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DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ASCÓRBICO EM PRODUTOS ALIMENTÍCIOS

1 - INTRODUÇÃO

A idéia de que determinados compostos orgânicos presentes em alimentos em

quantidades mínimas eram essenciais nutricionalmente, ou seja, a idéia da existência

das “vitaminas” surgiu a partir dos resultados de estudo em duas áreas de pesquisa: a

de necessidades nutricionais e a de patologia de doenças, como: escorbuto (doença

causada pela falta de vitamina C, caracterizada por enfraquecimento geral,

hemorragias diversas; mau hálito e sangria das gengivas) e beribéri (doença causada

pela falta de vitamina B1), que depois foram classificadas como doenças de deficiência

nutricional.

As vitaminas são substâncias orgânicas que atuam em quantidades mínimas

em diversos processos metabólicos. São de origem endógena isto é, crescem dentro

dos vegetais verdes e em numerosos organismos unicelulares, mas no homem (e em

todos os metazoários) precisam, em sua quase totalidade, serem fornecidas pelos

alimentos. Distinguem-se de outros constituintes dietéticos (alimentação diária de um

indivíduo) por não representarem fonte de energia nem desempenharem funções de

reconstituir uma parte deformada do corpo humano.

Algumas vitaminas não precisam ser fornecidas por via alimentar ao organismo

humano, por exemplo: a vitamina K é sintetizada por bactérias intestinais em

quantidade que supre as necessidades corporais e a vitamina D pode ser sintetizada

por ação da luz solar a partir de um derivado do colesterol existente normalmente na

pele.

As vitaminas distribuem-se em dois grandes grupos: as hidrossolúveis que são

solúveis em água e as lipossolúveis que são solúveis em gorduras.

As hidrossolúveis funcionam, em sua maioria, como coenzimas (são enzimas

que necessitam de uma molécula orgânica como um co-fator e se modificam

quimicamente no curso das reações enzimáticas) e tem atuação metabólica bem

esclarecida, são facilmente absorvidas, sendo que seu armazenamento corporal é

limitado e devem ser ingeridas em intervalos curtos.

Já as vitaminas lipossolúveis, poucas de suas ações fisiológicas são bem

conhecidas, sabe-se que são absorvidas com as gorduras (o que exige presença de sais

biliares no intestino), armazenam-se no fígado e sua ingestão pode ocorrer em

intervalos de tempo mais longos que as hidrossolúveis.

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São exemplos de vitaminas hidrossolúveis: complexo vitamínico B, vitamina B1,

niacina e niacinamida, vitamina B2, vitamina B6, acido pantotênico, vitamina B12 e

vitamina C (ácido ascórbico). Exemplos de vitaminas lipossolúveis: Vitamina A

(Retinol), vitamina D e vitamina K.

Nesse trabalho estudaremos uma vitamina em especial, a Vitamina C ou ácido

ascórbico que historicamente despertou interesse na época das grandes navegações

quando nem se sabia ainda o que eram as vitaminas.

A vitamina C tem sido há muito tempo motivo de grandes controvérsias. A

recomendação diária de vitamina C é de apenas 60 mg/dia. Muitos cientistas têm

discordado desses valores, incluindo Linus Pauling, cientista laureado com dois

Prêmios Nobel e que pessoalmente recomendava 3g/dia (3000 mg). É sabido que as 60

mg são recomendadas para prevenção de escorbuto, mas não se sabe ainda o que

seria a dosagem ideal, para a potencialização máxima da saúde.

Tem-se discutido muito a utilização da vitamina C, não apenas para a

prevenção do resfriado comum, mas principalmente para prevenir a incidência do

câncer, doenças cardiovasculares e outras patologias. A prevenção tem sido estendida

à intoxicação por vários agentes químicos e outros agressores, como substancias

orgânicas, fármacos, agentes físicos, etc.

