viernes, 20 de noviembre de 2015

Práctica: Determinación de la Ácidez Total y pH de un Vino o Mosto


IMPORTANCIA DE LA ACIDEZ EN UN VINO

Es necesario conocer la acidez del mosto por las condiciones que puede establecer para el crecimiento de las levaduras y por tanto para una buena fermentación. La acidez del vino tras la fermentación es un factor importante para la posterior conservación y estabilidad del vino en el tiempo. Una acidez baja implicará una mayor posibilidad de alteraciones microbianas y, por tanto, una mayor posibilidad de que el vino tenga defectos y pierda calidad, incluso se estropee definitivamente.

En la cata, la acidez o gusto ácido se muestra en boca y se manifiesta en los laterales de la lengua, provocando salivación. Es uno de los cuatro sabores básicos tradicionales. Cuando se mantiene a niveles considerados correctos y está bien integrada con otros elementos, se caracteriza por su poder refrescante, sensaciones agridulces y cierto amargor. Organolepticamente juega un papel muy importante en el equilibrio y redondez del vino en boca. El vino deberá tener un valor adecuado de acidez total en consonancia con el resto de componentes para lograr un buen equilibrio. Este valor suele estar entre 3 y 7 g/l.

La acidez en vinos y mostos puede ser determinada mediante diversos métodos de laboratorio. Sin embargo, la volumetría, o titulación ácido base, es la más adecuada para estos fines. Este método se fundamenta en el cambio de color que sufre un indicador que está en medio ácido cuando es neutralizado con una base. Conociendo el volumen de base empleado, se podrá calcular el volumen de ácido en la muestra.

PRÁCTICA: DETERMINACIÓN DE LA ÁCIDEZ TOTAL DE UN VINO O MOSTO

- Ácidez total: Es la suma de los ácidos valorables cuando se lleva el pH a 7 añadiendo una solución alcalina valorada. El punto de equivalencia se determina por viraje de un indicador, o bien, con medida del pH mediante el pHmetro. El dióxido de carbono no se considera comprendido en la acidez total.

Algunos organismos internacionales aconsejan que el punto de viraje sea a pH 8,2 en lugar de 7,0, por tratarse de una valoración de ácidos débiles con una base fuerte. Esta titulación incluye todos los ácidos y sus sales ácidas presentes en la muestra.

- Ácidos más frecuentes del vino: Son el Tartárico, el Málico, el Cítrico y el Láctico.Los Acidos Tartárico, Cítrico y Málico proceden de la uva, y el Láctico proviene de la fermentación maloláctica de los vinos.

- Otros ácidos minoritarios presentes en el vino: Son el ácido citromálico, ácido acético, ácido glucurónico, ácido propiónico, ácido pirúvico, ácido galacturónico, ácido fumárico, ácido ascórbico, ácido succínico, ácido oxálico, ácido fosfórico, etc.

- El dióxido de carbono (CO2) y el gas sulfuroso (SO2):  No se incluyen en la acidez total. Conviene realizar esta determinación en el mosto o en el vino desprovistos de su gas carbónico. Por tanto, los mostos en fermentación o los vinos ricos en gas carbónico deberán ser descarbonizados.


- Índice de madurez de la uva (azúcares/acidez): La determinación de la acidez total, conjuntamente con la determinación de azúcares reductores del mosto, nos permite fijar el índice de madurez de la uva (azúcares/acidez), ya que en el transcurso de la maduración el contenido de azúcares aumenta y el de los ácidos disminuye.

Los valores de acidez total de un vino son más bajos que los del mosto del que procede, ya que el ácido tartárico precipita en forma de Potasio Hidrógeno Tartrato y Calcio Tartrato. Esta precipitación es provocada por la disminución de la solubilidad, al aumentar el porcentaje de alcohol y disminuir la temperatura (tratamiento por frío), aunque también se ve afectada por la presencia de coloides y partículas en suspensión.

En años de excesiva maduración se acostumbran a hacer correcciones de la acidez del mosto con ácido tartárico, adicionando el doble de lo que se quiere incrementar, debido a la disminución provocada por las precipitaciones a lo largo del proceso de elaboración.


RECOMENDACIONES

- Las buretas antes de ser utilizadas deben colocarse en el soporte rectas, lavarse a fondo y enjuagarse varias veces con agua destilada y se comprueba que va bien la llave con agua destilada. Antes de iniciar la valoración se enjuaga la bureta con el líquido que va a contener, ya que las gotas de agua alteran la concentración del reactivo y por lo tanto el resultado final


- La bureta debe llenarse de forma que la parte inferior esté completamente llena y sin ninguna burbuja de aire, es el cebado de la bureta. a) con aire, b) ya está cebada.


