sábado, 26 de septiembre de 2015

Introducción al Analisis Enológico



INTRODUCCIÓN AL ANALISIS ENOLÓGICO

En enoligía hay que estudiar la composición del vino del modo más completo posible. El técnico enologo tiene que conocer bien esta composición si quiere comprender los fenómenos que intervienen en la maduración de las uvas, elaboración de los vinos, tratamientos y conservación. 

Hay que tener en cuenta que el trabajo de laboratorio pertenece a una actividad cuyos resultados deben ser contrastados y verificados. Por tanto, resulta de capital importancia: La calibración y el conocimiento de la composición química y evolución del vino.

- Entender y aplicar los conceptos básicos de la química, que son la base y el fundamento de todo.
- Distinguir entre los tipos de técnicas analíticas cualitativas y cuantitativas, para que a la hora de trabajar no sea necesario emplear tiempo en clasificarlas ni en describir los parámetros y conceptos básicos que atañen a todos los métodos analíticos.
- Capacidad de entender y aplicar la técnica del muestreo, conociendo la gran importancia que implica éste, en el análisis enológico. Elaborar un plan de muestreo eligiendo el tipo a desarrollar y a determinar el tamaño de la muestra, aplicándolo a todo tipo de productos usuales en una explotación vitivinícola.
- Alcanzar los objetivos relacionados con el control de calidad de los productos elaborados, procurando utilizar las tecnologías más actuales o que podamos disponer y siempre cumpliendo con la normativa aplicable a cada situación.

Ejemplo del análisis detallado de un vino tinto:

- Grado alcohólico: 12%
- Densidad: 0,9977
- Densidad del vino sin alcohol: 1,0107
- Azúcares reductores: 1,9g/l
- Extracto seco: 27,0g/l
- Cenizas: 2,92 g/l
- Acidez total: 3,52g/l
- Acidez volátil: 0,45g/l
- Acetato de etilo: 0,12g/l
- SO2 libre: 6mg/l
- SO2 total: 64mg/l
- Acido tartárico: 2,21g/l
- Acido málico: 0
- Acido láctico: 2,02 g/l
- Acido succínico: 1,02g/l
- Glicerol: 11,7g/l
- Butilenglicol: 0,75g/l
- Nitrógeno total: 0,40g/l
- Índice de polifienoles: 43meq./l
- Antocianinas: 165mg/l
- Taninos: 2,30g/l
- Gas carbónico: 0,24g/l


FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA

Las fórmulas químicas expresan la composición de las moléculas y de los compuestos iónicos por medio de símbolos químicos. Al decir composición, entendemos que nos indican los elementos químicos presentes y también la proporción en la cual se combinan sus átomos.

Hay tres tipos de fórmulas:

- Fórmula Molecular: Indica el número de exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Por ejemplo la fórmula del agua oxigenada es H2O2, que nos indica que en una molécula hay dos átomos de Hidrógeno y dos átomos de Oxígeno.

- Fórmula Empírica: Indica que elementos están presentes y la relación mínima entre sus átomos expresada en números enteros. Por ejemplo la fórmula empírica del agua oxigenada es HO. En muchos casos coincidirán la fórmula empírica y la molecular, como en el agua H2O o el dióxido de Carbono CO2.

- Fórmula Estructural: Indica el modo en el que los átomos están unidos entre si y su posición en el espacio. Por ejemplo el agua oxigenada tiene una fórmula estructural H-O-O-H

Entendemos por formular, escribir la composición de una molécula de cualquier compuesto químico (NaCl o CaO) y nombrar o nomenclatura, es asignar el nombre correcto a la fórmula de un compuesto químico (NaCl: Cloruro de Sodio, CaO: Óxido de Calcio).

En esta pagina web se puede encontrar bastante información asociada a cada elemento (www.ptable.com).


SISTEMAS DE FORMULACIÓN


Para poder formular es conveniente conozcer conceptos como:

- Valencia: Es la capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros y nos indica el número de uniones simultáneas que un átomo es capaz de formar con otros átomos. Por ejemplo, en la molécula de agua, la valencia del oxígeno es 2, ya que forma dos uniones o enlaces con 2 átomos de Hidrógeno.

- Número de Oxidación: Es la carga eléctrica que tendría un átomo de un elemento en un compuesto si todas las uniones que lo forman fueran iónicas.

Clases de nomenclaturas:

- Tradicional o Funcional: Recibe este nombre por fundamentar la identificación de los compuestos en la función
química que los constituye. Tiende a desaparecer.

- Sistemática: Recomendada por la IUPAC Reconoce las sustancias indicando la proporción de cada uno de sus constituyentes. Las diferencias que existan entre dos compuestos cuyos componentes sean monoatómicos, las refleja por el número de átomos que los constituyen. Para ello usa los prefijos mono, di, tri,… El prefijo mono se
suele omitir, salvo casos excepcionales.

- Stock: Indica el nombre genérico del compuesto, a continuación el nombre del elemento que lo forma y, por último, la valencia de este expresada en números romanos y encerrada entre paréntesis.


MEZCLAS Y DISOLUCIONES

Una dispersión es una mezcla de dos o más sustancias en la que las partículas de una se hallan distribuidas en el seno de la otra. La primera se llama fase dispersa y la segunda fase dispersante.