A vitamina C é extremamente instável e perde suas propriedades na presença

de ar, calor, água ou luz, o que dificulta sua utilização em formulações cosméticas. A

grande revolução foi a possibilidade de estabilizar a vitamina C, para que possa ser

usada em concentrações altas (5-10%). A vitamina C é um poderoso antioxidante

porque impede a oxidação, isto é, a perda de elétrons. As moléculas do ácido ascórbico

(vitamina C) sofrem oxidação antes que outras moléculas se oxidem, impedindo e

protegendo essas outras moléculas da oxidação, do mesmo modo que aumenta a

resistência do organismo às infecções, protege a pele contra a ação dos radicais livres,

que são uma espécie química não carregada que possui elétron desemparelhado e

causa o envelhecimento da pele.

Experimentos mostram que a quantidade de ácido ascórbico na epiderme cai

depois da exposição solar – diminuindo os radicais livres produzidos pela agressão dos

raios ultravioleta.

A vitamina C funciona como agente preservativo em alimentos. Para evitar a

ação do tempo nos alimentos, as indústrias se valem de agentes que preservam a

integridade do produto, aumentando a sua data de validade. Existem dois grandes

grupos: os antioxidantes e os antimicrobiais. Os antioxidantes são compostos que

previnem a deterioração dos alimentos por mecanismos oxidativos. A oxidação envolve

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a adição de um átomo de oxigênio ou a remoção de um átomo de hidrogênio das

moléculas que constituem os alimentos.

São dois os principais tipos de oxidação: a auto-oxidação dos ácidos graxos

insaturados (i.e., aqueles que contém uma ou mais ligações duplas nas cadeias

alquílicas) e a oxidação catalisada por enzimas. No primeiro caso, a reação envolve as

ligações duplas do ácido graxo com o oxigênio molecular (O2). Os produtos desta

reação, chamados radicais-livres, são extremamente reativos, produzindo compostos

responsáveis pelo mau odor e pela ransificação do alimento. Os compostos que reagem

com os radicais livres podem reduzir a velocidade da auto-oxidação. Estes

antioxidantes incluem os naturais, tais como o tocoferol (vitamina E) e os sintéticos,

tais como o hidroxiamisol butilado (BHA) e hidroxitolueno butilado (BHT), ambos

derivados do fenol.

A oxidação dos alimentos também pode ser causada por reações enzimáticas

específicas. Basta cortar uma maça ou uma banana, por exemplo, que enzimas

chamadas fenolases rapidamente catalisam a oxidação de certas moléculas (por

exemplo: tirosina, um amino-ácido), deixando a face exposta com uma cor escura.

Este "bronzeamento enzimático" leva à formação de pigmentos, tais como a melanina.

Os antioxidantes que inibem este tipo de oxidação incluem agentes que se ligam ao

oxigênio livre (tal como o ácido ascórbico) ou agentes que inibem a atividade

enzimática, tais como o ácido cítrico e sulfito de sódio.

As funções de alguns aditivos, além de complexas, são múltiplas. É o que ocorre

com a vitamina D que, quando adicionada ao leite, além de torná-lo mais nutritivo,

melhora a absorção de íons cálcio pelo organismo. A vitamina C é um agente

nutricional e antioxidante: como ácido ascórbico é facilmente oxidado pelo ar, este

sofre a oxidação em preferência ao alimento, preservando a sua qualidade.

A vitamina C se encontra presente em todas as células animais e vegetais

principalmente na forma livre e, também, unida às proteínas. Segundo a literatura,

estão no reino vegetal as fontes importantes do ácido ascórbico representadas por

vegetais folhosos (bertalha, brócolis, salsa, couve, couve-de-bruxelas, couve-flor,

mostarda, nabo, folhas de mandioca e inhame), legumes (pimentões amarelos e

vermelhos) e frutas (cereja-do-pará, caju, goiaba, manga, laranja, acerola, etc.).

É reconhecido que a vitamina C pode se tornar tóxica quando ingerida em

excesso, a dosagem cuja toxicidade é conhecida seria a ingestão de 04 gramas por Kg

de peso corporal. Por exemplo, para uma pessoa de 70 Kg esta dosagem

corresponderia a 280g/dia, o que equivaleria ingerir 2,8 potes por dia de vitamina C

contendo 100 cápsulas de 1000 mg de vitamina C por cápsula.

