tecnológica de olivo

1. DETERMINACIÓN DE pH Y ACIDEZ TITULABLE EN ALIMENTOS
1. INTRODUCCIÓN
Los ácidos orgánicos presentes en los alimentos influyen en el sabor,
color y la estabilidad de los mismos.
2. OBJETIVOS
 Determinar el pH de los diferentes productos alimenticios.
 Determinación de la acidez titulable de las diferentes muestras
3. FUNDAMENTO TEÓRICO
A. EL PH
3.1.1 DEFINICIÓN DE PH
El pH o potencial de hidrógeno, es una medida de la acidez o
alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones
hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias.
El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad
de los iones hidrógeno:
El pH suele tomar valores entre 0 y 14, un pH de 7 es neutro y no es
ni ácido ni básico. Un pH entre 0 y 7 indica que la sustancia es ácida.
Un pH entre 7 y 14 le denomina básica. Cuanto más alejado este el
valor de 7, más ácida o básica será la sustancia
3.2 pH en las frutas
FRUTAS MUY ACIDAS
En productos que ti enen un pH por debajo de 3,7 es
frecuente tratar a una temperatura de al menos 85º C durante un minuto.
FRUTAS MEDIANAMENTE ACIDAS

2. Entre los productos que tienen un pH en el rango de 3,7 a 4,5 se
i n c l u y e n l a s c e r e z a s d u l c e s , p e r a s , t o m a t e s , a l b
a r i c o q u e s , melocotones si el pH está por encima de 4,5 hay que
acidificar común aditivo acido adecuado como el ácido cítrico antes de poder
dar un tratamiento térmico Standard para alimentos ácidos.
ALIMENTOS POCO ÁCIDOS
La mayoría de las hortalizas entran en esta categoría teniendo un
pH por enci ma de 4,5 como son espárragos, habas,
zanahori a, remolacha, coliflor, apio, etc. (Holdsworth, 2002).
3.1.2 EL PHMETRO
3.1.2.1 La actividad frente a la concentración
Al utilizar los electrodos para la determinación del pH, se debe tener en cuenta
la diferencia entre el concepto de actividad y el de concentración. La actividad
es una medida de la reactividad química mostrada, mientras que la
concentración es una medida de todas las formas de los iones presentes en la
disolución (libre y ligada). A causa de las interacciones de los iones entre ellos
mismos y con el disolvente, la concentración efectiva, es, en general, menor que
la concentración verdadera; aunque la actividad y la concentración tienden a
acercarse la una a la otra, a disolución infinita (Nielsen, 2009).
Fig.1 El circuito de medida de un sistema potenciómetro
3.1.2.3 El electrodo de referencia
El electrodo de referencia es necesario para completar el circuito en el sistema
de medida de pH. Esta semicelula es uno de los componentes más
problemáticos del pHmetro. Con frecuencia, la pista de los problemas surgidos
en la obtención de las medidas del pH conduce hasta un electrodo de referencia
defectuoso (Nielsen, 2009).

3. El electrodo de calomelanos saturado (véase la Figura 1), es el electrodo de
referencia más común. Se basa en la siguiente reacción reversible:
Hg2Cl2 + 2e- ↔ 2Hg + 2Cl-
El potencial E0, 25°C para el puente salino de KCl saturado es de +0,2444 V frente
al electrodo norma del hidrogeno; la ecuación de Nerbst para la reacción es como
sigue:
E=E0 – 0,059/2 log (Cl-)2
Por consiguiente, se observa que el potencial depende de la concentración de
los iones cloruros, la cual es regulada fácilmente mediante la utilización de la
disolución de KCl saturado.
3.1.2.4 El electrodo indicador
El electrodo indicador más comúnmente utilizado hoy en día para la medida de
pH se conoce como el electrodo de vidrio. Antes de su desarrollo, se utilizaban
el electrodo de hidrogeno y el electrodo de quinhidrona.
La historia del electrodo de vidrio se remonta hasta 1875, cuando Lord Kelvin
sugirió que el vidrio era un conductor de la electricidad. Cremer descubrió el
potencial de electrodo del vidrio, 30 años después, cuando observó que una
delgada membrana de vidrio, colocada entre dos disoluciones acuosas,
mostraba un potencial eléctrico sensible a los cambios en la acidez.
Posteriormente, se demostró que la respuesta era independiente de la
concentración del ion hidrógeno. Esta observaciones resultaron de gran
importancia en el desarrollo del phmetro (Nielsen, 2009).
3.1.2.5 Los electrodos combinados
Hoy en día la mayoría de los laboratorios de análisis de los alimentos utilizan
electrodos combinados, los cuales reúnen ambos dos electrodos, el de pH y el
de referencia, junto con la sonda sensora se la temperatura, en una única unidad
o sonda. Dichos electrodos combinados están disponibles en muchos tamaños
y formas desde las microsondas muy pequeñas hasta las sondas de membrana
plana; desde los fabricados completamente en vidrio hasta los hechos de
plástico; y desde los electrodos de punta expuesta hasta los electrodos con la
punta protegida por una camisa, para evitar la rotura de la punta de vidrio. Las
microsondas se pueden utilizar para medir el pH de sistemas muy pequeños,
tales como el interior de una célula o una disolución dispuesta sobre un cristal
portaobjetos para microscopio. Las sondas con electrodos de membrana plana
pueden ser utilizadas para medir el pH de sustancias semisólidas y de viscosidad
alta, tales como las carnes, los quesos y las placas de agar, y para volúmenes
pequeños, tan reducidos como 10 μl (Nielsen, 2009).