El tamaño de la fase dispersa puede variar entre límites bastante amplios: Desde el tamaño de un grano de arena hasta el tamaño molecular. Según este tamaño de las partículas podemos clasificar a las dispersiones en:

- Suspensiones: El tamaño de las partículas de la fase dispersa es superior a 1 micrómetro (μm). Estas partículas son visibles con una lupa o con un microscopio óptico y a veces a simple vista, si se dejan en reposo sedimentan, no atraviesan los poros del papel de filtro ordinario, por tanto pueden separarse por filtración. Ejemplo: el agua turbia.

- Disoluciones Coloidales o Coloides: El tamaño de las partículas dispersas oscila entre 0,1 μm y 0,001 μm(clara de huevo en agua al agitar fuertemente). Las partículas coloidales no sedimentan, atraviesan los filtros ordinarios. No son visibles al microscopio óptico, pero sí con microscopio electrónico. El humo es una dispersión coloidal de un sólido en un gas.

- Disoluciones Verdaderas: El tamaño de las partículas dispersas en una disolución verdadera es inferior a 0,001 μm, se trata de moléculas o de iones. No son visibles por ningún medio ni son separables por filtración. Por ejemplo una disolución de azúcar en agua. A la fase dispersa se le denomina soluto y a la fase dispersante disolvente. A veces resulta difícil distinguir entre uno y otro, por ejemplo en una disolución de agua y etanol a partes iguales. En una disolución de un sólido en un líquido, al sólido se le considera el soluto. En las disoluciones de líquidos y gases el disolvente es el componente que se encuentra en mayor proporción.

También se diferencian las disoluciones por la cantidad de soluto presente en la disolución:
- Diluida: Si la proporción de soluto respecto al disolvente es pequeña.
- Concentrada: Si la proporción de soluto a disolvente es grande.
- Saturada: Cuando la disolución contiene la máxima cantidad posible de soluto, para una temperatura dada.
- Sobresaturada: Si contiene más cantidad de soluto que la que admite el disolvente. Estas disoluciones no son estables y basta que haya una alteración de las condiciones externas, para que parte del soluto se separe de la disolución en forma de sólido.


CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES EXPRESADA EN UNIDADES FÍSICAS

Si la concentración de una disolución es la cantidad de soluto que se ha disuelto en una cantidad determinada de disolvente o de disolución, veamos las diferentes formas de expresarla.

Expresión de la concentración en unidades físicas:

1.- Porcentaje en peso (% p/p)(% m/m)


2.- Porcentaje en volumen (% v/v)


3.- Porcentaje en masa/volumen (% m/v)



Siendo mL =  mililitros y g = gramos.

4.- Partes por millón (ppm)

Expresa los gramos de sustancia por millón de gramos de disolución. Dado que la densidad de una disolución acuosa diluida es próxima a 1,00 gramo/mililitro, se suele equiparar 1gramo de agua con 1 mililitro de agua,(aunque esta equivalencia es sólo una aproximación). Por tanto 1 ppm equivale a 1miligramo/Litro.


Para disoluciones acuosas siendo mg = miligramos y L = litros

5.- Partes por billón (1) (ppb)


Para disoluciones acuosas siendo μg= microgramo

(1) Se acepta la denominación de partes por billón, aunque se refiere a un billón americano (mil millones) y no a un billón español (un millón de millones).


CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES EXPRESADA EN UNIDADES QUÍMICAS

1.- Molaridad (M): Muchas veces, para abreviar, la concentración molar de un compuesto A se suele representar mediante la fórmula del compuesto A encerrado entre corchetes: . Por ejemplo, una expresión del tipo = 2 mol/L, se leería como "la concentración molar de ácido clorhídrico es igual a 2 mol/L".


2.- Normalidad (N): El número de equivalentes de una sustancia se obtiene dividiendo su masa entre el peso equivalente. El peso equivalente (en lo sucesivo PE) de un ión o de un elemento es igual a la masa molar (M) dividido por la valencia. El de un ácido o de una base es igual a la masa molar dividida por el número de iones H+ o de iones hidroxilo que se pueden sustituir. En una sustancia que se reduce o se oxida, el peso equivalente es igual a la masa molar dividida por el número de electrones captados o cedidos.


donde L= litros

3.- Molalidad (m)


4.- Fracción molar (X)


REACCIONES QUÍMICAS

Reacción química, se define como un proceso en el que una o más sustancias, denominadas reactivos, cambian para formar una o más sustancias nuevas, denominadas productos.

Una ecuación química es la representación de una reacción, utilizando símbolos químicos para mostrar que sucede durante la misma.

En el primer miembro debes escribir las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos), y en el segundo miembro se escriben las fórmulas de las sustancias que se forman (productos), separados por una flecha, si la reacción es irreversible o por dos (una para cada sentido), si la reacción es reversible.

Además de las fórmulas de las sustancias, deben aparecer los coeficientes estequiométricos, que nos indican el número de moles de cada sustancia que intervienen en la reacción.

aB + bB ≤ = ≥ cC+dD

Esta ecuación se leerá: A moles de la sustancia A reaccionan con b moles de la sustancia B para dar c moles de la sustancia C y d moles de la sustancia D.


