{"id":4361,"date":"2023-03-01T20:20:14","date_gmt":"2023-03-02T01:20:14","guid":{"rendered":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/?p=4361"},"modified":"2023-03-01T21:39:47","modified_gmt":"2023-03-02T02:39:47","slug":"practica-12-indicadores-y-escala-de-ph-extracto-de-repollo-como-indicador-de-ph-natural","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/2023\/03\/01\/practica-12-indicadores-y-escala-de-ph-extracto-de-repollo-como-indicador-de-ph-natural\/","title":{"rendered":"Pr\u00e1ctica N\u00b0 12: INDICADORES Y ESCALA DE PH – EXTRACTO DE REPOLLO COMO INDICADOR DE pH NATURAL"},"content":{"rendered":"\n

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El pH es la medida del potencial de iones hidronio o hidrogeni\u00f3n o hidr\u00f3n que tiene una sustancia o una soluci\u00f3n. El pH interfiere en la cin\u00e9tica de las reacciones bioqu\u00edmicas que se producen en nuestro organismo. As\u00ed mismo, controla muchas reacciones que involucran la preservaci\u00f3n de especies y equilibrio entre los ecosistemas.<\/p>\n\n\n\n

La determinaci\u00f3n electrom\u00e9trica de la concentraci\u00f3n de hidrogeniones fue descubierta por Wilhelm Ostwald en Leipzig, Alemania, cerca de 1890 y fue descrita termodin\u00e1micamente por su estudiante Walther Nernst usando el concepto de presi\u00f3n osm\u00f3tica y van\u2019t Hoff y la teor\u00eda de Arrhenius de la ionizaci\u00f3n de los \u00e1cidos. Posteriormente, Hasselbach pudo determinar la concentraci\u00f3n de estos iones en la sangre, con base en la ecuaci\u00f3n de Henderson del \u00e1cido carb\u00f3nico, usando un electrodo de hidr\u00f3geno y adaptando la escala de potencial de hidr\u00f3geno, que en 1909 el dan\u00e9s S\u00f8ren Peter Lauritz S\u00f8rensen ya hab\u00eda descrito c\u00f3mo el logaritmo negativo de la concentraci\u00f3n de hidrogeniones.<\/p>\n\n\n\n

La escala de pH t\u00edpicamente va de 0 a 14 en disoluci\u00f3n acuosa, siendo \u00e1cidas las disoluciones con pH < 7, alcalinas las que tienen pH > 7 y aquellas que presentan pH = 7 indica la neutralidad de la disoluci\u00f3n (cuando el disolvente es agua).<\/p>\n\n\n\n

Un indicador de pH es una sustancia que var\u00eda de color debido a un cambio estructural inducido por la protonaci\u00f3n o desprotonaci\u00f3n de la especie. Los indicadores \u00c1cido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH (Tabla 8). El indicador sufre una reacci\u00f3n reversible de disociaci\u00f3n de un \u00e1cido d\u00e9bil, HIn (In: indicador):
HIn ↔ H+<\/sup> + In–<\/sup><\/p>\n\n\n\n

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Indicadores de fuentes naturales<\/strong><\/p>\n\n\n\n

El repollo morado <\/strong>(Brassica oleracea<\/em> var. Capitata <\/em>f. rubra<\/em>) es una variedad de col en la que las hojas son color viol\u00e1ceo caracter\u00edstico debido a la presencia de antocianinas como la cianina. La intensidad de este color depende en gran medida de la acidez (pH) del suelo; las hojas crecen m\u00e1s rojas en suelos de car\u00e1cter \u00e1cido mientras que en los alcalinos son m\u00e1s azules. El colorante del repollo es un \u00e1cido d\u00e9bil, que vira de color, cuando se somete a reacciones \u00e1cido \u2013base adquiriendo diferentes configuraciones estructurales dependiendo del medio en d\u00f3nde se encuentre (Figura 1). La variaci\u00f3n del color de las antocianinas en funci\u00f3n del pH se resume en la tabla 1.<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/a>
Figura 1. <\/a>Estructuras qu\u00edmicas y colores de la cianina (presente en el repollo morado) en medio \u00e1cido y b\u00e1sico.<\/figcaption><\/figure>\n\n\n\n