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A tabela abaixo apresenta alguns teores de vitamina C em alguns alimentos.

Tabela 1 – Teores de Vitamina C em alguns alimentos

Alimento Vitamina C

(mg/100g de material)

Limão verde 63,2

Limão maduro 30,2

Laranja pêra fresca 40,9

Abacaxi 73,2

Acerola 1150

Maçã nacional 15

Maçã Argentina 7,0

Manga – rosa madura 71,4

Chuchu 22

Abobrinha 24

Espinafre 55,2

Jiló 34,6

Acelga 42,5

Flores de brócolis cru 82,7

Flores de brócolis cozidas 24,6

Couve manteiga crua 108

Agrião 20

Fontes: Química Nova na Escola, n.2, nov.95

Funções do Ácido Ascórbico

A Vitamina C atua na formação de colágeno, fibra que compõe 80% da derme e

garante a firmeza da pele. Alem disso o ácido ascórbico inibe a ação da tirosinase,

uma enzima que catalisa a produção de melanina; por isso, tem ação clareadora,

ajudando a eliminar manchas. Também possui um papel fundamental na reciclagem

de vitamina E, outro importante antioxidante varredor de radicais livres; importante

para manutenção da umidade e elasticidade da pele e hidratação geral esgota-se mais

rápido nos casos de estafa, uso de fumo, álcool, açúcares simples (mesmo os naturais,

como o mel) e carboidratos refinados.

A vitamina C também está envolvida na absorção de ferro. Se por um lado

existe o fator positivo de sua ingestão produzir maior absorção de ferro pelas pessoas

que apresentam uma deficiência desde mineral ou atletas que necessitam de dosagens

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maiores, por outro lado, pode muitas vezes fazer com que o excesso de ferritina no

sangue aumente muito e conseqüentemente gere uma maior produção de radicais

livres, o que a torna contra-indicada nos casos de ser tomada após as refeições,

especialmente aquelas que contenham carne vermelha.

Outras funções da vitamina C: participa da síntese da carnitina (enzima) e do

colesterol; aumenta a absorção do ferro dos alimentos de origem vegetal, melhora a

função imunológica.

Estrutura do Acido Ascórbico

O ácido ascórbico possui fórmula química C6H8O6, cuja estrutura pode ser

observada na Figura 1 a seguir. A vitamina C pertence a um grupo orgânico chamado

de LACTONAS que são ácidos carboxílicos que se transformam em ésteres cíclicos, ou

seja, ésteres de cadeia fechada que perdeu água espontaneamente.

Figura 1 – Estrutura do ácido ascórbico

A vitamina C é uma molécula polar com quatro hidroxilas (OH), sendo que duas

delas na posição C=C podem interagir entre si por ligações de hidrogênio, resultando

num aumento de acidez da vitamina C, que apresenta uma boa solubilidade em água.

É um pó branco, cristalino e tem sabor ácido com gosto semelhante ao suco de

laranja.

Ás vezes, o ácido ascórbico sintético pode ser idêntico ao ácido ascórbico

presente em alimentos naturais. Geralmente ele é produzido a partir de um açúcar

natural, uma dextrose (glicose, açúcar de mel, açúcar de milho). Este açúcar de

fórmula química C6H12O6 se converte em L-ácido ascórbico (C6H8O6) por reação de

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oxidação onde quatro átomos de hidrogênio são removidos para formar duas

moléculas de água.

Mecanismo da Reação de Conversão do Ácido Ascórbico a Ácido Dehidro-

Ascórbico

O acido ascórbico (I) é uma cetolactona de seis carbonos, sendo um potente

agente redutor que se oxida facilmente e de modo reversível a ácido dehidroascórbico

(II) que possui ainda propriedades de vitamina C. A atividade biológica da vitamina C

se perde quando o ácido dehidroascórbico se transforma pela compressão irreversível

do anel lactônico em ácido 2,3-dicetogulónico (III).