Si aplicas la ley de conservación de la masa (Lavoisier) en una reacción, la suma de las masas de los reactivos ha de ser igual a la suma de las masas de los productos. Esto viene a significar que en el transcurso de una reacción química los átomos ni se crean ni se destruyen, simplemente se reagrupan.

Para que esto se cumpla es necesario que el número de átomos de cada elemento de los reactivos sea igual al número de átomos de cada elemento en los productos.


Cuando una ecuación cumple la ley de conservación de la masa, se dice que está "igualada" o "ajustada".

Por ejemplo, la reacción representada por la ecuación:


Nos indica cualitativamente el proceso químico, pero no cumple con la ley de conservación de la masa. La ecuación ajustada sería así:


ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES

Estequiometría es el estudio cuantitativo de los reactivos y productos, que intervienen en una reacción química.

Es importante recuerdar el significado de los conceptos de mol y masa molar.

Una ecuación química es la representación de una reacción que una vez ajustada, nos da información:

- Cualitativa: Que sustancias reaccionan y que sustancias se producen.

- Cuantitativa: Que cantidad de reactivos participa en la reacción y que cantidad de productos se
consiguen.

Ejemplos:


Podemos leer la ecuación diciendo que "un mol de Carbono se combina con un mol de Oxígeno, para dar un mol de dióxido de Carbono".

Pero también la podemos leer diciendo que "12 gramos de Carbono se combinan con 32 gramos de oxígeno para dar 44 gramos de Dióxido de Carbono".


"2 moles de Monóxido de Carbono reaccionan con un mol de oxígeno para dar dos moles de Dióxido de Carbono", o que "2 x 28 gramos de Monóxido de Carbono reaccionan con 32 gramos de oxígeno para dar 2 x 44 gramos de Dióxido de Carbono".

1 mol de CO: 28 g / 1 mol de O2: 32 g / 1 mol de CO2: 44 g


REACTIVO LIMITANTE

Si hacemos reaccionar los reactivos en cantidades que no sean las que nos indica la lectura de la ecuación química. Sucederia que alguno de ellos no reaccionaria en su totalidad. Ejemplo:

Supón que ponemos en contacto 35 gramos de CO con 50 gramos de O2. ¿Qué cantidad de reactivo quedaría sin reaccionar? ¿Cuánto CO2 se formaría?

2CO + O2 => 2CO2

La ecuación ajustada nos informa que 56 gramos (2 x 28 g) de CO se combinan con 32 gramos de O2 para dar 88 gramos de CO2(2 x 44 g).

35 g CO reaccionarán con 20 g de Oxígeno y se formarán 55 g de CO2. Por lo tanto, tenemos 30 g de oxígeno en exceso.

En este ejemplo el monóxido de Carbono (CO) se dice que actúa como reactivo limitante, ya que es quién limita la cantidad de Oxígeno que puede reaccionar y la cantidad de CO2 que se va a formar. El Oxígeno (O2) se dice que actúa como reactivo en exceso.



REACTIVOS PUROS E IMPUROS

El que los reactivos presentes en las reacciones químicas correspondan siempre a sustancias puras, es circunstancia poco frecuente en la realidad. Por regla general, todas las sustancias presentan un cierto número de impurezas. Por tanto, a la hora de resolver un caso práctico aplicando los cálculos estequiométricos convenientes, nunca debemos de tomar la cantidad total de muestra que se da (a no ser que su pureza sea 100%), sino la parte que corresponde al reactivo puro.

Así, por ejemplo, si te dicen que tienes una muestra de cal viva de 250 g cuya riqueza en Óxido de Calcio (CaO) es del 80%, has de considerar que la cantidad real de Óxido de Calcio no es 250 gramos sino 200 gramos.

Ejemplo: Supongamos que tienemos 500 gramos de una cal comercial con una riqueza del 80% de Óxido de Calcio (CaO). Con el fin de usarla en la viña la apagas con agua, formándose "Cal apagada" (Ca(OH)2). ¿Cuánta cal apagada se ha conseguido?


TIPOS DE REACCIONES

Según su velocidad de reacción:
- Lentas (oxidación del hierro en el aire).
- Rápidas (combustión de la pólvora).

Según la energía del proceso:
- Exotérmicas: Si se llevan a cabo con una liberación de energía, normalmente en forma de calor. La combustión del carbón o la gasolina son un ejemplo de
este tipo de reacciones
- Endotérmicas: Si el proceso requiere, para su realización, un aporte de energía, suministrada generalmente en forma de calor.

Atendiendo a la estabilidad de los productos:
Existen reacciones en las que los productos obtenidos son tan estables, que prácticamente son incapaces de volver a reaccionar entre sí para regenerar las sustancias iniciales. Esto sucede, por ejemplo, cuando reacciona el nitrato de plata con el cloruro de sodio:


En este caso la reacción se denomina irreversible ya que se forma un compuesto sólido y precipita. En cambio, existen procesos en los que los productos obtenidos son capaces de volver a reaccionar entre sí para regenerar las sustancias reaccionantes. Así, en la síntesis del amoníaco, éste puede descomponerse volviendo a producir hidrógeno y nitrógeno:


En este caso se dice que la reacción es reversible. Cuando en una reacción se forman gases o sólidos, es difícil que sean reversibles. Pero podemos utilizar otros criterios para clasificar las reacciones, como los que se exponen a continuación.