- Tener en cuenta el enrase.
- La caída de gotas de reactivo al erlenmeyer será siempre lenta y más al acercarse al punto de equivalencia. Debemos coger la llave de la bureta con la mano izquierda y el erlenmeyer con la derecha. Hay que agitar el erlenmeyer constantemente mientas se está valorando.
- Para apreciar mejor el punto de viraje del indicador se coloca debajo del erlenmeyer un papel de filtro blanco.
- Una vez llegado al punto de equivalencia, se anotan los mililitros consumidos del patrón que está en la bureta y se calcula la concentración de la solución problema.

mequivalentes /Lvino= NNaOH * VNaOH*100
g de ácido tartárico/L vino = NNaOH * VNaOH*7,5
g de ácido sulfúrico/L vino = NNaOH * VNaOH*4,9


MATERIAL Y REACTIVOS NECESARIOS

Material y Aparatos Necesarios:
- Soporte, aros y nueces o sujeción para buretas
- Una Bureta de Mohr. 50 ml
- Una Pipeta de 10 ml / 20 ml
- Un Erlenmeyer o un Vaso de Precipitados de 100 ml
- pHmetro

Reactivos:
- Hidróxido sódico / Hidróxido de sodio / ( NaOH) /  0,1N
- Azul de bromotimol 0,4 % / 4 g/l (tintos)
- Fenolftaleína 1% (blancos) o pHmetro








EJEMPLO 1: DETERMINACIÓN DE LA ÁCIDEZ TOTAL DEL VINO


Patron de coloración:
25 ml. de agua destilada
10 ml. de vino
1 ml. de azul de bromotimol
OHNa , 0’1N
5 ml. de Tampón pH 7

Vino problema:
30 ml. de agua destilada
10 ml. de vino
1 ml. de azul de bromotimol
V ml. de OHNa, 0’1 N, hasta
Color igual al del patrón

Métpodo Operativo:
1. Colocar 10 mol de vino descarbonizado en el Erlenmeyer.
2. Añadir cinco gotas de azul de bromotimol, la mezcla toma color amarillo-naranja.
3. Se llena la bureta de Mohr con hidróxido sódico N/10
4. Verter el hidróxido sódico gota a gota en el Erlenmeyer, agitándolo, hasta obtener una coloración azul-verdosa.
5. Leer entonces los ml gastados de hidróxido sódico N/10 y continuar vertiendo gota a gota hasta obtener un color azul intenso, leyendo en cada gota el descenso del líquido en la bureta.
6. La cifra a retener es la obtenida justo antes de la obtención del color azul intenso. Sea n esta cifra. El resultado es:

n x 0,75 = g ácido tartárico/l
n x 10 = me/l
n x 0,49 = g H2SO4/l

Ejemplo:
- ml de hidróxido sódico N/10 gastados: n = 10,8
- Acidez total: 10,8 x 0,75 = 8,1 g ácido tartárico/l

Si en lugar de tomar 10 ml de vino se toman 5 ml, los coeficientes multiplicadores anteriores habrá que multiplicarlos por 2 para obtener el resultado. Lo mismo ocurrirá si se emplea hidróxido sódico con una concentración N/5.

Si se utiliza fenolftaleína (blancos) como indicador de punto final, hay que añadir al menos diez gotas a los 10 ml de vino. El líquido, incoloro al principio, se vuelve rosa en el momento del viraje. Para los vinos tintos, el viraje es a veces difiícil de ver y el azul de bromotimol da un mejor resultado.


EJEMPLO 2: DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ TOTAL DE UN VINO

Normalización del hidróxido sódico 0,1 N:
1. Montar una bureta en un soporte y llenarla con el hidróxido de sodio a valorar.
2. En un matraz añadir 20 ml, medidos con pipeta de doble aforo, de ftalato ácido de potasio solución valorada comercial 0,1 N.
3. Llenar hasta 100 ml con agua destilada y añadir dos gotas de indicador de fenolftaleína.
4. Repetir la valoración tres veces y calcular la normalidad real del hidróxido sódico.
5. Ejemplo:

V1 = 19,4 ml V2 = 19,5 ml V3 = 19,5 ml Vmedio = 19,5 ml V(NaOH).

N(NaOH) = V(ftalato) . N(ftalato)

N(NaOH) = (20 ml . 0,1 N) / 19,5 ml = 0,1026 N

Procedimiento:
1. Poner 50 ml de vino en un kitasato de 1 litro de capacidad.
2. Conectar a vacío al mismo tiempo que agitamos el matraz.
3. Observar el desprendimiento de CO2 y mantener la agitación durante un par de minutos, hasta desaparición de CO2.
4. Tomar 10 ml del vino sin CO2 y llevar a un vaso de precipitados de 100 ml.
5. Añadir unos 10 ml de agua destilada e introducir el electrodo de vidrio en el vaso.
6. Preparar un agitador y montar una bureta con hidróxido de sodio 0,1 N.
7. Añadir el contenido de la bureta al vaso de vino hasta que el potenciómetro marque pH 7.
8. Anotar el volumen de hidróxido de sodio consumido en la valoración.