O O

O O

CH

CH2

OH

OHO O

CH

CH2

OH

OH

OH OH

CH

CH2

OH

OH

CH OH

C CCOOH

O O

[O]

[Red]

H2O

(I) (II)

(III) Figura 2 – Mecanismo de conversão do ácido ascórbico em ácido dehidroascórbico

A transformação de ácido ascórbico (I) em dehidroascórbico (II) e em produtos

subseqüentes varia com as condições existentes, sendo o fator de maior influência a

pressão parcial do oxigênio, o pH e a temperatura, entre outros.

Neste roteiro estamos propondo um experimento para determinação do teor de

Vitamina C nos alimentos. Esse experimento pode ser aplicado em qualquer escola,

pois os materiais e reagentes são facilmente encontrados em supermercados e

farmácias.

Nesse experimento os alunos irão determinar o teor de ácido ascórbico

(vitamina C) em produtos alimentícios utilizando a técnica da titulação através da

reação do ácido ascórbico que reage com a solução de iodo, segundo a reação abaixo:

C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2HI ácido ascórbico ácido dehidroascórbico

A técnica da titulação permite a determinação da concentração de uma solução-

amostra através de sua reação com outra solução de concentração conhecida,

chamada de solução-padrão. A solução padrão é normalmente colocada em uma

bureta e é denominada titulante; as alíquotas da solução-amostra são colocadas em

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frascos erlenmeyer, juntamente com a substância indicadora apropriada para cada

reação.

Os diversos métodos de análise titulométrica são classificados de acordo com a

natureza das reações químicas em que se baseiam. Dessa forma, existem as

titulometrias de neutralização, precipitação, oxi-redução entre outras.

Uma titulação deve ser interrompida quando a substância de interesse, contida

na amostra, tiver sido totalmente consumida pela reação com o padrão. O método

mais empregado na detecção do ponto final é baseado no uso dos indicadores. Um

indicador pode ser um dos reagentes ou dos produtos da reação, ou ainda uma

substância estranha ao sistema, adicionada propositalmente para modificar a

aparência do meio através de uma mudança de cor ou do aparecimento de uma

turvação.

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 dehidroascórbico.

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.

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.

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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.

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 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.

2 - OBJETIVOS

Determinar o teor de vitamina C em alguns produtos alimentícios utilizando a

técnica de titulação.

Aplicar os conceitos de estequiometria de reação na resolução de um problema

real.

Resolver problemas numéricos sobre os aspectos quantitativos das

transformações da matéria envolvendo volume, massa e concentração.

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3 - PARTE EXPERIMENTAL

3. 1 - Materiais necessários:

Solução comercial de iodo 2% m/v (encontrada em farmácia)

Álcool 960 GL ou 990GL (encontrado em supermercado)

Ácido sulfúrico concentrado

Suco de frutas (fresco, congelado ou industrializado) e alguns vegetais ou legumes.

(por exemplo: laranja, acerola, limão, abacaxi, manga, couve)

Comprimido de vitamina C (Aspirina C, Cebion C, Melhoral C, etc.) de preferência

comprimidos não efervescentes.

Solução de amido 1% m/v (amido de milho solúvel encontrado em supermercado)

Balão volumétrico

Proveta de 50mL e 100mL

Bureta de 25 mL

Pipeta

Béquer de 50mL e 100mL

Erlenmeyer de 125mL

Soluções necessárias:

• Solução padrão de Vitamina C

• Solução de amido 1% m/v

• Solução de ácido sulfúrico

• Solução de iodo 1% m/v

3.2 - Preparo das soluções:

Solução de vitamina C:

Coloque água fervida à temperatura ambiente num balão volumétrico de 500mL

e um comprimido contendo 1 grama de vitamina C (se a turma for pequena pode-se

utilizar a metade do comprimido e um balão de 250mL). Tampar e agitar.

Solução de amido 1% m/v :

A solução de amido 1% deve ser preparada num dia anterior ao experimento, a

mesma poderá ser utilizada por até uma semana (conservar em frasco fechado e em

geladeira).

Aquecer num béquer 500mL de água da torneira até 50º C (controle com o

termômetro ou com a imersão de um dos dedos da mão, quando a temperatura é

difícil de suportar por mais de três segundos).