En este caso se dice que la reacción es reversible. Cuando en una reacción se forman gases o sólidos, es difícil que sean reversibles. Pero podemos utilizar otros criterios para clasificar las reacciones, como los que se exponen a continuación.

CLASIFICACIÓN SEGÚN LAS AGRUPACIONES DE ÁTOMOS DE LOS REACTIVOS Y LOS PRODUCTOS

a. Reacciones de combinación, síntesis o adición: Dos o más sustancias reaccionan para dar otra sustancia más. Responden al proceso general dado por la ecuación: A+B → A+B que comprende:
- Obtención de una sustancia compuesta a partir de los elementos químicos que la constituyen (síntesis del agua).
- Obtención de una sustancia compuesta a partir de dos o más sustancias compuestas más sencillas. Por ejemplo: CaO+H2O → Ca(OH)2

b. Reacciones de descomposición: Responden al proceso general dado por la ecuación: AB → A + B que comprende:
- Descomposición de una sustancia en los elementos químicos que la forman. 2H2O → 2H2 + O2
- Descomposición de una sustancia compuesta en otra compuesta más sencilla y otra simple, o en dos o más sustancias compuestas muy sencillas. NH4Cl → HCl+NH3

c. Reacciones de desplazamiento o sustitución: Tienen lugar cuando una sustancia compuesta reacciona con una simple y ésta desplaza o sustituye a uno de los elementos que forman la molécula del compuesto, que queda libre.

La reacción general sería:

AB + C → AC+B

Un ejemplo es la reacción de un ácido con un metal para formar la sal correspondiente y liberar hidrógeno:

ZN + 2 HCl → ZnCl2 + H2

Cuando existe un doble desplazamiento, también se denominan reacciones de intercambio.

Na2SO4 + BaCl2 → 2 NaCl + BaSO4

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Entendemos por reacciones de neutralización, aquellas en las que un ácido o un ión ácido reacciona con una base o un ión básico para dar una sal y si transcurren en medio acuoso, generalmente agua.

Como los óxidos no metálicos en solución acuosa se transforman en ácidos y los óxidos metálicos en solución acuosa se transforman en bases, también pueden intervenir en reacciones de neutralización.

Ácido + Base <==> Sal + Agua
HCl(ac) + NaOH(ac) <==> NaCl(ac) + H2O(l)
Óxido metálico (Básico) + Ácido <==> Sal + Agua
MgO(s) + 2HCl(ac) <==> MgCl2(ac) + H2O(l)
Óxido de Metal + Óxido de No Metal <==> Sal
MgO(s) + SO3 (g) <==> MgSO 4(s)

La neutralización, realmente, se produce en la reacción H+ + OH- <==> H2O, ya que el resto de los iones actúan como "espectadores", pues no intervienen.

H+ + Cl- + Na+ + OH- <==> Na+ + Cl- + H

Por ello podemos escribir la reacción como:

H+ + Cl- + Na+ + OH- < == > Na+ + Cl- + H2O

Las reacciones de neutralización son el fundamento de algunas determinaciones en enología como acidez total o volátil.

El pH del punto final de una reacción de neutralización dependerá de la fuerza de los ácidos y bases que reaccionan.

LA LLUVIA ÁCIDA

La lluvia ácida se forma cuando la humedad en el aire se combina con los óxidos de nitrógeno, el dióxido de azufre y el trióxido de azufre emitidos por fábricas, centrales eléctricas, calderas de calefacción y vehículos que queman carbón o productos derivados del petróleo que contengan azufre. En interacción con el agua de la lluvia, estos gases forman ácidos nítricos, ácido sulfuroso y ácido sulfúrico. Finalmente, estas sustancias químicas caen a la tierra acompañando a las precipitaciones, constituyendo la lluvia ácida.

Los contaminantes atmosféricos primarios que dan origen a la lluvia ácida pueden recorrer grandes distancias, siendo trasladados por los vientos cientos o miles de kilómetros antes de precipitar en forma de rocío, lluvia, llovizna, granizo, nieve, niebla o neblina. Cuando la precipitación se produce, puede provocar deterioro en el medio ambiente.

La lluvia normalmente presenta un pH de aproximadamente 5.65 (ligeramente ácido), debido a la presencia del CO2 atmosférico, que forma ácido carbónico, H2CO3. Se considera lluvia ácida si presenta un pH menor que 5 y puede alcanzar el pH del vinagre (pH 3), valores que se alcanzan cuando en el aire hay uno o más de los gases citados.