Cálculos y Ejemplo:

m = volumen de vino (ml) = 10 ml   

V(NaOH) = 5,8 ml

Acidez del vino expresada en meq/l:

meq/l = V(NaOH) . N(NaOH) . 1000/m

meq/l = 5,8 ml . 0,1026 N . 1000/10 ml = 59,508 meq/l

Acidez del vino expresada en g/l de ácido tartárico:

g/l ácido tartárico = V(NaOH) . N(NaOH) . Pmeq(ac.tartárico) . 1000/m

g/l = 11,6 ml . 0,1026 N . 0,075 . 1000/10 ml = 4,4631 g/l


EJEMPLO 3: DETERMINACIÓN DE ÁCIDEZ TOTAL POR TITULACIÓN ÁCIDO-BASE

Procedimiento:
- Llenar una bureta de 10 ml con solución de hidróxido de sodio 0,1 N.
- En un matraz de 250 ml de capacidad colocar 10 ml de muestra, unos 50 ml de agua destilada y 5 gotas de solución de azul de bromotimol al 1%.
- Agitando constantemente la muestra, dejar caer gota a gota la solución de hidróxido hasta que aparezca un color rosa pálido. Anotar el volumen de hidróxido empleado.

Cálculos:
- En el momento que el indicador cambie de color se habrá logrado la neutralización y se habrán igualado los números de pesos equivalentes del ácido y de la base. Equivalentes de ácido = Equivalentes de base
- Por definición: Normalidad = Equivalentes / Volumen
- Sustituyendo tenemos: Volumen ácido x Normalidad ácido = Volumen base x Normalidad base
- Volumen base es el volumen de hidróxido empleado (bureta).
- Como nos interesa conocer la Normalidad del ácido, despejamos: Normalidad ácido = Volumen base x Normalidad base / Volumen ácido
Normalidad ácido = Volumen base x 0,1 eq/lt / 0,01 litro
- Si deseamos expresar esta concentración como gramos de ácido por cada litro de muestra, debemos multiplicarla por el peso equivalente del ácido correspondiente:
Ácido Cítrico = 64 Peso Equivalente
Ácido Tartárico = 75 Peso Equivalente
Ácido Málico = 67 Peso Equivalente
Ácido Acético = 41 Peso Equivalente
Ácido Láctico = 78 Peso Equivalente
- Trabajando en mililitros, la expresión se resume en: Acidez (g/L) = Volumen de base x (Peso equivalente/100)  


PRÁCTICA: DETERMINACIÓN DEL pH DE UN VINO O MOSTO

La determinación del pH en el mosto y el vino es una medida complementaria de la acidez total porque nos permite medir la fuerza de los ácidos que contienen. La estabilidad de un vino, la fermentación maloláctica, el sabor ácido, el color, el potencial redox y la relación de dióxido de azufre libre y total están estrechamente relacionados con el pH del vino.

El pH es una medida de la cantidad de iones hidrógeno (protones) libres en disolución. En los medios acuosos los ácidos disociados son los que proporcionan los protones libres a la disolución. El grado de disociación varía para cada ácido, así el ácido tartárico es un ácido más fuerte que el málico y por lo tanto proporciona más protones al medio, pero incluso para el ácido tartárico la cantidad de protones libres que produce es muy pequeña, por ejemplo sólo el 2% del ácido tartárico presente en el vino está disociado.

Sin embargo, esta pequeña cantidad de protones libres en la disolución es responsable de la estabilidad química y microbiológica, del color. Por estos efectos, la medida del pH es una de las más importantes medidas en los laboratorio de bodega.

Por definición el pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno: pH = – log [H+]

Esta relación da una serie de números, los cuales expresan la intensidad de la acidez de la disolución, encontrándose normalmente en el rango entre pH 2,8 y pH 4,2 para mostos y vinos.

La concentración de protones libres en disolución (pH), se mide a través de un electrodo el cual está conectado a un potenciómetro, llamado pHmetro.

Material y Aparatos:
- pH-metro.
- Vaso de precipitado de 100 ml.
- Agua destilada.
- Solución tampón pH=7 y pH=4.
- Kitasato.

Procedimiento:
- Conectar el pH-metro y esperar unos minutos a que caliente.
- Calibrar el aparato con la disolución tampón pH=7, a continuación y siempre siguiendo las instrucciones del fabricante, ajustar el aparato a pH=4 con la disolución correspondiente.
- Introducir un volumen conveniente de vino en un vaso de precipitado de 100 mi previamente desgasificado en un kitasato a vacío para eliminar el posible dióxido de carbono que contenga la muestra.
- Medir el pH con el pH-metro.

