DETERMINACION DE HUMEDAD Y MATERIA SECA 1. OBJETIVOS Objetivo General: •
Determinar la cantidad de agua contenida en una muestra.
Objetivos específicos: •
Determinar el porcentaje de humedad de una muestra, por el método de pérdida de peso en una estufa de vacío.
•
Determinar el porcentaje de humedad de una muestra, por le método instrumental con una balanza.
2. FUNDAMENTO TEORICO Los agregados pueden tener algún grado de humedad lo cual está directamente relacionado con la porosidad de las partículas. La porosidad depende a su vez del tamaño de los poros, su permeabilidad y la cantidad o volumen total de poros. Las partículas de agregado pueden pasar por cuatro estados, los cuales se describen a continuación: •
Totalmente seco. Se logra mediante un secado al horno a 110°C hasta que los agregados tengan un peso constante. (generalmente 24 horas).
•
Parcialmente seco. Se logra mediante exposición al aire libre.
•
Saturado y Superficialmente seco. (SSS). En un estado límite en el que los
agregados
tienen
todos
sus
poros
llenos
de
agua
pero
superficialmente se encuentran secos. Este estado sólo se logra en el laboratorio.
•
Totalmente Húmedo. Todos los agregados están llenos de agua y además existe agua libre superficial.
El contenido de humedad en los agregados se puede calcular mediante la utilización de la siguiente fórmula: P= [ (W – D) / D] * 100 Donde, P : es el contenido de humedad [%] W : es la masa inicial de la muestra [g] D: es la masa de la muestra seca [g] También existe la Humedad Libre donde esta se refiere a la película superficial de agua que rodea el agregado; la humedad libre es igual a la diferencia entre la humedad total y la absorción del agregado, donde la humedad total es aquella que se define como la cantidad total que posee un agregado. Cuando la humedad libre es positiva se dice que el agregado está aportando agua a la mezcla, para el diseño de mezclas es importante saber esta propiedad; y cuando la humedad es negativa se dice que el agregado está quitando agua a la mezcla. Todos los alimentos, cualquiera que sea el método de industrialización a que hayan sido sometidos, contienen agua en mayor o menor proporción. Las cifras de contenido en agua varían entre un 60 y 95% en los alimentos naturales. El agua puede decirse que existe en dos formas generales: "agua libre" y "agua ligada". El agua libre o absorbida, que es la forma predominante, se libera con gran facilidad y es estimada en la mayor parte de los métodos usados para el cálculo del contenido en agua. El agua ligada se halla combinada o absorbida. Se encuentra en los alimentos como agua de cristalización (en los hidratos) o ligadas a las proteínas. Estas formas requieren para su eliminación en forma de vapor un calentamiento de distinta intensidad. Parte de la misma permanece ligada al alimento incluso a temperatura que lo carbonizan. Así pues, la frase
"% de agua" apenas significa nada menos que se indique el método de determinación usado. ANTECEDENTES Método por pérdida de peso con estufa de vacío La eliminación del agua de una muestra requiere que la presión parcial de agua en la fase de vapor sea inferior a la que alcanza en la muestra; de ahí que sea necesario cierto movimiento del aire; en una estufa de aire se logra abriendo parcialmente la ventilación y en las estufas de vacío dando entrada a una lenta corriente de aire seco. La temperatura no es igual en los distintos puntos de la estufa, de ahí la conveniencia de colocar el bulbo del termómetro en las proximidades de la muestra. Las variaciones pueden alcanzar hasta mas de tres grados en los tipos antiguos, en los que el aire se mueve por convección. Las estufas mas modernas
de este
tipo están
equipadas
con
eficaces
sistemas
de
