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DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ASCÓRBICO EM PRODUTO ALIMENTÍCIO

Discentes:

Barbara Brenda Coelho

Cristina de Jesus Santos

Marcela Silva Brandão e

Tainã Souza do Lago

Jequié – BA

Março, 2011

UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIADEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAMatéria: Bases Químicas da Biologia –Docente Gisele Lemos

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SUMÁRIO

2.Introdução................................................................................................................................3

3. OBJETIVOS:..............................................................................................................................7

4. EXPERIMENTAL:.......................................................................................................................8

4.1. MATERIAL ULTILIZADO.....................................................................................................8

5 - RESULTADOS E DISCUSSÃO:..................................................................................................10

6 - CONCLUSÃO:.........................................................................................................................13

7- ANEXOS..................................................................................................................................14

8. Referências Bibliográficas.......................................................................................................17

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2 - Introdução

As vitaminas são elementos indispensáveis para a vida, necessários em doses muito baixas, algumas delas, medidas em microgramas. As vitaminas ativam a oxidação dos alimentos, as reações metabólicas e facilitam a libertação e a utilização de energia. Desta forma, permitem que o organismo possa aproveitar as substâncias plásticas e energéticas proporcionadas pela ingestão de alimentos: as proteínas, os açúcares, as féculas e as gorduras.

Principais funções vitamínicas: (vide figura 1 nos anexos)

VITAMINAS HIDROSSOLÚVEIS

             A maioria das vitaminas hidrossolúveis são componentes de sistemas de enzima essenciais. Várias estão envolvidas em reações de manutenção do metabolismo energético. Estas vitaminas não são normalmente armazenadas no organismo em quantidades apreciáveis e são normalmente excretadas em pequenas quantidades na urina; sendo assim, um suprimento diário é desejável com o intuito de se evitar a interrupção das funções biológicas normais.

VITAMINAS LIPOSSOLÚVEIS

           Cada uma das vitaminas lipossolúveis, A, D, E e K, tem um papel fisiológico separado e distinto.  Na maior parte, são absorvidos com outros lipídios, e uma absorção eficiente requer a presença de bile e suco pancreático. São transportadas para o fígado através da ninfa como uma parte de lipoproteína e são estocadas em vários tecidos corpóreos, embora não todas nos mesmos tecidos, nem na mesma extensão. Normalmente são excretadas na urina.

VITAMINA C - (Hidrossolúvel)

Os mamíferos necessitam de vitamina C para a formação adequada do tecido conjuntivo, como o colágeno. As fibras resistentes dessa proteína mantêm juntos os tecidos da pele, músculos, vasos sangüíneos, tecidos em cicatrização e outras estruturas corpóreas. O homem, o macaco, cobaia, alguns pássaros e alguns peixes, diferentemente da maioria dos animais, não intetizam a vitamina C, por não possuírem a enzima gulonolactona oxidase, envolvida na biossíntese do ácido L-ascórbico a partir de D-glicose, sendo a mesma obtida através da ingestão dos alimentos

A história do isolamento e identificação da vitamina C

O isolamento e a identificação química do “fator antiescorbuto” denominado vitamina C constituiria um dos grandes desafios da Química moderna (Butler e Gash, 1993). Em 1928, o bioquímico húngaro Albert Szent-Györgyi, estudioso de reações de oxidação de nutrientes e da produção de energia, trabalhando em Cambridge, isolou uma pequena quantidade de um gente redutor da glândula adrenal com fórmula C6H8O6. Ele obteve o mesmo

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composto do repolho e pensou que poderia ser a vitamina C, mas um teste biológico em um animal não apresentou qualquer evidência de que este prevenia o escorbuto.

Tal descoberta foi publicada na revista Biochemical Journal com o nome de ácido hexurônico.