Procedimiento:
1. Verificación del pHmetro (normalmente llamada calibración), con los dos tampones de calibración, uno de pH 4 y otro de pH 7. Se enciende el phmetro con sonda de temperatura y se le da al botón de tampón (botella) y al de pH, el equipo pide el pH 7, introducimos el electrodo y la sonda en el tampón agitamos y volvemos a dar al botón tampón, seguidamente nos pide el tampón 4 y lo introducimos y hacemos lo mismo. Si no se enciende ningún error (el de paralelaje o el de asimetría) ya `podemos medir el pH introduciendo el electrodo en la muestra y dándole al botón de pH una vez.
2. Preparación de la muestra: la medida del pH se hace a una muestra de mosto clarificada o a un vino limpio del cual se ha eliminado el dióxido de carbono.
3. El electrodo se lava con agua destilada para eliminar los restos de tampón.
4. Introducir el electrodo en la muestra, de tal forma que quede suficientemente cubierta la membrana de intercambio del electrodo con la muestra.
5. Agitar la muestra, normalmente se realiza con un agitador magnético.
6. Se recoge el valor de pH, tras unos segundos de estabilización de la medida.
7. Tras realizar las medidas, el electrodo se lava con agua y se guarda en la disolución de almacenamiento del mismo.


VOCABULARIO

- Ácidez total: La acidez es la media de todos los ácidos contenidos en un vino o de la intensidad ácida del mismo. En el primer caso, la acidez o acidez total se descompone en acidez fija y acidez volátil, y se suele medir en gramos de ácido tartárico por litro. En el segundo se utiliza la escala logarítmica de pH que va de 1 (máximo nivel de acidez) a 14 (máximo nivel de alcalinidad), mediante utilización de reactivos como la sosa. La mayoría de vinos contiene entre 4,5 y 7,0 gr/l de tartárico, lo que equivale a unos valores de pH comprendidos entre 3,2 y 3,7.

Las leyes suelen regular los umbrales mínimos de acidez en la elaboración. Entre otras muchas características, se puede destacar que la acidez es un preservante natural del vino, ayudando a mantener su color y las cualidades aromáticas. Por tanto, en su justa medida, es un componente esencial de los vinos que terminará sus ciclos de vida, especialmente en aquellos que van a envejecer en barrica y botella. Durante la crianza del vino los ácidos se combinan con los alcoholes formando ésteres aromáticos.

- Ácidez fija: La acidez fija es el conjunto de los ácidos naturales procedentes de la uva (tartárico, málico, cítrico y succínico) o formados en la fermentación maloláctica (láctico). Parte de la acidez debida a la suma de los contenidos de ácidos fijos, tanto organicos como minerales, de un vino. Se entiende por fija, en tanto que la volatilidad de los ácidos es tan baja que éstos no pueden ser separados del vino mediante destilación. La cantidad más importante es representada por el ácido tartárico y por eso la acidez fija se suele medir en base a él (gramos/litro), pero hay otros muchos ácidos que la conforman. Sumada a la acidez volátil, da como resultado la acidez total de un vino.

- Punto de equivalencia: Mediante indicadores químicos, que son sustancias que cambian de color en respuesta a un cambio químico. Un indicador ácido-base o indicador de pH (por ejemplo, el Azul de bromotimol o la fenolftaleína) que cambian de color dependiendo del pH del medio, y así señalan el punto final o punto de equivalencia de una volumetría ácido-base. Los indicadores añaden unas gotas de disolución del indicador a la sustancia a valorar. Cuando se produce el cambio de color, se ha llegado al punto final, una buena aproximación del punto de equivalencia.

- pHmetro: Este instrumento es un potenciómetro que utiliza un electrodo cuyo potencial depende de la cantidad de iones H3O+ en la disolución. Este es un ejemplo de un electrodo selectivo de iones. Esto permite que sea posible medir el pH de la disolución a medir durante toda la valoración o titulación. En el punto de equivalencia, habrá un cambio importante y repentino del pH medido. Puede ser más preciso que el método del indicador químico, y es muy fácil de automatizar.

- pH: Medida de intensidad ácida de los zumos de uvas, mostos o vinos, cuyo valor es el logaritmo negativo del potencial energético de los iones hidrógeno en disolución. En el caso del agua destilada y a temperatura constante, el nivel neutro se establece en el valor 7. Cuando más se mueve éste hacia el 0, tanto más ácidos son los zumos o vinos, que suelen situarse en un rango de valores comprendidos entre 2,9 y 4 (aunque la mayoría este entre 3,2 y 3,7).

El pH del zumo está ligado a aspectos de viticultura (ej. madurez del fruto, pH del suelo, etc.), pudiendo variar durante la fermentación alcohólica y/o maloláctica (pH del mosto), y jugando un papel muy importante en las características cualitativas del vino (pH del vino). Por tanto, el enólogo debe interesarse por las tres magnitudes.