termoestatación y sus fabricantes afirman que la temperatura de las distintas zonas de las mismas no varían en más de un grado centígrado. Los alimentos ricos en proteínas y azúcares reductores deben, por ello, desecarse con precaución, de preferencia de una estufa de vacío a 60 ºC. Método por Destilación con Solventes no Miscibles El método de destilación mas frecuentemente utilizado (método de Bidwell – Sterling), mide el volumen de agua liberada por la muestra durante su destilación continua junto con un disolvente no miscible. El agua se recoge en un colector especialmente diseñado con una sección graduada en la que se separa el disolvente y se mide; el disolvente retorna, por rebosamiento, al matraz de destilación. Ofrece un inconveniente que es común a todos los métodos de determinación del contenido en agua en los que la muestra se
calienta, y es que también mide el agua formada por la temperatura de destilación, por descomposición de los constituyentes de la muestra analizada. Tanto la A.O.A.C como la A.S.T.A han adoptado este método para la determinación del contenido en agua de las especies, utilizando tolueno (la A.S.T.A. utiliza benceno para las especias ricas en azúcares). A pesar de sus limitaciones, este método ofrece algunas ventajas, especialmente si se seleccionan bien los disolventes: 1. La temperatura se mantiene constante, la del punto de ebullición del disolvente. 2. puede seguirse la marcha de la velocidad de destilación por simple inspección visual; ¡Cuando se aclara en el colector la capa superior del disolvente la destilación ha concluido¡. 3. Es un método mas rápido que las técnicas de deshidratación. 4. No precisa aparatos complicados. Método Instrumental con la Balanza automática O’HAUS Está constituido por una balanza con capacidad para 10 grs ± 0,01 de muestra y sobre su platillo está colocada una lampara de luz infrarroja a la derecha del platillo están dos diales similares, uno permite controlar la intensidad de calor (Watt) que se suministra a la muestra y el otro permite controlar el tiempo de exposición al mismo. En la parte frontal del instrumento está una pantalla sobre la que aparecen dos escalas, hacia la izquierda una de peso en gramos, y a la derecha otra de porcentaje de humedad, del cero hacia arriba el peso de la muestra. A la derecha de la pantalla está un dial que permite tarar el instrumento.
3. PARTE EXPERIMENTAL Pesar un vaso o una placa petri vacía, luego agregarle 5gr de alimento seco (galleta) o 10 gramos de alimento fresco, colocarlos en una estufa a temperatura de entre 105 a 110ºC por el lapso de una hora. Por la diferencia de peso de obtiene la humedad de la muestra y luego se lleva a porcentaje. La determinación de la materia seca se hace por diferencia de peso inicial y el porcentaje de humedad hallada, determinándose de esta forma el porcentaje de materia seca. Desarrollo: Se pesara la muestra contenida en una placa petri con la ayuda de una balanza como la que se muestra en la figura.
Se pesó 1.5 gramos de muestra en la placa petri, sumando un total de 86.07gr, luego se procedió a llevarla destapada a la estufa por aproximadamente una hora.
Trascurrida una hora procederemos a retirar la placa de la estufa y esperando que enfríe sin destaparla, la llevamos a la balanza nuevamente.
Luego de pesar la muestra la balanza nos dio una lectura de 84.47gr lo cual nos demostro que la galleta tenia una humedad de 86.07 – 84.67 = 1.40gr. 4. RESULTADOS Y DISCUSION Con estos datos es suficiente para calcular el porcentaje de humedad en la galleta: Veamos: % humedad = peso muestra húmeda – peso muestra seca x 100 Peso muestra húmeda % humedad = 1.5 – 1.4 x 100 = 6.67% de humedad 1.5 Y el % de muestra seca seria 100% - 6.67% = 93.3% •
Según las tablas de % de humedad de una galleta es del 5%, nuestro resultado se aproxima, y quizás tiene más porque la galleta absorbió humedad el ambiente.