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Colocar 5g de amido de milho solúvel (uma colher de chá cheia) na água

aquecida e agitar a mistura até alcançar a temperatura ambiente. Colocar num frasco,

tampar e etiquetar.

Solução de Acido Sulfúrico 1:4 em volume:

Colocar num béquer 10mL de água e 40mL de ácido sulfúrico concentrado,

transferir para um frasco escuro (cuidado haverá liberação de calor !). Identificar

corretamente o frasco com a solução. Esta solução será usada quando o material a ser

analisado for o comprimido de vitamina C efervescente, pois algumas marcas não dão

teste positivo para vitamina C.

Solução de iodo 1% m/v:

Colocar numa proveta de 50 mL, 30 mL de solução de iodo comercial a 2% e

transferir para um béquer . Na mesma proveta colocar 30 mL de álcool e adicionar ao

iodo no béquer.

Água Fervida:

Ferver água da torneira, deixar esfriar e colocar em vários recipientes tampados

(garrafas de refrigerantes descartáveis) com etiquetas para identificação e espalhadas

pelo laboratório.

Usa-se água fervida no experimento porque a oxidação do ácido ascórbico em

suco de frutas é produzida quando o suco está em contato com o oxigênio do ar, desta

maneira, ferver a água reduz a quantidade de oxigênio dissolvido. O ar contém 20% de

oxigênio e a presença deste pode produzir a oxidação da vitamina C, interferindo nos

resultados.

3.3 - Procedimento Experimental:

Prender a bureta com a torneira fechada no suporte universal, em seguida

encher a bureta com a solução alcoólica de iodo 1% já preparada previamente. Abrir a

torneira da bureta para preencher a parte abaixo da torneira colocando um

erlenmeyer embaixo para que a solução não caia na bancada.

Não deve haver bolhas no interior da bureta, se isso acontecer, retirá-las

batendo lemente na abertura superior da bureta que deve estar inclinada com a

torneira aberta e a solução de iodo sendo recolhida em um recipiente. Preencher a

bureta de maneira que a solução atinja a marca de 0,00 mL.

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Titulação da solução-padrão de Vitamina C

Colocar em uma proveta, 25,00 mL de solução de vitamina C e a seguir,

transferir a solução para um erlenmeyer de 125mL.

Adicionar ao erlenmeyer 05 gotas de solução amilácea (amido + água) e colocar

um papel branco embaixo do erlenmeyer e estes sob a bureta.

Abrir a torneira da bureta lentamente (gota a gota) transferindo a solução de

iodo da bureta para o erlenmeyer, agitar constantemente e observar atentamente

quando a gota de iodo cair na solução dentro do erlenmeyer e iniciar mudança de cor

(de incolor a azul escuro). Feche a bureta e agite o erlenmeyer.

A medida em que o ácido ascórbico for sendo consumido pela solução de iodo, a

cor azul demora mais tempo para desaparecer. Observar atentamente, pois uma gota

poderá determinar o ponto de viragem (mudança de cor definitiva).

Adicionar a solução de iodo até aparecer uma cor azul intensa na solução do

erlenmeyer e que ao agitar permaneça por mais de vinte segundos. Quando ocorrer

alteração permanente da cor interrompe-se a adição de iodo.

Anotar o volume de iodo gasto que reagiu com 25,00 mL da solução de vitamina

C e a cor obtida. Este resultado será utilizado para calcular a massa de vitamina C

presente em todos os produtos analisados.

Transferir essa solução de vitamina C para um béquer ou tubo de ensaio para

comparar a cor com os testes dos demais alimentos.

Análise das amostras

Completar a bureta novamente com a solução de iodo até o volume 0,00 mL,

lavar o erlenmeyer utilizado anteriormente e adicionar 25,00 mL da amostra de suco a

ser analisada.

Repetir o procedimento de titulação e anotar o volume da solução de iodo gasto

para titular cada uma das amostras disponíveis.