Entre las medidas que se pueden tomar para reducir la emisión de los contaminantes precursores de éste problema tenemos las siguientes:

- Reducir el nivel máximo de azufre en diferentes combustibles.
- Trabajar en conjunto con las fuentes fijas de la industria para establecer disminuciones en la emisión de SOx y NOx, usando tecnologías para control de emisión de estos óxidos.
- Impulsar el uso de gas natural en diversas industrias.
- Introducir el convertidor catalítico de tres vías.
- La conversión a gas en vehículos de empresas mercantiles y del gobierno.
- Ampliación del sistema de transporte eléctrico.
- Instalación de equipos de control en distintos establecimientos.
- No agregar muchas sustancias químicas en los cultivos.
- Adición de un compuesto alcalino en lagos y ríos para neutralizar el pH.
- Control de las condiciones de combustión (temperatura, oxígeno, etc.).


REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN

Las estructuras metálicas oxidadas sufren un proceso que se debe a las reacciones:

- Oxidación: Proceso en el que un átomo o un grupo de átomos pierden electrones. En este caso el número de oxidación de la especie que se oxida aumenta.
Fe2+ - 1e- <==> Fe3+
C0 - 4e- <==> C4+

- Reducción: Proceso en el que un átomo o grupo de átomos acepta electrones. En este caso el número de oxidación disminuye.
N+5 + 2e- <==> N+3
Cl20 + 2e- <==> 2 Cl-

Una reacción de oxidación-reducción es aquella en la que se produce una transferencia de electrones entre los reactivos.

Uno de los reactivos actúa como agente oxidante, aceptando electrones y otro como agente reductor, cediendo electrones aunque en algunas ocasiones el mismo reactivo puede ser el agente oxidante y reductor.

Se trata de un proceso de oxidación y otro de reducción simultáneos ya que para que una sustancia se oxide, otra tiene que reducirse. Ejemplo:

C + O2 <==> CO2

Se trata de una reacción de oxidación-reducción en la el Carbono se oxida, pasando su un número de oxidación 0 a +4, mientras que el Oxígeno se reduce, pasando su número de oxidación de 0 a – 2.

C0 - 4e- <==> C4+
O20 + 4e- <==> 2 O2-

Otro ejemplo:

I2 + SO2 + 2H2O <==> H2SO4 + 2 HI

El Yodo es el agente oxidante, por lo tanto se reduce

I20 + 2e- <==> 2I-

El SO2 es el agente reductor y por lo tanto se oxida (El azufre en el SO2 está como S4+ y en el H2SO4 está como

S6+
S4+ - 2e- <==> S6+

En esta reacción se basa el método de determinación de Anhídrido Sulfuroso en vinos.

VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIOS

Las reacciones químicas se expresan mediante ecuaciones, que nos informan tanto cualitativa como cuantitativa de la misma.

Como velocidad de una reacción química, entendemos la variación que experimenta la concentración de las sustancias, reactivos y productos, respecto al tiempo transcurrido. Para una reacción tipo:

A + B <==> C + D

La expresión de la velocidad de reacción para la reacción directa, expresada por v, es:

Para la reacción inversa, expresada por v’, la velocidad vendrá dada por la expresión:


Donde x e y son números enteros distintos de 0.

k es una constante denominada coeficiente cinético. La velocidad de reacción depende de factores como concentración, temperatura o naturaleza de los reactivos, o del tipo de reacción.

- Cinética química: Es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; el área química que permite indagar en las mecánicas de reacción se conoce como dinámica química.

LEY DE ACCÓN DE MASAS. PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

- Ley de Acción de Masas: La mayoría de las reacciones son reversibles. En un proceso reversible, al principio la reacción transcurre hacia la formación de productos, pero a medida que se van formando éstos, se inicia el proceso inverso, donde los productos reaccionan entre sí para dar de nuevo reactivos.

Cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan decimos que se alcanza el equilibrio químico, y las concentraciones de los reactivos y los productos permanecen constantes.

Sea una reacción del tipo A + B <==> C + D donde [A], [B], [C] y[D] representan las concentraciones molares de reactivos y productos, cuando se alcanza el equilibrio.

Las velocidades de reacción (v = velocidad reacción directa y v’=velocidad reacción inversa) para una temperatura dada, vienen expresadas por:

v = k[A] [B] y v'= k'[C] [D]

Cuando se alcance el equilibrio ambas velocidades serán iguales cumpliéndose que:

k[A] [B] = k’[C] [D] o también que


La constante Kc, se denomina constante de equilibrio referida a las concentraciones y solo depende de la temperatura a la que se produce la reacción.

Para una reacción reversible aA + bB <==> cC + dD

La expresión de


Esta expresión matemática se conoce como ley de acción de masas, que nos dice que "para cualquier reacción reversible en equilibrio, a una temperatura dada, se cumple que el producto de las concentraciones molares de los productos, dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos, elevados al exponente que indiquen los coeficientes estequiométricos, es una constante".

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

Cuando aplicamos la ley de acción de masas a la reacción de ionización del agua. El agua se encuentra autoionizada en una pequeña proporción según el proceso:

H2O + H2O <==> H3O+ + OH- también expresada como H2O <==> H+ + OH-

Cuando se alcanza el equilibrio a una cierta temperatura:


también encontraremos la


expresión como

Teniendo en cuenta que la concentración molar del agua pura es 55,6 M y la de H3O+ es de 10-7 a 25ºC, valor (despreciable frente a 55,6 M) se puede considerar que la molaridad del agua es una constante, por lo que se puede englobar con Kc para dar una nueva constante Kw, conocida como producto iónico del agua, cuyo valor a 25ºC esde 10-14.