5. CUESTIONARIO Realizar una revisión de tablas de composición de alimentos y haga un listado del porcentaje de humedad de los alimentos asignados. PRODUCTO % HUMEDAD LECHUGA 95 ZANAHORIA 90 NARANJA 88 LECHE 87 PAPA 80 CARNE DE RES 70 HUEVO 74 CARNE DE CERDO 60 PAN 40 QUESO 35 MANTEQUILLA 16 GALLETAS 5
Con los datos obtenidos en el punto anterior determinar el % de materia seca de cada uno de los alimentos Por simple diferencia de % materia húmeda - % humedad = %materia seca PRODUCTO % HUMEDAD LECHUGA 5 ZANAHORIA 10 NARANJA 12 LECHE 13 PAPA 20 CARNE DE RES 30 HUEVO 26 CARNE DE CERDO 40 PAN 60 QUESO 65 MANTEQUILLA 84 GALLETAS 95
¿Cuáles son las dificultades principales en la determinación de humedad?
•
El producto analizado puede absorber humedad del ambiente, alterando así nuestro resultado.
•
Al pesar la muestra después de secarla, si no es enfriada el calor puede alterar la lectura de la balanza.
•
Si el producto tiende a perder agua al aire libre también se puede alterar nuestro resultado.
Explique la manera que los solutos iónicos, polares y no polares interactúan con la estructura del agua. El grado de ruptura de la estructura del agua mas el grado de formación del nuevo ion o de estructuras entre agua y soluto se mide por medio del calor de hidratación. Los valores de los calores de hidratación (DH) se pueden medir directamente en un calorímetro mediante la cantidad de calor que se produce cuando una concentración conocida de iones (los cationes y aniones se agregan en forma de sales) se agrega a un volumen conocido de agua. El calor de hidratación se incrementa al aumentar el tamaño iónico dentro de cada grupo de iones de carga similar, por ejemplo de - 506 kJ/mol para el Li+ hasta - 255 kJ / mol para el Cs+. Esta tendencia de reducir la interacción al incrementarse el tamaño del ion aparece frecuentemente en los fenómenos químicos. El grado de hidratación se incrementa con la carga iónica. El valor del calor de hidratación para cationes monovalentes es de varios cientos de kJ/mol ; para cationes divalentes es de aproximadamente -1600 kJ/mol, y para cationes trivalentes de aproximadamente -4000 kJ/mol. Los grandes calores de hidratación (muy negativos) para los iones trivalentes indican que los cationes polivalentes existen en solución o como especies químicas altamente hidratadas, como Fe(H2O)63+
(hexaacuo Fe III ) y
Al(H2O)63+ (hexaacuo Al III ) en solución. Los iones y las moléculas de agua en tales complejos se encuentran fuertemente unidos y juntos se comportan como un solo ion de gran tamaño. Los iones divalentes de los metales de transición y
tal vez el Mg2+ forman estructuras similares con el agua pero más débiles. Los otros cationes de los metales alcalinotérreos son más grandes y se asocian con menos fuerza al agua. La relación entre el tamaño de ion y la fuerza de hidratación es mas compleja que como se plantea aquí, pero ésta constituye una buena aproximación . Interacciones soluto- soluto. Los iones libres no existen en las soluciones acuosas . Todos los iones que se encuentran disueltos y, probablemente, también todas las moléculas disueltas se encuentran rodeadas de moléculas de agua las cuales pueden asociarse con el soluto y ser modificadas por éste. Los iones también interactúan entre sí a distancias variables. A las interacciones cercanas ion-ion ( menos de 0.5 nm, nanómetros ) se les denomina iones complejos o pares de iones y se encuentran regulados por las interacciones específicas entre iones . Iones complejos y pares de iones. Las fuerzas entre iones separados se han estimado mediante cálculos de la actividad (en algunos casos, puede considerarse como la concentración efectiva; a = g M, donde a es la actividad o potencial químico, y es adimensional; g, gamma, es el coeficiente de actividad en Litros/mol y M es la concentración molar o molaridad, moles/Litro). El coeficiente de actividad está definido matemáticamente como el lím g = 1, cuando M ==> 0, lo que significa que mientras más diluida esté la disolución menos interactúan entre sí los iones, es decir, la disolución tiene un comportamiento ideal. La interacción entre los iones se incrementa al aumentar la concentración de los iones y con el cuadrado de su carga. La actividad de una sal es igual al producto de las actividades de sus iones elevadas a una potencia de acuerdo a su estequiometría. Por ejemplo, la actividad del cloruro de calcio (CaCl2) en solución acuosa es: aCaCl2 = (gCa2+. MCa2+)(gC l1- Mcl1-)2 . La molaridad del ion cloro es el doble de la del ion calcio. Dado que la ecuación química de la ionización es: CaCl2 <=> Ca2+ + 2 Cl1- .