Uma dúvida permanecia: seria este composto a vitamina C, o fator antiescorbuto? Na mesma época, em Pittsburg, um químico americano, Glen King, também estava trabalhando no isolamento da vitamina C com algum grau de sucesso. Ele criou um teste simples, usando porquinhos-da-índia, para mostrar a presença dessa vitamina. Um de seus estudantes, Joseph Svirbely, filho de húngaros, retornou à terra natal e apareceu, inesperadamente, no laboratório de Szent-Györgyi, com conhecimento do procedimento experimental necessário para mostrar que o ácido hexurônico era idêntico à vitamina C. Szent-Györgyi realizou o teste simples, confirmando que o ácido era a vitamina C, e pensou ter sido o primeiro a isolá-la. Então, Svirbely escreveu ao seu mentor em Pittsburg e descreveu seus resultados. Pouco tempo depois, Glen King publicou um artigo na revista Science, descrevendo o primeiro isolamento da vitamina C. Se o mérito da descoberta deveria ter sido dado a King ou a Szent- Giörgyi é algo ainda discutido no meio científico. Szent-Györgyi enviou uma amostra do ácido hexurônico a Norman Haworth, professor de Química Orgânica da Universidade de Birmingham, para elucidação de sua estrutura. Haworth concluiu que a estrutura continha dois grupos hidroxila (OH) ligados a dois átomos de carbono, os quais estavam ligados por uma dupla ligação.Com o propósito de confirmar a estrutura, Haworth decidiu sintetizar a vitamina em laboratório. Tal síntese foi feita por Edmund Hirst, um pesquisador do grupo de Haworth, em 1933, o que confirmou a estrutura da vitamina C. Em 1935, Haworth, Hirst e Szent-Györgyi publicaram a síntese total da vitamina C (apresentada na figura 2 vide anexos). Em 1937, Haworth e Szent-Györgyi receberam o Prêmio Nobel de Química e o de Medicina, respectivamente.

A síntese inicial de 1933 foi seguida pelo desenvolvimento de métodos mais simples e efetivos de preparação da vitamina C; porém, sua importância é indiscutível. Pela primeira vez, uma vitamina foi preparada artificialmente por manipulação química, uma possibilidade não confirmada, até então, pelos cientistas. Do ponto de vista prático, a vitamina C poderia ser preparada industrialmente e se tornaria disponível ao público em grandes quantidades a um custo acessível.

Propriedades químicas mais relevantes da vitamina C

O nome químico da vitamina C, ácido ascórbico, representa duas de suas propriedades: uma química e outra biológica. Em relação à primeira propriedade, a vitamina é um ácido, embora não pertença à classe dos ácidos carboxílicos. Sua estrutura contém um grupo hidróxi-enólico, tautômero da α-hidroxicetona, o que lhe fornece não somente capacidade redutora, mas também um comportamento ácido (Davies et al., 1991). A natureza ácida em solução aquosa deriva da ionização do grupo enólico ligado ao C-3 (pKa = 4,25), em relação ao carbono da lactona (monoéster cíclico), como mostrado na figura 3 nos anexos . Adicionalmente, a palavra ascórbico representa seu valor biológico na proteção contra a doença escorbuto (do latim scorbutus). O ácido ascórbico possui um centro assimétrico (C-5) e a sua atividade

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antiescorbútica deriva quase que totalmente do isômero L (levógiro), que tem uma rotação específica em água de 24° (Schanderl, 1970). O ácido L-ascórbico é um agente redutor poderoso, em solução aquosa. A excepcional facilidade com que essa vitamina é oxidada faz com que ela funcione como um bom antioxidante: um composto que pode proteger outras espécies químicas de possíveis oxidações, devido a seu próprio sacrifício.

A primeira etapa de sua oxidação é facilmente reversível e produz ácido dehidroascórbico, como representada pela figura 4 vide anexos. Na presença de oxigênio e um catalisador, o ácido ascórbico é oxidado ao ácido dehidroascórbico, que é bastante estável em pH menor que 4. O ácido dehidroascórbico (forma oxidada da vitamina C) apresenta 75-80% da atividade itamínica do ácido ascórbico, embora a atividade exata não esteja satisfatoriamente elucidada.