Caso seja utilizado suco natural, o mesmo deve ser preparado no momento do

uso, colocando-o num recipiente fechado para evitar o contato com o oxigênio do ar,

evitando assim perdas pela oxidação do ácido ascórbico.

Ao final do experimento, retirar todo o iodo da bureta e lavar várias vezes com

água da torneira, enxaguando com água fervida a temperatura ambiente. Retirar a

bureta do suporte invertê-la e fixá-la no suporte para secar.

52

4 - RESULTADOS E DISCUSSÕES

A Figura 3 mostra as amostras de suco testadas após a adição da solução do

amido e após reação com a solução de iodo.

Para o cálculo do teor de vitamina C nos sucos testados é necessário utilizar o

volume de iodo gasto para reagir com os 25,00 mL da solução padrão da vitamina C

(1g em 500 mL).

1,000 g vitamina C 500 mL

0,050 g vitamina C 25 mL

Então:

50 mg de vitamina C 7,22 mL de solução de iodo

Figura 3 – Soluções de amostras de sucos após a adição de amido (A) e após reação

com solução de iodo (B).

A tabela 2 mostra os resultados do teor de vitamina C obtido nas amostras de

sucos e vegetais testados.

A

B

53

Podemos observar que de todos os sucos e alimentos testados o suco

concentrado de maracujá é o que tem maior teor de vitamina C.

Pelos resultados obtidos observa-se uma diferença na quantidade de vitamina C no

suco fresco e no suco preparado no dia anterior ao experimento. Já alguns dos sucos

industrializados prontos para serem consumidos são os que apresentaram os menores

teores de vitamina C.

Estes resultados demonstram que há uma perda de vitamina C, isto ocorre

porque ela se oxida facilmente, o fator de maior influência é a pressão parcial do

oxigênio do ar, outros fatores são: o pH, a temperatura, o tempo de preparo, a

exposição à luz, os íons de metais pesados especialmente os íons Cu +2 e Fe +3

presentes, etc.

Tabela 2 – Teor de vitamina C nas amostras analisadas

Tipo de

suco/vegetal

Volume I2

gasto(mL)

Vitamina C

(mg)

Observações

Laranja pêra

1,50 10,39 Natural, fresco

Laranja 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)

Maracujá

3,00 20,79 Natural, fresco

Maracujá 3,60 24,95 Concentrado

Industrializado -Maguary

Tangerina

1,60 11,08 Natural e fresco

Couve-manteiga

2,60 18,02 Natural e fresco

A vitamina C é estável a temperatura ambiente em pH menor de 6,8; porém se

oxida facilmente em solução alcalina.

Nas frutas ocorre oxidação da vitamina C, lentamente, a partir da colheita e

acelera quando a fruta é cortada ou macerada. Nas frutas e vegetais existe uma

enzima contendo cobre (ácido ascórbico-oxidase) que catalisa a oxidação do ácido

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ascórbico rapidamente em ácido diidroascórbico e, este se oxida com facilidade e de

forma 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 vegetal

e, também, por diluição em água. No caso dos sucos a perda é menor do que nos

vegetais cozidos, pois a água de cozimento é eliminada.

Nos processos industriais para evitar perdas da vitamina C utilizam-se: a

inibição enzimática (enzima ácido ascórbico-oxidase), o tratamento sob temperaturas

baixas por tempo determinado, a redução do conteúdo de oxigênio por desaeração e

pasteurização.

Provavelmente, os alunos perceberão uma diferença entre o teor de vitamina C

determinado no experimento e o que está no rótulo dos produtos (concentração

nominal).

É possível a partir destes dados determinar o erro relativo do experimento

realizadao 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) utilizado

corresponde a 17,80mg de vitamina C para cada 100mL de suco. O valor experimental

encontrado para os 25mL da amostra deste suco foi igual a 4,16mg o que corresponde

a 16,64mg de vitamina C para cada 100mL de suco.

Se considerarmos o valor nominal como o valor real (verdadeiro), a diferença entre

o valor nominal e o valor experimental obtido corresponde a 1,16mg de vitamina C, ou

seja:

17,80mg de vitamina C 100%

1,16mg de vitamina C Erro %

Erro % = 6,51%

Este valor corresponde ao erro percentual relativo a determinação experimental

realizada.