Cuando los iones y las moléculas interactúan mas íntimamente, se pueden enlazar y perder sus identidades individuales para formar iones complejos o pares de iones. Un ejemplo de ellos son los iones Fe(H2O )63+ y Al(H2O )63+ . La molécula de agua se encuentran asociadas íntimamente al ion central., cuyo grupo actúa como una sola unidad en solución. Por lo general, los iones complejos se definen como la combinación de un catión central con uno o más ligandos. Un ligando es cualquier ion o molécula presente en la esfera de coordinación del ion central como lo es el agua en el caso de Fe(H2O )63+ . De hecho, el agua siempre se considera como parte de los iones complejos por lo que algunas veces no se considera como ligando. Los otros ligandos penetran la esfera de hidratación o de solvatación interna del ion central y reemplazan a una o más moléculas internas de agua. Por otro lado, se piensa que los pares de iones se forman por asociación de ligandos afuera de la esfera de solvatación interna, como cuando los iones hidratados y separados se unen mediante las fuerzas electrostáticas y se comportan como una sola unidad durante un intervalo apreciable. Para asociarse al ion central, los ligandos deben competir con las moléculas de agua en la esfera de solvatación primaria del ion central y deben perder algunas de sus propias moléculas de agua. además, los ligandos son con frecuencia los aniones de ácidos débiles. Como resultado, el H+ compite con el catión central por el ligando. La asociación entre iones casi siempre implica una competencia por ligandos entre el catión H+ y entre el agua, el OH- y los ligandos de iones por el catión central. Si se ignoran las moléculas de agua en los productos y reactivos se simplifica considerablemente la representación de estas interacciones. La fuerza de asociación entre las especies en solución se expresa mediante varias constantes de equilibrio. Las constantes de estabilidad (formación) se refieren a iones complejos y a pares de iones; las constantes de hidrólisis o de desprotonación se refieren a la pérdida de H+ de los ligandos de agua que se encuentran asociados con los cationes centrales; los productos de solubilidad se refieren a las actividades de los iones en equilibrio con la fase sólidas. La formación de iones complejos es el resultado de las fuerzas atractivas catión-anión que vencen en la competencia entre los cationes H+ por los
numerosos ligandos, incluyendo al agua. Un ejemplo sencillo es la formación del ion complejo monofluoroalumnio durante la extracción de los suelos del aluminio reactivo: Al(H2O )63+ + F- <==> AlF(H2O )52+ + H2O La formación del ion complejo AlF2+ disminuye la actividad del Al(H2O)63+ y si se encuentra en equilibrio con el Al(OH)3 se disuelve parte de la fase sólida para mantener el equilibrio. La energía del enlace Al-F es mayor que el de los enlaces ion-agua para formar el complejo. De acuerdo con la constante de solubilidad, las concentraciones del ion complejo AlF2+ se incrementan al aumentar las concentraciones de los iones Al3+ o del F- o la concentración de HF y disminuye al aumentar la acidez. De hecho, el ion hexafluoroaluminio Al(H2O)63+ es un ion complejo que se elimina al extraer el fluoruro de aluminio de los suelos debido a las altas concentraciones de fluoruro que se emplean. Los ligandos como H2O, OH- , F- y CN- solamente pueden ocupar una posición alrededor de un catión central y se les conoce como monodentados. Los ligandos de unión como O2- , CO32- y PO43- pueden ocupar una posición en las esferas de coordinación de cada uno de los diferentes cationes y formar un complejo
polinuclear
(se
refiere
al
ion
central
o
de
coordinación).