Los mejores resultados enológicos se obtienen cuando el pH del vino se encuentra entre los valores 3,3 y 3,5. De todos los elementos químicos que tienen efectos sobre el pH, el más influyente es el potasio, que lo aumenta. Los niveles de potasio son habitualmente más altos en tintos que en blancos, pues se suele extraer de los hollejos, lo que incide en los primeros generalmente sean menos ácidos que los segundos.

Los procesos de acidificación y desadificación son también regulados por el pH (por ejemplo vinos con pH bajos necesitarán dosis significativas de carbonato cálcico. Mientras que vinos con pH altos requerirán aplicaciones controladas de metabilsufito de potasio, así como de mayor cantidad de agentes de encolado para una adecuada clarificación).

En la bodega las mediciones de los distintos pH deben cotejarse con las de la acidez total, pues en muchos casos no están correlacionadas. Ambas tienen un impacto directo en la actividad de las levaduras, reacciones oxidativas, aficacia del anhídrido sulfuroso y fijación del color del vino.

- Índice de madurez de la uva (azúcares/acidez): Termino que se refiere al grado óptimo de maduración de la uva y que marca el momento de la cosecha. Son múltiples los factores que influyen en ella, entre los que destaca el clima. Es relativo por varias razones. En primer lugar porque hay aspectos visuales que pueden incidir en su consideración, como el grosor de los hollejos, su color y estado (tersos, rotos, contaminados, etc.). En segundo lugar, porque depende del tipo de vino que se desee elaborar. Así, para elaborar un vino de hielo, botritizado o de pasas se buscarían uvas prácticamente marchitas en la cepa (y/o afectadas por hongos), mientras que para hacer un vino verde se requerirían uvas agraces, más verdes o sin madruar del todo. Por último, y quizá lo más importante, porque los baremos que miden analíticamente la madurez pueden variar.

Tradicionalmente la madurez se ha ponderado según la densidad, que básicamente mide azúcares y da por tanto una idea del grado alcohólico potencial. Con el tiempo se añadieron otros factores que eran muy importantes para dilucidar la calidad del vino final. Entonces se incorporaron medidas de la acidez y el pH. La combinación de los tres parámetros determina lo que se denomina madurez industrial o tecnológica. Pero en la actualidad no basta solo con esto. Empíricamente se ha constatado que, en igualdad de condiciones de elaboración y valores parejos de madurez industrial, los resultados que ofrecen uvas de la misma variedad cosechadas en emplazamientos y climas distintos son muy irregulares en la cata. Por tanto, para determinar mejor la madurez hay que completar una medición en la baya del contenido en glucósidos, precursores de la formación de polifenoles generadores de color, aromas y sabores. Es lo que se denomina madurez fenolica (o fisiológica en algunos países del nuevo mundo), que no tiene porque coincidir con la industrial. Ambas medidas son importantes y ayudan a determinar el momento óptimo de vendimia.

- Ácidos del vino: Se denomina ácido a cualquier sustancia química que en disolución acuosa aporta iones hidrógeno al medio. A pesar de que es difícil distinguirlos individualmente en la cata, poseen tanta importancia que sin esllos sel vino no sería tal. A ellos des debe gran parte de su sabor vivo y/o amargo, ciertas cualidades olfativas y visuales (color) y su longevidad, poues actúan como conservantes naturales debido a sus propiedades antioxidantes y antisépticas. Son fundamentales durante la crianza, cuando combinan de forma lenta y gradual con los alcoholes, formando ésteres aromáticos de intenso valor sensorial.

Existen dos categerías básicas de ácidos en el vino: Por un lado encontramos los ácidos de origen orgánico, que proceden o bien de la uva (vegetales), o surgen durante los procesos fermentativos o por contaminación bacteriana (biológicos). Por otro, están los ácidos inorgánicos que son de origen mineral y se presentan normalmente bajo forma salificada. Los ácidos también pueden ser agrupados según sus indices de volatilidad.

El ácido mayoritario presente el el vino es el tártarico (razón por la cual la acidez total se suele expresar en relación a él), pudiendo suponer más de dos tercios del conjunto. Otros ácidos orgánicos de origen vegetal son: Málico, cítrico, ácidos fenólicos (principalmente gálico, p-cumárico, cafeíco y ferúlico. Normalmente como ésteres junto a los de tartárico), galacturónico, glucurónico, oxálico, glucónico, etc. Otros ácidos como el láctico, acético succínico, carbónico, caprílico, propiónico, butírico, cáprico, fórmico y pirúvico, se encuentran entre los de origen biológico. Entre los de origen mineral (en cantidades mínimas, normalmente orignados por adición de compuestos azufrados a viñas, mostos o vinos), etán el sulfúrico (sulfato), sulfuroso (sulfito, bisulfito y metabisulfito), sulfhídrico (sulfuroso) y sórbico (sorbato). Igualmente la intervención humana permite que se encuentren trazas de ácidos orgánicos como el ascórbico (vitamina C), eritórbico y tánicos (en muchos casos considerado como gálico).