A pH maior que 4, o ácido dehidroascórbico sofre rearranjo irreversível a material biológico inativo. O ácido dehidroascóbico também é rapidamente convertido a ácido 2,3-dicetogulônico por um processo catalisado por Cu(II) e outros íons metálicos de transição. Portanto, a perda de ácido ascórbico presente em vegetais e frutas é acelerada quando esses alimentos são cozidos em recipientes de cobre ou de ferro. A vitamina C é rapidamente e composta pelo calor. Em consequência dessa característica, o seu isolamento é um tanto difícil, e vegetais cozidos por tempo elevado e alimentos obtidos por processamento industrial intenso contêm vitamina C em pequena quantidade. Em consequência, hoje, o escorbuto pode ocorrer em pessoas idosas que se alimentam basicamente de alimentos enlatados e entre os mais jovens, que preferem alimentos industrializados de baixo valor nutritivo.

Fontes alimentares e dieta adequada de vitamina C

Apesar de presente no leite e no fígado, as melhores fontes de vitamina C são frutas frescas (particularmente frutas cítricas, tomates e pimentão verde),Batata assada (17 mg/100 g) e verduras. Algumas frutas, como goiaba (300 mg por 100 g) e groselha negra (200 mg por 100 g), também são ricas em vitamina C, mas contribuem pouco na dieta alimentar comum no Ocidente. A ingestão diária de ácido ascórbico deve ser igual à quantidade excretada ou destruída por oxidação. Um adulto sadio perde de 3% a 4% de sua reserva corporal diariamente. Para manter uma reserva de 1500 mg ou mais no adulto, é necessária a absorção de cerca de 60 mg ao dia. Em média, um copo de suco de laranja contém mais do que a quantidade diária requerida por um adulto.

O ácido ascórbico é solúvel em água e quantidades ingeridas além das necessidades corporais são excretadas. Em circunstâncias especiais, parece haver necessidade de maiores quantidades de ácido ascórbico para a manutenção de concentrações plasmáticas normais. Mulheres grávidas e em amamentação (primeiros seis meses) requerem quantidades de 70 mg e 95 mg, respectivamente. As quantidades diárias recomendadas publicadas pela Academia Nacional de Ciências dos EUA para fumantes são 67% maiores do que para não-fumantes. As pessoas que fumam necessitam de vitamina C extra para auxiliar o metabolismo do ferro, mas fumar é tão danoso que a vitamina C extra não será suficiente para compensar o seu efeito deletério.

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A importância da vitamina C na sociedade atual

Além do seu papel nutricional, o ácido ascórbico é comumente utilizado como antioxidante para preservar o sabor e a cor natural de muitos alimentos, como frutas e legumes processados e laticínios. O ácido ascórbico ajuda a manter a cor vermelha da carne defumada, como o toucinho (Marcus e Coulston, 1991), e previne a formação de nitrosaminas a partir do nitrito de sódio usado como inibidor do crescimento de microrganismos em carnes (Snyder, 1995). “Essa prevenção da perda de cor e sabor ocorre porque o ácido ascórbico reage com o indesejável” oxigênio em alimentos. A vitamina C também é usada como aditivo nutricional em bebidas, cereais matinais, conservas e refrigerantes enlatados e, por essa razão, o ácido ascórbico é manufaturado em larga escala.

Outra importância do ácido ascórbico é a de “capturar” radicais livres. O radical hidroxila (•HO) é particularmente agressiva e, em partes aquosas das células, o ácido ascórbico desempenha importante papel em sua remoção, assim como no transporte de elétrons nas células. Também facilita a absorção de ferro pelo intestino, provavelmente por ser redutor e mantê-lo na forma reduzida, ferro(II).