Cuando el agua pura se ioniza se originan igual número de iones H3O+ que OH-, por lo tanto a 25ºC


Toda disolución que cumpla esta condición se dice que es neutra. Si [H3O+] > 10-7 diremos que la disolución es ácida. De igual manera si [OH- ] > 10-7 diremos que la disolución es básica.


ÁCIDOS Y BASES. PH.

- Concepto de pH: El concepto de pH se inventó, ya es una solución para evitar los exponentes negativos al indicar las concentraciones.

pH es el logaritmo decimal, cambiado de signo, de la concentración molar de iones hidronio (ión hidronio representado por H+ o por H3O+).

Su fórmula es: pH = - log [ H3O+]

Usando este concepto, una disolución será neutra si su pH es igual a 7, siendo ácida cuando el pH sea inferior a 7 y básica cuando pH sea superior a 7

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES

Cuando hablamos de la fuerza de los ácidos y las bases, lo hacemos con referencia al agua, que es el disolvente más universal. Un ácido o una base serán tanto más fuertes cuanto más se disocien en solución acuosa. Así el HCl es un ácido fuerte porque se disocia totalmente, mientras que el HF es un ácido débil por disociarse en una proporción baja:

HCl + H2O ==> H3O+ + Cl- (100%)
HF + H2O <==> H3O+ + F- (8,5%)

La fuerza de un ácido o una base se pueden expresar mediante el valor de la constante de equilibrio de las correspondientes reacciones con el agua.


Los ácidos pueden ser monopróticos, o polipróticos en función de los protones que puedan ceder, pero no debemos confundir la fuerza de los ácidos o bases con el número total de protones que puede ceder o captar.

Los ácidos polipróticos no ceden de forma simultánea y con la misma facilidad todos sus protones sino que lo van haciendo de forma sucesiva y cada vez con más dificultad. Cómo es el caso del ácido (orto) fosfórico:


Se trata de un ácido de fuerza moderada en su primera disociación, débil en la segunda y muy débil en la tercera disociación.

La mayoría de los ácidos de interés en enología son ácidos orgánicos débiles, aunque en los métodos analíticos recurriremos a disoluciones de ácidos y base fuertes como el Ácido Clorhídrico (HCl) y el Hidróxido de Sodio (NaOH).

- Ácidos y bases de Lewis: El químico estadounidense Gilbert N. Lewis dio una definición muy poco completa acerca del comportamiento de los electrones, la cual se puede definir como una fenomenal mezcla de sustancias, el color azul y rojo, por ejemplo que puede aceptar un par de electrones, y para una base como una sustancia que puede donar un par de electrones.1 En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:

La diferencia entre el ácido y la base son sus electrones. El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen elementos que se comportan como bases pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis.

Ejemplos de ácidos de Brønsted-Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.
Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.

Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de su aducto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del amoníaco, metilamina, dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar el trimetilborano.


Como ejemplo podemos tomar el caso de la protonación del amoniaco, que actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones al agua, transferencia que lleva a su hidrólisis en oxhidrilo y protón, que es recibido por el amoníaco para formar amonio. Esto nos dice que una reacción ácido-base de Lewis es aquella en que existen donaciones de un par de electrones de una especie a otra sin cambios en los números de oxidación de las especies que interactúan. Al poner un ácido a una base, o una base a un ácido se neutralizaran.


QUÍMICA DEL CARBONO

La denominación tradicional de Química Orgánica sigue siendo tan utilizado como la denominación más científica de Química del Carbono. Como definición la Química del Carbono o Química Orgánica es la rama de la química que se ocupa del estudio del Carbono y de sus compuestos.

El átomo de Carbono pertenece al grupo 14 de la Tabla Periódica, y al igual que los demás elementos de este grupo, tiene cuatro electrones en su última capa, por lo que presenta una elevada tendencia a formar enlaces covalentes con otros átomos como el Hidrógeno, el Oxígeno, el Nitrógeno, etc. Pero se debe destacar la frecuencia con la que forma enlaces con otros átomos de Carbono, formando cadenas carbonadas. Estas cadenas abarcan desde dos átomos de Carbono hasta miles de ellos, siendo denominadas macromoléculas cuando pasan de 40 átomos.

Al tener 4 electrones a compartir puede formar hasta 4 enlaces diferentes, pudiendo formar enlaces simples, dobles y triples entre dos átomos de Carbono. Estas cuatro valencias del C son equivalentes al organizarse espacialmente en forma de un tetraedro, con el átomo de Carbono en el centro.

Dado que son muchos los compuestos del Carbono de interés enológico general y también en el laboratorio enológico, es importante conocer los principales grupos funcionales.


CADENAS CARBONADAS Y CLASES DE ÁTOMOS

Entendemos por cadenas carbonadas las formadas por un determinado número de átomos de carbono, unidos entre si mediante enlaces covalentes.

Hay diferentes tipos de cadena, según sea a su forma:
- Abierta o acíclica: Los átomos de carbono extremos no están unidos entre sí. No forman anillos o ciclos.
- Cerrada o cíclica: El último carbono de la cadena se une al primero, formando un ciclo o anillo. Hay varios tipos.