Outra possibilidade seria utilizar como valor verdadeiro a média dos resultados

encontrados pelas diferentes equipes para uma mesma amostra, pois na verdade a

análise é realizada com o objetivo de verificar se a informação no rótulo corresponde

ao teor de vitamina C contido no produto.

55

Sugestões:

1. Para facilitar aos alunos o teste com vitamina C, caso eles tenham dificuldades na

observação do ponto de viragem e do menisco, o professor poderá realizar numa aula

anterior uma titulação ácido-base. Este procedimento familiarizará os alunos com o

uso da bureta. Por exemplo: na bureta colocar solução de NaOH 0,1 mol/L e no

erlenmeyer vinagre com gotas de fenolftaleína (indicador). Assim, você poderá

determinar o teor de ácido acético no vinagre e conferir com o do rótulo.

2. Caso não tenha bureta, o professor, poderá utilizar uma pipeta de 5mL adaptada a

um tubo de látex e uma seringa de plástico descartável ou utilizar um conta-gotas

considerando que cada vinte gotas equivalem a 1mL.

Observação: a substituição da bureta pela pipeta ou pelo conta-gotas produzirá

resultado menos precisos. Provavelmente, haverá um erro maior nas determinações

quando comparados as informações dos rótulos dos produtos.

3. Como a maior fonte de erro neste experimento é o fato de se tomar como verdadeira

a concentração da solução de iodo comercial (1% m/v) utilizada na padronização da

solução de vitamina C. É possível padronizar a solução de iodo utilizada no

experimento com solução padrão de tiossulfato de sódio 0,1mol/L. da seguine

maneira:

Titular 20mL de solução de tiossulfato de sódio padrão com solução de iodo sob

determinação, usando 1mL de solução amilácea como indicador. Assim, poderá ser

fornecida ao aluno, com maior exatidão a massa de iodo existente na solução de iodo

1% m/v.

4. Para diminuir o erro na titulação deve-se ter um maior volume gasto da solução de

iodo para cada suco analisado, pois quanto maior o volume gasto menor será o erro

associado a esta medida. O professor poderá diluir mais a solução de iodo ou utilizar

um volume maior de suco.

5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1) STADLER, Zecliz. Determinação do Teor de Vitamina C em Alimentos. Curitiba,

1999. 27f. Monografia apresentada ao Curso de Especialização em Ensino de Química

Experimental para o 2o. Grau, Setor de Ciências Exatas, Departamento de Química,

Universidade Federal do Paraná.

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2) SILVA, R. R.; FERREIRA; G.A.L. E SILVA, S. L À Procura da Vitamina C, Química

Nova na Escola, São Paulo, n.2, p. 1-2, nov. 1995.

3) SANTOS, KARINA M.O. DOS, O Desenvolvimento Histórico da Ciência da

Nutrição em Relação ao de Outras Ciências, Coleção Cle, 1989, Campinas, SP, p.

149.

4) MILLER, OTTO e Colaboradores, Farmacologia Clínica e Terapêutica, 14º Ed.,

Livraria Ateneu, 1988, São Paulo, SP, p. 186-194.

5) FETT, CARLOS, Ciência da Suplementação Alimentar, 2000,Rio de Janeiro:

Sprint, p. 54-57.

6)VILLELA, GILBERTO G., Vitaminas, Métodos de Dosificación, Libreria “El Ateneo”,

1948, Buenos Aires, p.164-201.

7)UNIVERSITY OF MARYLAND MEDICINE. Vitamin C, disponível em:

http://www.umm.edu/esp_ency/article/000355.htm Acesso em: 15 fev. 2003.

8)UNIVERSIDAD DE MURCIA. Disponível em: http://www.um.es Acesso em 14 fev.

2003.

9)http://www.saludparati.com/vitamina%20c.htm Acesso em 14 fev. 2003.

10)UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA, QMCWEB, disponível em :

http://www.qmc.ufsc.br Acesso em 22 fev 2003.