Determinação do Teor de Vitamina C – Titulação por oxi-redução utilizando iodo (iodimetria).

Nesse experimento será utilizada uma titulação de oxi-redução para se determinar a quantidade de vitamina C (ácido ascórbico) em alguns produtos alimentícios, para isso uma alíquota de cada produto.O método que será usado nesse experimento é chamado de iodimétrico e baseia-se na conversão de iodo molecular em íon iodeto, de acordo com a semi-reação:

I2(aq) + 2 e- → 2 I-(aq)

O iodo molecular é um agente oxidante de poder moderado, de tal modo que oxida o ácido ascórbico somente até ácido de hidroascórbico.

Será preparada uma solução de vitamina C pura, ou seja, uma solução onde será dissolvido um comprimido que contém uma quantidade de ácido ascórbico conhecida, a qual vai ser utilizada como solução-padrão e que servirá como base para verificar o quanto a concentração da solução preparada aproxima-se da concentração da solução desejada.

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3. OBJETIVOS:

Determinar o teor de vitamina C em alguns produtos alimentícios utilizando atécnica de titulação.

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4. EXPERIMENTAL:

4.1. MATERIAL ULTILIZADO

Solução comercial de iodo 2% m/v Suco de Laranja , acerola e goiabaComprimido de vitamina C Solução de amido 1% m/v Balão volumétrico 500 mL Balão volumétrico 250 mL Proveta de 50mL Bureta de 50 mLPipeta graduada de 10 Pipeta 1 mLBéquer de 50mL e 100mL4 Erlenmeyer de 125mL

4.1.2SOLUÇÕES E REAGENTES.• Solução padrão de Vitamina C• Solução de amido 1% m/v• Solução de iodo 2% m/v

4.2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

Parte 1 – Solução de Vitamina C Em um Becker de 500 mL foi dissolvido um comprimido de vitamina C em 250 mL de água destilada.Em seguida, transferiu essa mistura para o balão volumétrico de 500 ml e completou com agua destilada ate o menisco. Tampou-se o balão volumétrico e o reservou na bancada.

Parte 2 –Preparação dos sucos Preparou-se os sucos de acerola (100 ml de água e uma polpa da fruta )Dando seguimento foi preparado suco de goiaba, (100 ml de água e uma polpa da fruta).O suco de laranja foi comprado na lanchonete da faculdade em medida de 200 mL.

Parte 3 – Solução de Iodo 2% m/vFez o ambiente da bureta de 50 mL, e prendeu a bureta com a torneira fechada no suporte universal, em seguida foi enchida a bureta com a solução de iodo .Abriu-se a torneira da bureta para preencher a parte abaixo da torneira colocou-se um Becker para que a solução não caísse na bancada. Atentou-se

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para que não houvesse bolhas na bureta, e preencheu-se ate que foi completado a medida de 35 mL da solução de iodo 2%m/v.

Parte 4 – Titulação da solução padrão de Vitamina C e dos outros alimentos (suco de laranja, goiaba e acerola). Pegou-se quatro erlenmeyers e foi colocado na bancada.Em seguida marcou cada erlenmeyer com um numero que o identificassem. No primeiro, foi colocado 10 mL de suco de goiaba, 30 mL de água destilada e pipetou-se 1 mL de amido. No segundo, foi colocado 10 mL de suco de laranja, 30 mL de água destilada e pipetou-se 1 mL de amido.No terceiro, foi colocado 10 mL de suco de acerola, 30 mL de água destilada e pipetou-se 1 mL de amidoNo quarto, foi colocado 10 mL de Vitamina C, 30 mL de água destilada e pipetou-se 1 mL de amidoDando seguimento ao experimento, cada erlenmeyer foi colocado por vez em baixo da bureta, foi aberto a torneira e pingando gota a gota a solução de iodo, mexeu-se os erlenmeyers constantemente e observou-se ate o ponto em que mudou-se de cor cada um. Anotou-se a solução de iodo gasta em cada erlenmeyer e a cor obtida.