Los átomos de Carbono de una cadena pueden ser:
- Primarios: Unidos a otro átomo de Carbono.
- Secundarios: Si está unidos a dos átomos de Carbono.
- Terciarios: Unidos a tres átomos de Carbono.
- Cuaternarios: Unidos a cuatro átomos de Carbono.
El orden de preferencia es el acordado por la IUPAC


TIPOS DE COMPUESTOS

El etanol, es el alcohol de farmacia o del vino, pero también existen otros compuestos de fórmula muy parecida como el etanal o el ácido etanoico del vinagre, pero con características muy diferentes. Para entender estas diferencias, hay que conocer a que grupo de compuestos orgánicos pertenecen.

- Función química y grupo funcional: Se llama función química a cada grupo de compuestos con propiedades y comportamientos químicos característicos. Cada función se caracteriza por poseer un agregado, de uno o varios átomos, al que se denomina grupo funcional.

- Orden de preferencia:
- Cuando en un compuesto hay un solo grupo funcional, la cadena principal es la que contiene la función, y se numera de tal forma que corresponda al carbono de la función el localizador más bajo posible.
- Cuando en el compuesto hay más de un grupo funcional, la cadena principal es la que contiene la función preferente. Las demás funciones no se tienen en cuenta y se nombran como sustituyentes.
- El orden de preferencia es el acordado por la IUPAC.


EL ANÁLISIS QUÍMICO. COCEPTOS GENERALES

Según el diccionario de la RAE, el término "Análisis" significa: "Distinción y separación de las partes de un todo hasta llegar a conocer sus principios o elementos".

En el diccionario María Moliner se define el término "Análisis" como:
a.Procedimiento utilizado para conocer o razonar, que consiste en descomponer el total del objeto del conocimiento en partes, o bien en aplicar a un caso particular un conocimiento o ley general que lo comprende.
b. Examen de una cosa, realizado separando sus componentes.
c. En lenguaje corriente, examen detenido de una cuestión.

Se conoce como análisis químico al conjunto de procedimientos, técnicas y métodos, con su fundamento teórico, que se llevan a cabo para la determinación de la composición química de la materia.

Si esta definición es aplicada al campo del análisis enológico, se tratará del estudio y la aplicación de técnicas y métodos de análisis tanto químico como microbiológico, necesarios para el control de los diferentes productos de la industria enológica, tanto si se trata de productos acabados como durante el proceso de elaboración.

CLASIFICACIÓN DE LOS MÉTODOS DE ANÁLISIS

Según la finalidad o información que se busca con el análisis, puedes clasificar las técnicas analíticas en dos campos bien
diferenciados:

- Análisis Cualitativo: El objeto es dar respuesta a la pregunta ¿qué? composición tienen una muestra determinada. El resultado de un análisis cualitativo proporciona información respeto a las especies atómicas o moleculares, o a los grupos funcionales que existen en la muestra. Se trata pues de técnicas o métodos de identificación.

- Análisis cuantitativo: En este caso se busca la respuesta a la pregunta ¿Cuánto? Suministrando información numérica como, por ejemplo cantidad relativa de uno o varios de los componentes de la muestra. Se trata pues, de técnicas o métodos de cuantificación.

En ambos casos se hace uso de propiedades físicas o químicas de la materia, para alcanzar el objetivo.

También en ambos casos es necesario aplicar operaciones preliminares para aislar las especies en cuestión de otras que interfieren en los procesos analíticos.

Atendiendo a la propiedad medida o fundamento del método empleado podemos clasificar los métodos analíticos como sigue:


CONCEPTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA

Como normalmente suele prestarse a confusión la terminología más usual en química analítica, sería conveniente definir algunos términos, con el objeto de evitar errores o malas interpretaciones.

- Un análisis es un proceso que aporta información química, física o biológica acerca de los componentes de una muestra.

- Reciben la denominación de analitos los componentes de interés presentes en la muestra y el resto de los componentes forman la matriz de la misma. Hay que tener claro la diferencia entre exactitud y precisión.

- Exactitud: Es la medida de aproximación del resultado obtenido en los análisis y el valor real que debería dar. En realidad se debe de considerar el valor de la media de los resultados, ya que siempre se deben de realizar los análisis por duplicado o triplicado.

- Precisión: Es la medida de lo próximos que están entre si los resultados obtenidos al realizar varias veces el mismo análisis a una misma muestra. Es importante reseñar que, el que un método sea preciso, no implica que sea exacto.

- Sensibilidad: Capacidad de un método analítico para distinguir entre la cantidad de analito presente en dos muestras muy parecidas. Cuanto más semejantes sean estas cantidades más sensible es el método.

- Selectividad: Un método o técnica analítica es selectivo, cuando su señal solo depende de la cantidad de analito presente en la muestra.

- Patrón primario: Aquella sustancia con composición definida y estabilidad suficiente, para que por simple pesada y posterior dilución se pueda preparar una disolución de concentración exacta.

Ante el planteamiento de un problema analítico, hay una secuendia de pasos que se deben de seguir para seleccionar la técnica y el procedimiento que se va a utilizar.