- Tartárico (COOH – CHOH – CHOH – COOH): El ácido tartarico es el más abundante en la uva y uno de los más estables, por lo que juega un papel fundamental en el envejecimiento del vino. Dado que es predominante, su concentración suele ser la medida más utilizada para cuantificar la acidez fija.

Aporta a los vinos notas vinosas, a frutas maduras y sabores frescos y agradables.

Un aspecto muy importante es que el ácido tartárico puede precipitar espontáneamente en forma de sales (bitartrato potásico o tartrato cálcico) como consecuencia de la insolubilidad generada por su interacción con el alcohol a temperaturas bajas, formando los famosos cristales del vino.

Su presencia es cada vez más aceptada pues simplemente indica una menor manipulación del vino en la bodega ej: (mejor estabilización en frío) y además atesora compuestos muy beneficiosos para la salud.

Su uso está autorizado y regulado para la acidificación, aplicándose habitualmente en su forma levógira L-tartárico.

- Málico (COOH – CHOH – CH2 – COOH): El ácido málico es un ácido orgánico de origen vegetal muy inestable, de sabor duro y agraz, que se forma en la baya en grandes cantidades en la época del envero y participa en múltiples reacciones químicas durante la maduración de la uva, degradándose paulatinamente en los procesos (ciclo de Krebs). La determinación del ácido málico es posible mediante un método enzimático. Se necesita un kit de reactivo y un espectrofotómetro que permita medir la intensidad de la coloración obtenida.

Dependiendo del momento de la vendimia, la variedad de uva y las variaciones de temperatura, puede llegar en mayor o menor concentración al vino, al que le aporta frescor, vivacidad y notas frutales a manzana. En cualquier caso, no es conveniente que se exceda del umbral de 2 gr/l. Ya en el vino, es fácilmente tranformado por bacterias lácticas en el más amable ácido láctico.

- Cítrico (COOH – CH2 – COH – CH2 – COOH): El ácido cítrico es el tercero en importancia, tras el tartárico y el málico. Es un caso relativamente raro en la naturaleza pues el ácido cítrico es abundante en la mayoría de frutas, salvo en las uvas. Se encuentra en concentraciones muy bajas, situadas en torno a los 0,2 ó 0,4 gr/l. También puede ser utilizado para la acidificación. Aporta al vino agradables y ligeras sensaciones frutales.

- Láctico (CH3 – CHOH – COOH): El ácido láctico, seguramente sea el de mayor relevancia en cuando a la calidad del vino se refiere. Surge en la fermetnación alcohólica o en la maloláctica (cuando esta última se produce) mediante la transformación del ácido málico en láctico por la acción de bacterias lácticas. Este proceso reduce la acidez total del vino, ganando éste en suavidad y en estabilidad biológica (al contrario de lo que aporta el inestable ácido málico). La fermentación maloláctica puede reducir la intensidad de los aromas primarios de la uva, a pesar de lo cual su acción es más beneficiosa que perjudical y generalmente se induce en la elaboración de todos los grandes vinos.

- Acético (CH3 – COOH):  El ácido acético se encuentra en distintas concentraciones en el vino, siendo la medida principal de la acidez volátil. Es el componente más destacado del vinagre al que otorga su característico sabor y olor. Se forma por oxidación del etanol en acetaldehído y, posteriormente, de éste en ácido acético. Lo originan tanto las levaduras como las bacterias participantes en la fermentación, siendo éstas últimas las principales generadoras. En las elaboraciones se tiende a limitar mucho su formación controlando la exposición al oxígeno, la temperatura, la acidez, y mediante el uso de agentes antimicrobianos.

Generalmente se empieza a detectar en nariz y boca en concentraciones por encima de los 0,4 gr/l, aportando sensaciones afrutadas, frescas y cierto amargor. En grandes vinos de guarda, de mucho cuerpo y con profusión de taninos y alcohol, puede incluso realzar el conjunto aromático aunque se encuentre en concentraciones calificadas como altas 0,6 a 1 gr/l. Cierto es que a partir de concentraciones por encima de 1,0 gr/l, otorga al vino cualidades típicas del vinagre y, sobrepasando el umbral de 1,5 gr/l, el vino se suele considerar estropeado (ascencia).

- Succínico (COOH – CH2 – CH2 – COOH): El ácido succínico, de origen biológico-fermentativo, muy apreciado en los vinos de calidad ya que confiere a éstos sutiles sensacioenes saladas y amargas.


- Buretas: Las buretas son recipientes de forma alargada, graduadas, tubulares de diámetro interno uniforme , dependiendo del volumen, de décimas de mililitro o menos. Su uso principal se da entre su uso volumétrico, debido a la necesidad de medir con precisión volúmenes de masa y de líquido invariables.