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5 - RESULTADOS E DISCUSSÃO:A Figura 6 mostra as amostras de suco testadas após a adição da solução doamido e após reação com a solução de iodo.Para o cálculo do teor de vitamina C nos sucos testados é necessário utilizar ovolume de iodo gasto para reagir com os 10,00 mL da solução padrão da vitamina C (1g em 500 mL).1,000 g vitamina C 500 mL0,050 g vitamina C 25 mLEntão:50 mg de vitamina C 2,2 mL de solução de iodoFigura 3 – Soluções de amostras de sucos após a adição de amido (A) e após reaçãocom solução de iodo (B).A tabela 2 mostra os resultados do teor de vitamina C obtido nas amostras desucos e vegetais testados.Tabela 2 – Teor de vitamina C nas amostras analisadasTipo desuco/vegetalVolume I2gasto(mL)Vitamina C(mg)ObservaçõesLaranja pêra1,50 10,39 Natural, frescoLaranja pêra 1,10 7,63 Natural(1 dia na geladeira)Laranja 0,50 3,46 Industrializado – Ades(15mg vit. C/100mL suco)Maracujá 0,60 4,16 Industrializado - Jandaia(17,8mg vit.C/100mL suco)Maracujá3,00 20,79 Natural, frescoMaracujá 3,60 24,95 ConcentradoIndustrializado -MaguaryTangerina1,60 11,08 Natural e frescoCouve-manteiga2,60 18,02 Natural e frescoA vitamina C é estável a temperatura ambiente em pH menor de 6,8; porém seoxida facilmente em solução alcalina.Nas frutas ocorre oxidação da vitamina C, lentamente, a partir da colheita eacelera quando a fruta é cortada ou macerada. Nas frutas e vegetais existe umaenzima contendo cobre (ácido ascórbico-oxidase) que catalisa a oxidação do ácido

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54ascórbico rapidamente em ácido diidroascórbico e, este se oxida com facilidade e deforma irreversível em produtos sem atividade de vitamina C (ácido 2,3-dicetogulónico)o que implica em perda do poder de vitamina C contida principalmente em sucos.Ocorrem perdas em maior grau, sobretudo em presença de sais de cobre,durante o aumento de temperatura nos primeiros momentos de cozimento do vegetale, também, por diluição em água. No caso dos sucos a perda é menor do que nosvegetais cozidos, pois a água de cozimento é eliminada.Nos processos industriais para evitar perdas da vitamina C utilizam-se: ainibição enzimática (enzima ácido ascórbico-oxidase), o tratamento sob temperaturasbaixas por tempo determinado, a redução do conteúdo de oxigênio por desaeração epasteurização.Provavelmente, os alunos perceberão uma diferença entre o teor de vitamina Cdeterminado no experimento e o que está no rótulo dos produtos (concentraçãonominal).É possível a partir destes dados determinar o erro relativo do experimentorealizadao e fazer uma discussão dos fatores que possam ter afetado os resultados,com base na diferença entre os valores obtidos e os valores no rótulo dos sucos.A concentração nominal de vitamina C do suco de maracujá (Jandaia) utilizadocorresponde a 17,80mg de vitamina C para cada 100mL de suco. O valor experimentalencontrado para os 25mL da amostra deste suco foi igual a 4,16mg o que correspondea 16,64mg de vitamina C para cada 100mL de suco.Se considerarmos o valor nominal como o valor real (verdadeiro), a diferença entreo valor nominal e o valor experimental obtido corresponde a 1,16mg de vitamina C, ouseja:17,80mg de vitamina C 100%1,16mg de vitamina C Erro %Erro % = 6,51%Este valor corresponde ao erro percentual relativo a determinação experimentalrealizada.Outra possibilidade seria utilizar como valor verdadeiro a média dos resultadosencontrados pelas diferentes equipes para uma mesma amostra, pois na verdade aanálise é realizada com o objetivo de verificar se a informação no rótulo corresponde

1. ao teor de vitamina C contido no produto.