4. 3.2 LA ACIDEZ VALORABLE
3.2.1 DEFINICIÓN
La acidez valorable de un alimento se determina por medio de una volumetría
acido-básica, para medir la concentración total de los ácidos. Dichos ácidos son,
en su mayor parte, ácidos orgánicos (por ejemplo, el cítrico, el málico, el láctico,
el tartárico), aunque el ácido fosfórico es un ácido orgánico que, algunas veces,
se añade a los alimentos. Los ácidos orgánicos presentes en los alimentos
influyen en el sabor (es decir, en la aspereza), el color, la estabilidad microbiana
y en la calidad de conservación. La acidez valorable de las frutas se utiliza, junto
con el contenido en azúcares, como un indicador de su grado de maduración.
Aunque los ácidos orgánicos pueden encontrarse presentes de forma natural en
el alimento, también pueden ser formados mediante la fermentación o ser
añadidos durante la formulación y el procesado.
Para determinar la acidez varolable, se valora un volumen (o un peso) conocido
de una muestra alimentaria frente a una base valorada, bien sea hasta un punto
final señalado por el pH o bien hasta el de la fenolftaleína. El volumen de agente
valorante consumido, junto con la normalidad de la base y el volumen (o el peso)
de la muestra, se utilizan para calcular la acidez valorable, expresada en
términos del acido orgánico predominante.
3.2.2 ALGUNAS CONSIDERACIONES GENERALES
El pH se utiliza para determinar el punto final de una volumetría ácido-base. Esto
se puede conseguir directamente mediante pHmetro, aunque más comúnmente
se utiliza un tinte indicador. En algunos casos, la manera en que el pH varía en
el transcurso de la valoración volumétrica puede conducir a problemas sutiles.
Son necesarios algunos conocimientos de fondo de la teoría de los ácidos para
entender completamente las volumetrías y comprender los problemas que,
ocasionalmente, pueden presentarse (Nielsen, 2009).
3.2.3 LA AMORTIGUACIÓN
Aunque hipotéticamente el pH puede variar desde 1 hasta 14, es difícil obtener
lecturas por debajo del pH 1. Esto es debido a la disociación incompleta de los
iones hidrógenos, a concentraciones de ácido elevadas. A una concentración 0,1
N, se supone que los ácidos fuertes se encuentran totalmente disociados. Por
consiguiente, siempre hay presentes ácido totalmente disociado cuando se
utiliza una base fuerte para valorar un ácido fuerte; y el pH en cualquier punto de
la volumetría es función de la concentración de los iones hidrógeno del ácido
sobrante.
Todos los ácidos de los alimentos son ácidos débiles. Menos del 3% de sus
hidrógenos ionizables se encuentran disociados de la molécula de origen.
Cuando los iones hidrogeno libres son retirados mediante la valoración, pueden

