA Nº1: Ejemplos de ácidos orgánicos
TABLA Nº 2: Identificación Química de los Ácidos inorgánicos
Producto químico Sinónimos /código UN
Numero CAS Formula química
Ácido bórico Ácido boraico; ácido orto bórico 1004-35-3 B(OH)3
Ácido clorhídrico Ácido clorhídrico anhidro; acido hidroclórico;
hidrocloruro; cloruro de hidrogenoUN1050UN1789UN2186
7647-01-0 HCl
Acido cloro sulfúrico Ácido clorosulfonico; ácido
monoclorosulfurico; ácido sulfonico monocloruro;
clorohidrina sulfúricaUN1754UN2240
7790-94-5 HclSO3
Ácido fluorosulfurico Ácido fluorosulfonico;
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
ácido fluosulfonicoUN1777
7789-21-1 HFSO3
Ácido fosfórico Ácido orto fosfóricoUN1805
7664-38-2 H3PO4
Ácido hidrofluoborico Ácido borofluorico; ácido fluoborico; tetrafluoborato de hidrogeno; ácido tetrafluoroborico
UN1775
16872-11-0 HBF4
Ácido nítrico Agua fortis; acido azoticoUN2032
7697-37-2 HNO3
Acido perclórico Acido perclóricoUN1802UN1873
7601-90-3 HclO4
Acido silícico Ácido meta silícico; sílice precipitado; gel
de sílice7699-41-4 SiH2O3
Ácido sulfamico Ácido amidosulfonico; ácido amidosulfurico
UN2967
5329-14-6 NH2SO3H
Ácido sulfúrico Di hidrógeno sulfatoUN1830UN1832
7664-93-9 H2SO4
TABLA Nº3: Riesgos para la salud
Tarjetas Internacionales sobre la Seguridad de los Productos Químicos
NIOSH (EE.UU.)
Denominación
químicaNúmero CAS
Períodocorto de
exposición
Períodolargo de
exposición
Vías deexposición
Síntomas ÓrganosafectadosVías deentrada
Síntomas
ACIDO FOSFORICO
7664-38-2
ojos; piel; tract resp;pulmones
Inhalación
Piel
Ojos
Ingestión
Sensación de quemazón,
tos, dificultadrespiratoria y disnea, dolor de garganta,inconsciencia
Enrojecimiento, dolor, úlcerasEnrojecimiento, dolor, visión
borrosa,quemaduras
profundas graves
Espasmos abdominales, sensación dequemazón, confusión, dificultad
respiratoria,
sis resp; ojos; pielinh, ing,
con
Irrit ojos, piel, sis resp
superior;quemaduras
en ojos y piel;derm
41
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
dolor de garganta,
inconsciencia, debilidad
ACIDO NITRICO7697-37-2
Inhalación
Piel
Ojos
Ingestión
Corrosivo, sensación de quemazón,
tos,dificultad
respiratoria, inconsciencia,
lossíntomas
pueden tardar en aparecer
Corrosivo, quemaduras graves en la piel, dolor,
decoloración amarilla
Corrosivo, enrojecimiento, dolor, visión
borrosa,quemaduras
profundas graves
Corrosivo, dolor
abdominal, sensación dequemazón,
shock
ojos; sis resp; piel;dientesinh, ing,
con
Irrit ojos, piel,
mucosas; edema
pulm tardío, pneuitis,
bron;erosión dental
ACIDO SULFAMICO
ojos; piel; tract resp;pulmones
ACIDO SULFURICO
7664-93-9
ojos; piel; tract resp;pulmones
Inhalación
Piel
Corrosivo, sensación de quemazón,
tos,dificultad
respiratoria, dolor de garganta
Corrosivo, enrojecimiento, quemaduras
gravesen la piel,
dolor, quemaduras
profundas
sis resp; ojos; piel;dientesinh, ing,
con
Irrit ojos, piel, nariz, garganta;
edema pulm, bron; enfi; conj;
estomatitis; erosión dental;
traqbronc; quemaduras
en ojosy piel; derm
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ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
Ingestióngraves
Corrosivo, dolor
abdominal, sensación dequemazón,
vómitos, colapso
TABLA Nº4: Identificación química de los ácidos orgánicos
Producto químico Sinónimos/Código UN Número CAS Fórmula estructural
ACIDO ACRILICOÁcido etilencarboxílico; ácido propenoicoUN2218
79-10-7
ACIDO ADIPICOÁcido adipínico; ácido 1,4-butanodicarboxílico; ácido hexanodioico;ácido 1,6-hexanodioico
124-04-9
ACIDO L-ASCORBICO
3-Ceto-l-gulofuranolactona; lactona del ácido L-3-cetotreohexurónico;vitamina C
50-81-7
ACIDO BENZOICO
Ácido bencenocarboxílico; ácido bencenofórmico; ácido bencenometanoico;ácido fenil carboxílico; ácido fenilfórmico
65-85-0
ACIDO p-terc-BUTILBENZOICO
p-TBBA 98-73-7
ACIDO BUTIRICO
Ácido butánico; ácido butanoico; ácido n-butírico; ácido butírico; ácidoetilacético; ácido 1-propancarboxílico; ácido propilfórmicoUN2820
107-92-6
ACIDO n-CAPROICO
Ácido butilacético; ácido caprónico; ácido n-hexanoico; ácido n-hexoico;ácido pentanocarboxílico; ácido pentifórmico; ácido pentilfórmicoUN2829
142-62-1
ACIDO CITRICO Citro; ácido 2-hidroxi-1,2,3-propantricarboxílico; ácidob-hidroxitricarbalílico
77-92-9
ACIDO CLORENDICO Acido 1,4,5,6,7,7-
43
ANÁLISIS DE LOS ALIMENTOS UNJBG – FCAG – ESIA
hexacloro-5-norbornen-2,3-dicarboxílico; ácidohexacloroo-endo-metilentetrahidroftálico
115-28-6
ACIDO CLOROACETICO
Ácido monocloroacético; ácido monocloroetanoicoUN1750UN1751
79-11-8
ACIDO m-CLOROBENZOICO
Acido 3-clorobenzoico 535-80-8
ACIDO o-CLOROBENZOICO
2-CBA; ácido 2-clorobenzoico
118-91-2
ACIDO p-CLOROBENZOICO
p-Carboxiclorobenzeno; ácido 4-clorobenzoico; ácido clorodracílico
74-11-3
ACIDO 2-CLOROPROPIONICO
Acido a-cloropropiónicoUN2511 598-78-7
44