Los dos tipos principales de buretas son:
. Buretas de Geissler: La llave es de vidrio esmerilado. Se debe evitar que el líquido esté mucho tiempo en contacto con la bureta, pues determinados líquidos llegan a obstruir, e incluso inmovilizar, este tipo de llaves.
. Bureta de Mohr: La llave ha sido sustituida por un tubo de goma con una bola de vidrio en su interior, que actúa como una válvula.

Las llaves están fabricadas con materiales como el vidrio (que es atacado por bases) y teflón, inerte, resistente y muy aconsejable para disolver sustancias orgánicas. En el caso de usar llaves de vidrio, es recomendable no usar un lubricante para asegurar un buen cierre, debido a que arruinaría la sustancia a medir. Un tipo de llave más simple es la llave Bunsen, que consiste simplemente en situar una perla de vidrio firmemente sujeta dentro de un tubo de goma. Al deformar el tubo mediante una llave, éste deja pasar el líquido.

Otras fuentes de error son las gotas que quedan adheridas en la parte inferior (error por defecto), pequeñas burbujas de aire situadas tras la llave (también error por defecto) y procurar que el vaciado no sea demasiado rápido, para evitar que quede líquido adherido al interior de la bureta. También es muy conveniente proteger la parte superior para evitar contaminación por polvo.

Al llegar al punto final, si queda una gota colgando del orificio de salida, es conveniente recogerla tocándola suavemente con el recipiente receptor (usualmente será un matraz), para evitar errores por defecto. Esto es debido a que una gota son aproximadamente 0,05 ml y en ocasiones en volúmenes pequeños puede suponer un error importante.

- Erlenmeyer: El matraz de Erlenmeyer, frasco de Erlenmeyer, matraz Erlenmeyer, o simplemente Erlenmeyer o matraz, también conocido como matraz de síntesis extrema de químicos y naturales, es uno de los frascos de vidrio más ampliamente utilizados en laboratorios de Química y Física. Por su forma troncocónica es útil para realizar mezclas por agitación y para la evaporación controlada de líquidos, ya que se evita en gran medida la pérdida del líquido. Además, su abertura estrecha permite la utilización de tapones. Al disponer de un cuello estrecho es posible taparlo con un tapón esmerilado, o con algodón hidrófobo. Fue creado en el año 1861 por el químico Emil Erlenmeyer (1825-1909).

Es empleado en lugar del clásico vaso de precipitados cuando contienen un medio líquido que debe ser agitado constantemente (como en el caso de las titulaciones) sin riesgo de que se derrame su contenido, o cuando se debe trabajar con reacciones químicas violentas. Suele utilizarse para calentar sustancias a temperaturas altas aunque no vigorosamente. La segunda tarea suele delegarse al balón de destilación. El matraz de Erlenmeyer no se suele utilizar para la medición de líquidos, ya que sus medidas son imprecisas. En Microbiología se emplea para la preparación de caldos de cultivo debido a que, entre otros motivos, puede taparse fácilmente con un tapón de algodón hidrófobo.

- Kitasato: Es un matraz comprendido dentro del material de vidrio de un laboratorio. Podría definirse como un matraz de Erlenmeyer con un tubo de desprendimiento o tubuladura lateral. Sirve para realizar experimentos con agua, como destilación, recolección de gases hidroneumática (desplazamiento de volúmenes), filtraciones al vacío, etc. Su uso más difundido es en la filtración a vacío.

- Pipeta: Tubo de cristal utilizado para sacar y suministrar una cantidad concreta de vino de un tonel o barrica, ya sea para tomar muestras o para su analítica, o para catarlo (como por ejemplo las muestras de barrica). Las pipetas funcionan por el principio de succión en vacío y las hay de dos tipos básicos: Una con una zona abultada en el centro que extrae un volumen fijo en cada utilización, y otra, para cantidades variables que tiene una escala graduada en el tubo.

- NaOH 0,1N: El hidróxido de sodio, o hidróxido sódico, también conocido como soda cáustica o sosa cáustica. Es un un hidróxido cáustico o sustancia química compuesta por sodio, hidrógeno y oxígeno altamente corrosiva. Sus propiedades hacen que se utilice para muchos y variados propósitos, desde la fabricación de productos de limpieza, como el jabón de sosa, a la potabilización de agua pasando por la fabricación de lodos de perforación en la industria petrolera.

En su forma pura y a temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido de color blanco y sin olor. Es muy higroscópico por lo que absorbe fácilmente la humedad del aire y por ello ha de almacenarse con la menor cantidad de aire posible y en lugares secos. Es una sustancia con muy alcalina con alta solubilidad en agua, característica que la hace apropiada para muchos productos líquidos.

Aunque el uso del hidróxido de sodio está muy extendido, es importante recordar que el contacto directo puede ser muy peligroso, tanto en su forma sólida como en disolución, y producir quemaduras químicas muy graves sobre la piel. Por ello, cuándo se maneja este producto químico se ha de llevar ropa protectora y guantes para reducir las posibilidades de contacto.