5. surgir nuevos iones hidrógeno a partir de las demás moléculas originales no
disociadasanteriormente. Esto tiende a amortiguar (o nivelar) la disolución frente
a cambios repentinos de pH. Esta propiedad de una disolución para resistirse a
los cambios en el pH se conoce como nivelación. La nivelación (o amortiguación)
tiene lugar en los alimentos, siempre que un acido débil y un sal del
correspondiente anión están presentes en el mismo medio. A causa de la
amortiguación, una representación gráfica del pH frente al agente valorante
resulta más compleja para los ácidos débiles que para los ácidos débiles que
para los ácidos fuertes. No obstante, esta relación se puede predecir por medio
de la ecuación de Henderson-Hasselbach.
3.2.4 LA VALORACIÓN POTENCIOMÉTRICA
En el punto de equivalencia de una valoración, el número de equivalentes de
ácido iguala exactamente al número de equivalentes de base y se alcanza la
neutralidad completa del ácido. A medida que nos aproximamos al punto de
equivalencia, el denominador [HA] en la ecuación de Handerson-Hasselbach
se hace insignificantemente pequeño y el cociente [A-] / [HA] aumenta
exponencialmente. Como consecuencia, el pH de la disolución aumenta
rápidamente y, por último, se acerca al pH del agente valorante. El punto de
equivalencia exacto es el punto medio de esta rampa de aumento brusco del pH.
La utilización de un pHmetro para identificar el punto final se conoce como el
método potenciométrico para determinar la acidez valorable. La ventaja de
determinar potencialmente potenciométricamente el punto de equivalencia es
que se identifica el punto de equivalencia preciso. Puesto que el final de la
valoración lo señala un cambio rápido en el pH (y no, por si mismo, algún valor
final de pH), ni siquiera es imprescindible una calibración exacta del pHmetro.
No obstante, con el fin de identificar el punto de equivalencia, hay que tomar nota
del pH frente al agente valorante consumido. Esto, y las restricciones físicas a
las sondas del pH y la lenta respuesta con algunos elecrodos, hacen que el
enfoque potenciométrico sea un poco engorroso (Nielsen, 2009).
3.2.5 LOS INDICADORES
La sencillez en el trabajo rutinario, con frecuencia se utiliza una disolución
indicadora para aproximar el punto de equivalencia. Este enfoque tiende a
sobreexceder el punto de equivalencia en una pequeña cantidad
Cuando se utilizan los indicadores, el término punto de equivalencia es sustituido
por los de punto final o punto final colorimétrico. Esto recalca el hecho de que los
valores resultantes son aproximados y dependientes del indicador en concreto.
La fenolftaleína es el indicador más comúnmnete utilizado con los alimentos.

6. Cambia de incoloro a rosa en laregion de pH 8,0 y 9,6. Habitualmente, se
presenta un cambio signficativo de color hacia el pH 8,2. Este valor dl pHse
denomina el punto final de la fenolftaleína.
3.2.6 LA PREPARACIÓN DE LOS REACTIVOS
3.2.6.1 El álcali valorado
El hidróxido de sodio (NaOH) es la base más comúnmente utilizada en las
detreminacion es de acidez valorada. En ciertos aspectos, parecería ser un
pobre candidato para utilizarlo como una base patrón. El NaOH de calidad
“reactivo” es muy higroscópico y , a menudo, contiene cantidades significativas
de carbonato de sodio insoluble. Consecuentemente, la normalidad de las
disoluciones de trabajo no es precisa, sino que tiene que ser valorada frente a
un acido de normalidad conocida. No obstante, la economía, la disponibilidad y
una larga tradición en el uso del NaOH pesan más estos defectos. Normalmente,
las disoluciones de trabajo se preparan a partir de una disolución de
almacenamiento que contiene un 50% de hidróxido de sodio en agua (m/v).
3.2.6.2 El acido patrón
Las impurezas y la naturaleza higroscópica del NaOH lo hacen inadecuado
comon patrón primario. Por consiguiente, las disoluciones valorantes de NaOH
deben ser valoradas frente a un acido patrón. Comúnmente, se utiliza el
hidrogenoftalato de potasio (KHP) para este propósito.
3.2.6.3 El análisis de la muestras
Hay una serie de métodos oficiales para la determinación de la acidez valorable
en diversos alimentos. Sin embargo, la determinación de la acidez valorable es,
en la mayor parte de las muestras, relativamente rutinaria y diversos
procedimientos comparten muchas etapas comunes. Se valora un alícuota de la
muestra (a menudo, 10 ml) frente a una disolución valorada de álcali (con
frecuencia, NaOH 0,1 N) hasta rl punto final de la fenolftaleína. Cuando la
pigmentación de la muestra hace impracticable la utilización de un indicador
coloreado, se hace uso de determinación potenciométrica del punto final.
En la figura 13-6 se ilustran dos montajes de valoración típicos para los puntos
finales potenciómetro y colorimétrico. Cuando se utilizan indicadores de punto
final, se prefieren, habitualmente, los matraces de Erlenmeyer. Se puede utilizar
una varilla agitadora magnética; aunque el mezclado de la muestra por medio de
la agitación manual es, generalmente, adecuado. Cuando se hace uso de la
agitación manual, el matraz de la muestra se agita con la mano derecha. La llave