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Nesta solução será adicionada a solução de amido, que é o indicador, e quantidade de iodo suficiente para reagir completamente com o ácido ascórbico presente no comprimido de vitamina C.

O iodo adicionado irá formar com o amido um composto de cor azul escuro intenso, e isto ocorre porque o amido é uma substância formada por dois constituintes chamados de: amilose, solúvel em água, e amilopectina, insolúvel em água.

A amilose é uma parte do amido que dá a cor azul intensa quando reage com as moléculas de iodo formando o complexo de amido-iodo.

A vitamina C provoca a redução do iodo a iodeto que em solução aquosa é incolor. O iodo reduzido não pode reagir com a molécula de amido, mas quando ocorre o consumo total das moléculas de ácido ascórbico (vitamina C), as moléculas de iodo em presença de iodeto reagem com as macromoléculas de amido formando complexos de adsorção com os íons triiodeto conferindo a mistura de reação uma coloração azul intensa. Ao final da titulação, quando ocorre o consumo total dos íons triiodeto, o desaparecimento desta coloração azul permite uma detecção mais sensível do ponto de equivalência.

6 - CONCLUSÃO:

Este procedimento é chamado de teste em branco, e é importante porque desta maneira os alunos podem observar que quando ocorre a mudança de cor

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da solução, todo ácido ascórbico reagiu completamente com o iodo e saberão qual o volume de iodo que reage com a quantidade de vitamina C (em gramas) presente no comprimido analisado.De acordo com as reações abaixo:

C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2 I - + 2H +

I - + I2 + Amido → Amido I3 – (complexo amido-iodo azul intenso)

Pelas reações acima é possível observar que a quantidade de ácido ascórbico está diretamente relacionada com a quantidade de iodo consumida na titulação, ou seja, quanto mais ácido ascórbico contiver o alimento o aparecimento da cor azul é mais lento e maior será o volume de solução de iodo gasto na titulação. Desta forma, é possível estabeler uma relação matemática entre o volume da solução de iodo necessário para reagir com a quantidade de ácido ascórbico presente no comprimido de vitamina C. A partir desta relação e do volume gasto na análise das bebidas e vegetais utilizados no experimento pode-se determinar a quantidade de ácido ascórbico presente nas amostras (vide anexos – Figuras ( ...,...,...)

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7- Anexos

Figura 1 - funções vitamínicas

Figura 2 - Síntese da vitamina C, segundo Haworth, Hirst e Szent-Györgyi.

Figura 3 - Primeira ionização do ácido L-ascórbico.

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Figura 4 - Oxidação do ácido ascórbico ao ácido dehidroascórbico

Figura 5 - Principais materiais utilizados ( amido, vitamina C, sucos de acerola, laranja e goiaba respectivamente)

Figura 6 amostras de suco testadas após a adição da solução do amido e também da adição da solução de iodo

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8. Referências Bibliográficas

DAVIES, M.B.; AUSTIN, J. e PARTRIDGE, .A. Vitamin C: in chemistry and biochemistry. Cambridge: oyal Society of Chemistry, 1991. p. 7-25 e 74-82.

MILLER, OTTO e Colaboradores, Farmacologia Clínica e Terapêutica, 14º Ed.,Livraria Ateneu, 1988, São Paulo, SP, p. 186-194.

VILLELA, GILBERTO G., Vitaminas, Métodos de Dosificación, Libreria “El Ateneo”,1948, Buenos Aires, p.164-201.

UNIVERSITY OF MARYLAND MEDICINE. Vitamin C, disponível em:http://www.umm.edu/esp_ency/article/000355.htm

http://www.enq.ufsc.br/labs/probio/disc_eng_bioq/trabalhos_pos2003/const_microorg/vitaminas.htm acessado em 29/03/2011

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