En caso de que se vayan a preparar soluciones de sosa cáustica en agua se deberían utilizar gafas protectoras. Cuándo el hidróxido sódico se disuelve en agua genera mucho calor pudiendo llegar el agua a hervir, por lo que son posibles salpicaduras que alcancen los ojos. También es recomendable el uso de mascarillas para evitar la inhalación de vapores, que también pueden irritar las vías respiratorias, y trabajar en una zona bien ventilada.

En caso de contacto con la piel o mucosas hay que lavar inmediatamente con abundante agua fría. En caso necesario se debe acudir a un servicio de urgencias médicas lo antes posible.

- Azul de bromotimol (C27H28Br2O5S) 0,4 % (tintos): Es un compuesto químico derivado del trifenilmetano. Se utiliza para detectar el pH. A pesar de su nombre, el azul de bromotimol puede adoptar diferentes colores. Puede ser de color amarillo o fucsia (sobre una solución ácida) y verde o azul (en una solución básica). Es un indicador muy utilizado para determinar el PH en zonas próximas a la neutra pH=7, porque tiene un intervalo de viraje del amarillo al azul entre valores 6.0 y 7.6 (aproximadamente).

- Fenolftaleína (C20H14O4) 1% (blancos): Es un indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de viraje entre pH=8,2 (incoloro) a pH=10 (magenta o rosado). Sin embargo en pH extremos (muy ácidos o básicos) presenta otros virajes de coloración. En la cual la fenolftaleína en disoluciones fuertemente básicas se torna incolora, mientras que en disoluciones fuertemente ácidas se torna naranja.

Es incoloro en medio ácido y tiene un tono rosado en medio básico. Quimicamente la fenolftaleína proviene de la condensación de una molécula de anhidrído ftálico y de dos moléculas de fenol. Es un compuesto químico orgánico que se obtiene por reacción del fenol (C6H5OH) y el anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia de ácido sulfúrico. Principalmente esta solución sirve para verificar la composición del agua de las piscinas para ajustarlo y obtener un pH neutro. En medicina la fenolftaleína se puede utilizar como laxante.

- mEq/L (miliequivalentes por litro de solvente, mN, miliNormal): Es una medida de Normalidad. la Normalidad es el número de equivalentes de soluto por litro de disolución. En química, un equivalente es la unidad de masa que representa a la mínima unidad que puede reaccionar.

En el Sistema Internacional de Unidades, se emplean los milimoles/litro (mmol/L) para medir la cantidad de sustancia. Se usa para contar partículas.

El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de carbono-12. Esta cantidad se corresponde exactamente con el número de Avogadro: 6,02214 × 1023.

En la medición de iones y moléculas de diversos elementos bioquímicos, la equivalencia de mEq/L y mmol/L es de 1:1.

mEq/L es una medida para cuantificar las moléculas o unidades fórmulas (en el caso de los electrolitos y demás iones) presentes en una unidad de peso o volumen (en este caso, Litro) que son efectivos en una reacción quimica, a esto se le llama concentración.

Los equivalentes son como los protones (carga positiva o hidrógenos) que podría aceptar o liberar una molécula, p.e. el ácido clorhhídrico HCl tiene 1 eq, el sulfúrico H2SO4 tiene 2, el hidróxido de sodio NaOH tiene 1 (el sodio que es el positivo). Cuando solo hay un equivalente debe ser el dato igual a lo molar.

mEq/L es una unidad de concentracion, que relaciona el equivalente en peso que debe tener una sustancia en determinado volumen. Cuando se trabaja en quimica las cantidades son muy pequeñas por eso se utlizan unidades mas pequeñas. Es especialmente común para la medición de compuestos en fluidos biológicos.

En el pasado, el peso de los electrolitos se medía en una determinada cantidad de solución, es decir que se medía su concentración. El número de miligramos por 100 ml de solución (mg%) era la unidad mas utilizada, pero no proporcionaba información directa cerca de su poder de combinación química o de su actividad fisiológica en el organismo. La reactividad o el poder de combinación de un electrolito no sólo depende del número de moléculas presentes, sino también del número total de cargas iónicas (valencias). Los iones univalentes, como el sodio (Na+), tienen una única carga, pero los divalentes como el calcio (Ca++) poseen dos. La necesidad de una unidad de medida se tradujo en el desarrollo de unidades relacionadas con la actividad de los iones, los miliequivalentes. Estos miden el número de cargas iónicas o electrovalencias en una solución, sirviendo como medida fiable del poder de combinación química(fisiológico) o la reactividad de un electrolito en una solución. El número de miliequivalentes de un ión en un litro de solución (mEq/L) se calcula a partir de su peso en 100 ml (mg%) y aplicando unafórmula de conversión.

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