7. de paso se encuentra situada en el lado derecho. Se disponen cuatro dedos de
la mano izquierda por detrás del macho de la llave de paso, mientras que el dedo
pulgar se coloca por delante del macho. El agente valorante se dispensa a una
velocidad lenta, uniforme, hasta aproximarse al punto final y, a, continuación se
adiciona gota a gota hasta que el color del punto final no se desvanezca después
de reposar durante un periodo de tiempo predeterminado, habitualmente 5-10
segundos.
Fig.2 Dos montajes para la determinación de la acidez valorable
Fuente: Nielsen (2009)
3.2.6.4 El cálculo de la acidez valorable
En la química general, la fortaleza de un acido se presenta, con frecuencia, en
términos de la normalidad (los equivalentes en litro) y puede ser calculada uso
de la ecuación Nvalorante Vvalorante = Nmuestra Vmuestra , donde N es la normalidad y V
el volumen (a menudo, en mililitros). Sin embargo, los ácidos alimentarios se
declaran, habitualmente, como un porcentaje sobre el peso total de la muestra.
De esta manera la ecuación para la acidez varolable es como seigue:
% de acido (m/m) =
𝑁× 𝑉×𝑝𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞
𝑊×1000

8. Donde:
N= normalidad del agente valorante, habitualmente NaOH.
V=volumen consumido del agente valorante
Peso Eq=peso equivalente del acido predominante (en mg/mEq)
W= masa de la muestra (en g)
1000=factor de conversión de los mg a gramos (mg/g)
3.2.7 EL CONTENIDO EN ÁCIDOS DE LOS ALIMENTOS
La mayor parte de los alimentos son tan complejos químicamente como la vida
misma. Como tales, contiene la dotación completa de los ácidos del ciclo de
krebs (y de sus derivados), los ácidos grasos y los aminoácidos. Teóricamente,
todos y cada uno de ellos contribuye a la acidez valorable. La valoración rutinaria
no es capaz de distinguir entre los ácidos individuales. Por consiguiente la acidez
valorable se expresa habitualmente en términos del acido predominante. Para la
mayoría de los alimentos, esto es inequívoco. En algunos casos se encuentran
presentes dos ácidos en grandes concentraciones y el ácido predominante
puede cambiar con el grado de maduración. En las uvas con frecuencia el ácido
málico predomina antes de la maduración mientras que, típicamente, el ácido
tartárico predomina en el fruto maduro. En las peras, se observa u fenómeno
similar con los ácidos málico y cítrico. Afortunadamente, los pesos equivalentes
de los ácidos alimentarios comunes son bastantes parecidos. Por consiguiente,
el porcentaje de la acidez valorable no se ve afectado sustancialmente por una
predominancia mixta o una elección incorrecta del ácido predominante.
4. MATERIALES Y METODOS:
Materiales
Muestras alimenticias:
 Vino
 Queso
 Harina de trigo
Materiales
 Licuadora o mortero

9.  pH-metro
 Balanza analítica
 Papel indicador de pH
 Papel filtro.
Material de Vidrio:
 Vasos precipitados de 50 ml.
 Pipetas
 Pipetas
 Buretas
 Embudos de vidrio.
 Baguetas de vidrio.
Reactivos:
 Solución de Hidróxido de sodio 0.1 N
 Solución de fenolftaleína
 Agua destilada
5. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTA
A. Preparación de las muestras
ALIMENTOS LÍQUIDOS: jugos de fruta leche otras soluciones, etc. .Si es
necesario extraer el juego de la fruta. Utilizar el extracto, Si la muestra
proviene de soluciones de cubierta como los productos enlatados, realizar
un mezclado previo y luego filtrar
ALIMENTOS SOLIDOS
carnes ,quesos ,papas ect,pesar aproximadamente 10gr de muestra
,añadir 100ml de agua destilada para queso la proporción es de 1:3 licuar
,decantarlo el sobrenadante y filtrar .UtilizAR EL FILTRADO PARA
REALIZAR LAS DETERMINACIONES
PH EN QUESO