Generalmente, la solubilidad de los complejos polinucleares es baja, ya que tienden a polimerizar y a precipitar a partir de la solución. Un ligando polidentado puede ocupar 2 o más posiciones alrededor de un solo catión y generalmente, son moléculas orgánicas grandes conocidas como quelatos (del griego, pinza o tenaza). Por ejemplo, algunas enzimas son ligandos polidentados que ocupan varias posiciones alrededor de un catión central y que también se enlazan temporalmente para sustraer moléculas, por lo que catalizan cambios químicos en el sustrato. La materia orgánica adsorbe con fuerza a los iones Cu 2+ , Zn2+ , Fe (II y III) y otros iones de metales de transición como quelatos. Un ligando quelante es el ácido etilendiaminotetracético (H4EDTA), las posiciones alrededor del ion Fe2+ están ocupadas por los 2 grupos amino y los 4 acetato. Los quelatos son completamente solubles y tienden a mantener al fierro, zinc y cobre en solución
como fuente de suministro de nutrientes para las plantas, a menos que un nutriente dado sea desplazado del complejo por iones que se encuentren en grandes cantidades o que formen complejos más estables. Los quelatos también se utilizan para extraer de los suelos a los micronutrientes y los iones de los metales pesados. A concentraciones de cationes iguales , los de los metales de transición compiten más efectivamente que otros por ligandos de todo tipo, incluyendo los quelatos. Los iones de los metales de transición tienen la ventaja de poder cambiar algunos electrones para acomodar mejor las configuraciones de los ligandos. La capacidad de los ligandos monodentados de cambiar los orbitales de electrones d y, como consecuencia, formar iones complejos más fuertes de metales de transición, generalmente se incrementa en el siguiente orden: I- < Br- < Cl- < F- < C2H5 OH < H2O < NH3 < etilendiamina < CN- . De la lista anterior, cabe resaltar la gran fuerza de los ligandos que contienen nitrógeno. La capacidad relativa de los iones de metales de transición para formar iones complejos
es
completamente
uniforme
en
el
orden:
Mn2+ < Fe2+ < Co2+ < Ni2+ < Cu2+ < Zn2+ para los cationes divalentes y Cr3+ = Mn3+ > Fe3+ < Co3+ para los cationes trivalentes. El catión divalente más fuerte capaz de formar complejos es el Cu(II), mientras que el Fe (III) es el ion de los metales de transición de carga trivalente más débil aunque es más fuerte que otros cationes trivalentes como el Al3+ y los lantánidos. El complejo Fe-EDTA predomina en las soluciones ácidas debido a la gran estabilidad de los complejos Fe-EDTA. El ligando EDTA muestra preferencia por Fe(II y III) a pesar de las altas concentraciones de los iones Ca2+ y Mg2+ en la solución de suelo. En los suelos alcalinos las concentraciones de los iones Ca2+ y Mg2+ y la muy baja solubilidad del hidróxido de Fe(III) favorecen la formación de los complejos de EDTA y Mg-EDTA. Para determinar los iones Ca2+ y Mg2+ se aprovecha su fuerte asociación entre el calcio, el magnesio y el EDTA. Para asegurarse de que todos los iones Ca 2+ , Mg2+ y EDTA se encuentran presentes como iones complejo, la solución se lleva a un pH de alrededor de 10 para precipitar los iones de los metales de
transición. Enseguida se agrega CN- (que tiene una fuerte tendencia a formar complejos con los metales de transición y solamente con los iones Ca2+ y Mg2+) para formar complejos con los cationes de cualquier metal de transición que permanezca sin precipitar a este pH. 6. BIBLIOGRAFIA •
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•
R. Matissek, M. Schnepel, G. Steiner, Análisis de los Alimentos, Editorial Acribia, S.A. Zaragoza (España) 1992. pág. 4 – 5.
•
D.R. Osborne, P. Voogt, Análisis de los Nutrientes de los Alimentos, Editorial Acribia, S.A. España. 1986. Pág. 52 – 53.