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pH<\/strong><\/td>< 2<\/td>4<\/td>6<\/td>7<\/td>7.5<\/td>9<\/td>10<\/td>12<\/td>>13<\/td><\/tr>
Color<\/strong><\/td> Rojo<\/td> Rojo – violeta<\/td> Violeta<\/td> Azul – violeta<\/td> Azul<\/td> Azul – verde<\/td> Verde – azulado<\/td> Verde<\/td> Amarillo<\/td><\/tr><\/tbody><\/table>
Tabla 1.<\/strong><\/a> Coloraciones experimentadas por las antocianinas presentes en la col (repollo morado) en funci\u00f3n del pH <\/figcaption><\/figure>\n\n\n\n

Indicador de pH de Col Lombarda – Cienciabit <\/p>\n\n\n\n

https:\/\/www.youtube.com\/watch?v=94RlLZdh2Rk<\/a><\/p>\n\n\n\n

La c\u00farcuma<\/strong> (C\u00farcuma longa<\/em>) es una planta herb\u00e1cea originaria de la India, utilizada como condimento, tinte y en la medicina tradicional. Las ra\u00edces de c\u00farcuma producen curcumina, compuesto responsable por su coloraci\u00f3n amarilla intensa. \u00c9ste compuesto puede ser extra\u00eddo a partir de c\u00farcuma en polvo, comercializada como condimento o, a partir de curry, debido que contiene alto porcentaje de c\u00farcuma.<\/p>\n\n\n\n

En medio b\u00e1sico (pH 8 \u2013 9) la curcumina puede perder un hidr\u00f3geno de cualquiera de los dos grupos \u2013OH o perder el H situado entre las dos cetonas (Figura 2).  En la tabla 2 se indica la variaci\u00f3n de color de la curcumina en funci\u00f3n del pH .<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/a>
Figura 2. Estructuras qu\u00edmicas y colores de la curcumina (presente en la c\u00farcuma) en medio \u00e1cido y b\u00e1sico<\/figcaption><\/figure>\n\n\n\n
pH<\/td><6<\/td>6 – 9<\/td>>9<\/td><\/tr>
Color<\/td> Amarillo<\/td> Naranja<\/td> Rojo<\/td><\/tr><\/tbody><\/table>
Tabla 2.<\/strong> Coloraciones experimentadas por la curcumina presente en la c\u00farcuma en funci\u00f3n del pH<\/figcaption><\/figure>\n\n\n\n
<\/figure>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

El pH es la medida del potencial de iones hidronio o hidrogeni\u00f3n o hidr\u00f3n que tiene una sustancia o una soluci\u00f3n. El pH interfiere en la cin\u00e9tica de las reacciones bioqu\u00edmicas que se producen...<\/p>\n","protected":false},"author":301,"featured_media":0,"comment_status":"open","ping_status":"open","sticky":false,"template":"","format":"standard","meta":{"footnotes":""},"categories":[1],"tags":[],"class_list":["post-4361","post","type-post","status-publish","format-standard","hentry","category-guias-de-laboratorio"],"_links":{"self":[{"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/posts\/4361","targetHints":{"allow":["GET"]}}],"collection":[{"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/posts"}],"about":[{"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/types\/post"}],"author":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/users\/301"}],"replies":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/comments?post=4361"}],"version-history":[{"count":3,"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/posts\/4361\/revisions"}],"predecessor-version":[{"id":4407,"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/posts\/4361\/revisions\/4407"}],"wp:attachment":[{"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/media?parent=4361"}],"wp:term":[{"taxonomy":"category","embeddable":true,"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/categories?post=4361"},{"taxonomy":"post_tag","embeddable":true,"href":"https:\/\/academia.utp.edu.co\/quimica2\/wp-json\/wp\/v2\/tags?post=4361"}],"curies":[{"name":"wp","href":"https:\/\/api.w.org\/{rel}","templated":true}]}}