MUESTREO

Es inviable, tener que analizar todo el vino de una bodega, todas las uvas de una finca o tener que abrir todas las botellas de un lote para comprobar la posible existencia de bacterias lácticas o su grado alcohólico. Es por ello que en la inmensa mayoría de los casos, siempre que se pretenda realizar un análisis, deberemos recurrir a tomar una porción del total para llevar al laboratorio.

- Muestreo: Es la acción de seleccionar una serie de elementos de una población con la intención de tratar de predecir los valores del conjunto de la misma.
- Muestra: Es el conjunto de elementos tomados con la finalidad de ser analizados.

El objetivo del muestreo es obtener una muestra de la población total (bodega, depósito, parcela, etc) y que una vez analizada, se obtengan unos resultados analíticos, cuyo valor se pueda trasladar a la población total.

Para lograr este objetivo, la muestra tiene que ser representativa del producto que se va a analizar y que la muestra analizada en el laboratorio sea homogénea. Para garantizar este objetivo, deberemos recurrir a la aplicación de la estadística, por lo que es necesario conocer los conceptos básicos estadísticos (media, desviación, nivel de confianza, etc).

SISTEMAS DE MUESTREO

Diferentes manera en las que se puede llevar a cabo un muestreo:

a. Inspección Total: Generalmente impracticable. Sólo en algunos casos ante la presencia de defectos de vital importancia.

b. Inspección Parcial:

- Aleatorio o al azar: Todos los elementos deben tener igual oportunidad de salir elegidos para formar parte de la muestra. Debe emplearse una tabla o sistema de números aleatorios.

- Estratificado Aleatorio: Se aplica cuando en la población existen grupos de distintas categorías. Para su aplicación se procede dividiendo el lote o población en grupos o estratos y se elige al azar un número determinado de elementos en cada estrato para formar parte de la muestra. Ejemplos: etudios relativos a personas estratificando por edades, zonas, ingresos, etc. Por turno de trabajo, por proveedor, etc.

- Sistemático Puro: Se seleccionan unidades mediante un criterio único. Por ejemplo, en la línea de embotellado:
1.- Una botella cada 100 unidades.
2.- Una una botella cada 150 minutos.

- Sistemático Aleatorio: Cubre las deficiencias del anterior, en los procesos donde el operario tiene una gran influencia. Se procede de igual forma que en el Sistemático Puro, pero se cambia ahora al azar los puntos iniciales de períodos sucesivos de producción, o bien, se aleatoriza las frecuencias de
inspección.

- Autoritario: En este caso una persona con experiencia y familiarizada con el producto que va a muestrearse, extrae la muestra sin tener en cuenta la aleatorización de los casos anteriores. Tal procedimiento depende completamente del conocimiento y pericia de la persona que hace el muestreo. No recomendado, aunque en algún caso puede dar buenos resultados.

NÚMERO DE MUESTRAS

Conceptos y fórmulas de cálculo: Para determinar el tamaño de muestra (número de muestras, cantidad de muestra, etc.) es necesario que fijemos previamente una serie de parámetros, para garantizar que el resultado del análisis se pueda extrapolar a la población. Lo cual nos lleva a enfocar el muestreo desde un punto de vista estadístico, aunque muy simplificado.

El número de muestras viene dado por la expresión:


Donde:
n: número de muestras.
z: número estadístico tabulado, según nivel de confianza.
σ: desviación estándar de los valores.
k: intervalo de confianza.

Nivel de confianza: En industrias alimentarias se debe de trabajar con un nivel de confianza mínimo del 95%, que si consultamos las tablas estadísticas le corresponde un z = 1,96.

Si queremos ser más exigentes y trabajar con un nivel de confianza del 99% el valor de z = 2,56. Intervalo de confianza: Para un valor determinado de un parámetro (contenido en SO2 total) decidir con que intervalo ± daremos por válido el análisis.

Cuanto mayor sea el número de muestras, menor será el intervalo de confianza.

CÁLCULO DE NÚERMO DE MUESTRAS

- Ejemplo cálculo intervalo de confianza: En una de las líneas de embotellado de la bodega, durante un turno se ha tomado una muestra de 80 botellas de
vino para determinar el contenido de anhídrido sulfuroso total, obteniéndose los siguientes resultados: media aritmética de los resultados x- = 120 mg/l y desviación estándar σ = 10.

Determinar el intervalo con un nivel de confianza del 99% para la media de la distribución de la población.

El intervalo buscado viene dado por la expresión:

(x- - k) ≤ μ ≤ (x- + k) siendo μ la media de la población donde k es:


Para el nivel de confianza del 99% se obtiene (ver tabla) z=(2,58)


y por tanto: 120 -2,88 ≤ μ ≤ (120 + 2,88) es decir 117,12 ≤ μ ≤ 122,88 es decir que puede expresarse también como μ = 120 ± 2,88 y significa que existe una probabilidad del 99% de que la media poblacional de las botellas de vino embotelladas durante el turno esté comprendida entre 117,20 y 122,88 mg SO2/l.

- Ejemplo cálculo número de muestras: Ahora se desea conocer el tamaño de la muestra, n, con k = 15 (media poblacional comprendida entre 105 y 135 mg/l de sulfuros total) para una confianza del 95% y para el 99%.


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