Revista Bórax nº1-2016

Transcripción

BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581
1
Director Editorial: Daniel Martínez Troya
Consejo Editor:
Juan Jesús Martín Pérez
Daniel Martínez Troya
Departamento de Física y Química
IES. Zaframagón-Olvera (CÁDIZ)
Código de centro: 11006671
http://www.ieszaframagon.com/
Revista Bórax
ISSN 2529-9581
e-mail:[email protected]
Diseño de la página on-line: Salvador Díaz Salas
NOTA: Este primer número de la revista pretende ser un modelo base para lo que con
el tiempo debe ser la revista. Además, para nuestro departamento, servirá como medio
de publicación para nuestra principal línea de investigación actual: «Óxidos, Hidróxidos
y acuocomplejos de los metales de la 1ª serie de transición aplicados a la Educación
Secundaria y Bachillerato» que con el tiempo trataremos de ampliar con ligandos y con
otros elementos de las siguientes series de transición, siempre con la idea de trabajar al
máximo nivel sin perder de vista nuestro objetivo real que es la educación en
Secundaria y Bachillerato.
PROPUESTA PARA LA DIFERENCIACIÓN EXPERIMENTAL ENTRE
ÓXIDOS E HIDRÓXIDOS USANDO COMPUESTOS DE COBRE
Autores: Martínez-Troya, D. 1, Martín-Pérez, J.J.2
RESUMEN
La diferenciación en el laboratorio entre compuestos de óxidos e hidróxidos en
Secundaria y Bachillerato resulta especialmente aconsejable para que el alumnado
compruebe la relación existente entre ambas especies químicas y aprenda al mismo
tiempo a diferenciarlas de forma práctica. Nuestro objetivo consiste en crear una ruta de
reacciones concatenadas que permita cubrir el máximo posible de óxidos e hidróxidos,
siempre dentro del nivel intermedio al que pertenece nuestro alumnado, usando para
ellos reacciones muy conocidas de los compuestos correspondientes de Cu (I) y Cu (II).
Palabras clave: Óxidos de cobre; Hidróxidos de cobre.
ABSTRACT
The differentiation in laboratory between oxide and hydroxide compounds, in
Compulsory Secondary Education or in Spanish Baccalaureate, is especially advisable
in order to get that the student body could check the relation between both chemical
species and learn to difference them at a practical level. Our purpose in this paper is to
present a chemical route of enchained reactions that will permit to cover all the
possible oxides and hydroxides, always regarding the intermediate level of our
institution, using for it well known reactions concerning Cu (I) and Cu (II)
corresponding compounds.
Key words: Copper oxides; Copper hydroxides.
INTRODUCCIÓN Y JUSTIFICACIÓN
A lo largo de nuestros años de experiencia educativa, observamos que nuestro
alumnado apenas si diferencia el grupo de los óxidos del de los hidróxidos, salvo por el
nombre. En cierta medida, condicionados por la semejanza en sus denominaciones,
acaban asumiendo que son básicamente iguales. En nuestro departamento, creemos que
sería de gran ayuda desarrollar actividades de laboratorio dirigidas a la diferenciación de
grupos químicos que nuestro alumnado pueda confundir, como es el caso de los óxidos
e hidróxidos.
La idea de emplear estas reacciones en el ámbito de Secundaria o de Bachillerato
no es novedosa. Las reacciones de formación de complejos de cobre o de precipitación
1
2
Daniel Martínez Troya: [email protected]
Juan Jesús Martín Pérez. Departamento de Física y Química, IES. Zaframagón (Olvera)
1
de óxidos insolubles de cobre, han resultado tradicionalmente útiles, tanto por su
importancia pedagógica, como por su espectacularidad, algo que siempre resulta útil a la
hora de motivar a nuestro alumnado y conseguir estimular posibles vocaciones en ellos.
Entre los diferentes metales de transición, hemos elegido al cobre por su
accesibilidad y por la facilidad con la que forma óxidos e hidróxidos de gran colorido y
complejidad química.