10.  Cortar pequeños pedazos de queso ,pese aproximadamente 10gr
gramos de la muestra
 mezclar todo el contenido pesado con 200ml de agua destilada
 deje la muestra por 5 minutos
 utilizando una probeta mida 30ml de la muestra preparada y
transfiera a un vaso de precipitado
 mida el pH de la muestra
B. ALIMENTOS DE CONSISTENCIA PEGAJOSA
Jarabes mermeladas, compotas, jugos concentrados forma parte de este
tipo de muestra, deben ser desintegradas previamente utilizando un baño
maría
C. MUESTRA DE HARINAS
Se debe pesar 10 gr de harina disolver en aproximadamente 100ml de
agua destilada previamente hervida y libre se CO2 Agitar por espacio de
30 minutos
NOTA IMPORTANTE
En caso sea necesario eliminar CO2 si está presente, por alguno de los
métodos siguientes
1. colocar 25ml de muestra de un pequeño Erlenmeyer y conectarlo
a una trompa de aspiración de agua agitar 1min con vacío.
2. colocar 25ml de muestra en un pequeño Erlenmeyer calentar a
ebullición incipiente y mantener 30min agitar y enfriar
D. DETERMINACION DEL PH EMPLEANDO CINTAS DE PAPEL
 Tomar una cantidad de aproximadamente 25ml de muestra de vino en
un vaso de precipitado de 50ml previamente preparada de acuerdo a
las indicaciones mencionadas anteriormente
 introducir directamente en el liquido problema una cinta Ph
 determinar el Ph por comparación con los estándares de Ph indicados
en la respectivamente caja de las cintas de papel
E. DETERMINACION DEL PH EMPLEANDO EL POTENCIÓMETRO
 tomar o menos 25 ml de muestra de vino en un vaso de precipitado de
50ml
 introducir directamente el electrodo en la solución problema y leer el
Ph

11.  seguir las instrucciones de manejo indicadas por el profesor
F. DETERMINACION DE ACIDEZ TITULABLE TOTAL POR TITULACION
El anhídrido carbónico y el anhídrido sulfuroso no están comprendidos en
la acidez total
 medir 10ml de vino con pipeta de dible aforo y colocarlos en un
Erlenmeyer de 150-200ml de capacidad
 emplear como indicador 5 gotas de fenoltaleina en solución
alcohólica al 1%
 titular con solución de NaOH 0.1N
 El punto final se apreciara de la siguiente forma
 El vinos blancos se dará terminada la titulación cuando el líquido
adquiera un color rosado persistente
 En vinos tintos se hará una dilución previamente a fin de poder
observar al cambio de color durante el proceso .Se considera
terminada la titulación cuando el líquido adquiera un color
persistente
 Expresar la acidez en gramos de ácido tartárico por litro
G. DETERMINACION DE ACIDEZ TITULABLE TOTAL CON USO DEL
POTENCIOMETRO
 Medir 2.0 ml de vino con una pipeta(alícuota)
 colocarlos en un Erlenmyer de 150-200 ml de capacidad ,hasta
nivel de enrase(volumen de dilución)
 Tomar un muetra de 20 a 25 ml en un vaso de precipitación
(volumen de muestra)
 emplear como indicador 2 a 3 de fenolftaleína en solución
alcohólica al 1%
 introducir el electrodo en el vaso conteniendo la muestra
 titular con solución de NaOH 0.1 N ,hasta que el potenciómetro
marque un Ph DE 8.2 que es el punto de viraje de la fenolftaleína.
 aplicar la siguiente formula a vinos rosados
6. CALCULOS Y RESULTADOS
Para vinos blancos

12. % 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 ×=
(𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻)(𝑁)(𝐹𝑐)(𝑚𝑒𝑞. 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜)
(𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎 𝑔𝑟)
× 100
Para vinos tintos y rosados
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 ×=
(𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻)(𝑁)(𝐹𝑐)(𝑚𝑒𝑞. 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜)(𝑉𝑜𝑙. 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
(𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎 𝑔𝑟)(𝑎𝑙𝑖𝑐𝑢𝑜𝑡𝑎)
× 100
tabla °N
Ácido Peso molecular peso equivalente Factor
acetico 60.05 60.05 0.06
butirico 80.1 80.1 0.088
citrico 192.12 70 0.07
lactico 90.08 90.08 0.09
malico 134.09 67.05 0.067
oleico 282.47 282.47 0.282
oxálico 90.04 45.02 0.045
tartárico 150.08 75.04 0.075
VINAGRE
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 =
(145.4)(0.111)(1)(0.060)
20
× 100
4.8
VINO TINTO
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑡𝑎𝑟𝑡á𝑟𝑖𝑐𝑜 =
(1.5)(0.111)(1)(0.075)(50)
(20)(2)
× 100

13. % 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑡𝑎𝑟𝑡𝑎𝑟𝑖𝑐𝑜 = 1.56%
VINO BLANCO
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑡𝑎𝑟𝑡𝑎𝑟𝑖𝑐𝑜 =
(20)(0.111)(1)(0.075)
(30𝑚𝑙)
× 100
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑡𝑎𝑟𝑡𝑎𝑟𝑖𝑐𝑜 = 0.55%
QUESO
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑙𝑎𝑐𝑡𝑖𝑐𝑜 =
(0.3)(0.111)(1)(0.096)
(25)
× 100
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑙𝑎𝑐𝑡𝑖𝑐𝑜 = 0.012%
HARINA
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 =
(0.2)(0.111)(1)(0.049)
(10)
× 100
% 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒𝑧 = 0.011%
VI. DISCUSIONES
 En los resultados el pH de la muestra de carne está dentro de los
parámetros de carne permitidos, los cuales están entre 5.1 y 6.2.
 Cuando la carne tiene el pH bajo (ácido) puede implicar que la actividad
microbiana es importante y es probable que ya haya iniciado no solo un
proceso de maduración sino de putrefacción.
 En el caso del pH alto (básico) implica más bien que a la carne se la
añadido alguna sustancia que modifica su pH. Lo más común es que la
adición de fosfatos sea la causa de que una carne tenga un pH alto. Un
exceso de estas sustancias puede incluso producir un ligero sabor a
jabón, ya que se presenta el fenómeno de saponificación de las grasas
presentes en la carne.
 En lo que respecta al pH del vino rojo esta dentro de los valores permitidos
los cuales están entre 3.3 y 3.5.

14.  De todos los factores que afectan las cualidades del vino, el pH está
dentro de los más importantes. El pH de un vino afecta al sabor, la textura,
el color y el olor del mismo. Los diferentes vinos se mantienen típicamente
dentro de ciertos valores de pH. La mayoría de vinos blancos están entre
los 3 y 3.3 de pH. La mayoría de vinos rojos están entre los 3.3 y 3.5 de
pH.
 Los valores del pH del queso oscilan entre 4,7 y 5,5 en la mayoría de los
quesos, y desde 4,9 hasta más de 7 en quesos madurados por mohos.
 La primeras fases de fabricación determinan la velocidad de producción
de acidez hasta la adición de cloruro sódico, que junto a la pérdida de
lactosa, determina el pH más bajo del queso. Posteriormente, la actividad
de bacterias y mohos origina la degradación de los componentes de la
cuajada a compuestos neutros o alcalinos que eleven el pH, cuyos niveles
máximos se registran cuando la actividad proteolítica es muy fuerte.
 La regulación del pH se debe de llevar a un nivel menor de 4.5 pues una
acidez alta favorece la destrucción de los microorganismos; el pH al que
se debe de llevar el néctar depende también de la fruta.
 El pH es uno de los parámetros químicos que permite expresar la acides
la naranja. Se le considera un indicador de madurez, ya que su valor
tiende a aumentar a medida que el estado fisiológico del fruto pasa de
verde a maduro. El pH de naranja varia por lo general entre 2.9 y 3.9.
VII. CONCLUSIONES
 La acidez titulable no se puede predecir a partir de la concentración actual
de iones de hidrógeno que se determina con el pH.
 El pH de un alimento se mide con un indicador de color o un pH metro, se
recomienda este para mejores resultados.
 La acidez titulable o normalidad del ácido se determina por titulación o
valoración, mediante una base de normalidad conocida. En otras palabras
la acidez titulable se puede determinar añadiendo suficiente álcali de
normalidad conocida hasta neutralizar toda la acidez.
 Existe una notable diferencia entre el pH y la acidez de una sustancia. El
pH mide la disociación de un ácido o una base en una solución, mientras
que la acidez es el grado en el que una sustancia es ácida.

15.  En alimentos el grado de acidez indica el contenido en ácidos libres. Se
determina mediante una valoración (volumetría) con un reactivo básico.
El resultado se expresa como el % del ácido predominante en el material.
Ej: En aceites es el % en ácido oleico, en zumo de frutas es el % en ácido
cítrico, en leche es el % en ácido láctico.
VIII. RECOMENDACIONES
 En algunas muestras como: Carne, queso es necesario triturarlas para
hallar su porcentaje de acidez por medio de la titulación.
 Se recomienda realizar más de una titulación para hallar un promedio del
porcentaje de acidez.
 Utilizar agua destilada para evitar que los materiales se contaminen o se
mezclen con otros reactivos.
La mayoría de los alimentos presentan niveles de pH en un rango entre 2 y 7.
Los microorganismos presentan pH óptimos, máximos (generalmente en la
región alcalina que no es de uso practico en los alimentos) y mínimos de
crecimiento, por debajo de los cuales no se desarrollan, aunque pueden quedar
viables (José A. Barreiro y Aleida J. Sandoval B, 2000).
Independientemente del grado de acidez que la escala de pH nos permite medir,
los ácidos presentes en los alimentos pueden ser fuertes o débiles. En efecto
rara vez se presentan en estado libre o aislados, sino frecuentemente unidos a
bases.
Ahora bien, cuando la base con la que esta asociando un acido es fuerte
(hablando en términos químicos), el acido cuente poco en el enlace. Y a la
inversa, cuando la base es débil, el acido cuenta mucho. Es estable, se combina
mal con otras cosas y se dice que es fuerte.

16. La distinción entre ácidos fuertes y débiles es útil de conocer ya que, desde el
punto de fisiológico, los ácidos fuertes(a causa de su estabilidad y de su dificultad
para combinarse) son muchos mas difíciles de neutralizar y de eliminar de
nuestro organismo que los ácidos débiles.
Los ácidos fuertes provienen principalmente de las proteínas animales. Se trata
ante todo de los ácidos úrico, sulfúrico y fosfórico. Su evacuación exige del
hígado un trabajo importante de neutralización y un trabajo no menos importante
de eliminación por parte de los riñones. Estos últimos, por otra parte, no son
capaces de eliminar más que una cantidad bien definida de ácidos fuertes cada
día, de manera que entonces, necesariamente, el excedente se acumula en los
tejidos. El consumo de proteínas animales debe, por tanto, estar controlado.
Los ácidos débiles son, sobre todo, de origen vegetal (hidratos de carbono y
proteínas vegetales), excepto los que provienen de yogures, suero lácteo que
son de origen animal.
Si un acido es débil, (como es el caso del acido cítrico, presente en la naranja,
el limón, el pomelo, etc.) sus efectos no van mas allá de presentarse como una
sustancia de sabor agrio .Pero si se trata de un acido fuerte, (como el acido
clorhídrico, el nítrico o el sulfúrico, mas difíciles de encontrar en la naturaleza) y
además esta concentrado, nos encontramos ante una sustancia muy peligrosa
por sus efectos. (Christopher Vasey, 2005).
9.3. Enumere los ácidos presentes en los alimentos y el valor del mili
equivalente que se usa cuando se calcula la acidez total de los mismos.
1. Acido cítrico 0.064
2. Acido málico 0.067
3. Acido tartárico 0.075
4. Acido acético 0.060
5. Acido oxálico 0.05
6. Acido benzoico 0.122
7. Acido ascórbico 5

17. 8. Acido fosfórico 0.049
9. Acido fólico 0.441
10.Acido láctico 0.090
FUENTE: Johnstone Fisher (1997)
X. BIBLIOGRAFÍA
 AOAC International. 2000. Oficial Methods of Analysis, 17° edición. AOAC
International, Gaithersburg, MD.
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