DESCRIPCIÓN DE LA ACTIVIDAD
Nuestra actividad tiene como finalidad facilitar la diferenciación entre los óxidos
y los hidróxidos, por lo que sugerimos desarrollarla de manera paralela a las sesiones de
formulación y nomenclatura inorgánica. De cualquier forma y siguiendo nuestra línea
de pensamiento, que nos dirige a plantearnos todo trabajo de laboratorio como algo
interesante en sí mismo, se puede incorporar a cualquier curso de Física y Química por
su simplicidad y espectacularidad.
En principio partiremos de sulfato de cobre y lo disolveremos en agua destilada
y en agua del grifo, para ver las diferencias entre ambas disoluciones. A continuación
añadiremos a cualquiera de ellas una disolución de sosa cáustica en agua, enfriada
convenientemente para que no se nos forme el CuO (s) de color negro. De esta manera
obtendremos la aparición del Cu(OH)2 que forma un precipitado gelatinoso de color
celeste, cuyo color se intensifica a medida que añadimos NaOH.
Si añadimos la sosa cáustica directamente a la disolución de sulfato de cobre,
como proponemos en un paralelo, comprobamos la aparición de varios compuestos
fácilmente diferenciables por el color: Cu(OH)2 celeste; 𝐶𝑢𝑛 (𝑂𝐻)−2
2𝑛+2 azul oscuro;
CuO negro. La exotermia de la dilución de la sosa sólida en agua facilita la aparición
del CuO que al final será el principal producto.
Finalmente filtraremos el CuO (s) obtenido y realizaremos una reducción del
Cu(II) a Cu(I) mediante la llama del mechero de alcohol, aprovechando que el CuO se
ha quedado atrapado en los poros del papel secante. De esta manera obtendremos el
Cu2O (s) como polvo rojizo. Como actividad final trataremos de que el alumnado pueda
justificar parte de la prueba del reactivo de Fehling según lo estudiado en las reacciones
anteriores.
2
DESARROLLO DE LA ACTIVIDAD
A) DISOLVEMOS EL SULFATO DE COBRE (II)
Como nuestro experimento va a ser cualitativo, no creemos necesario partir de
cantidades concretas de sulfato de cobre. En nuestro caso hemos usado unas tres o
cuatro puntas de espátula de sal de sulfato de cobre pentahidratada, CuSO4·5H2O.
Tomamos dos tubos de
ensayo A y B, el primero con
agua destilada y el segundo con
agua del grifo. La diferencia
entre ambos salta a la vista nada
más disolver la sal. La cantidad
de carbonatos en el agua del
grifo es alta, lo que creemos
provoca que precipite CuCO3 (s)
de color cian (celeste-verdoso)
en forma de grumos. La reacción
es interesante para que nuestro
alumnado comprenda que el agua
del
grifo
contiene
otros
compuestos en disolución que
pueden interferir con las
reacciones.
La gran diferencia que observamos se debe a
la gran concentración en carbonatos que posee el
agua del grifo de nuestra localidad. Como el CuCO3
es insoluble en agua, se forman pequeños grumos en
el agua que acaban floculando y precipitando
estructuras mixtas 3 tipo CuCO3·Cu(OH)2·H2O. Se
comprende que la precipitación del carbonato se ve
acompañada por la precipitación del hidróxido,
arrastrando agua de cristalización.
A partir de ahora trabajaremos sólo con el tubo A cuyo disolvente es agua destilada,
aunque de usar el otro, no encontraremos grandes diferencias. El color celeste
perfectamente transparente del Cu+2 (ac.) se debe al complejo [Cu(H2O)6]+2 que
3
http://reactivosmeyer.com.mx/pdf/reactivos/hds_1085.pdf
3
permanece en disolución 4 , mientras que el Cu+2 precipita formando estructuras
complejas en las que participan el agua y el OH- en diferentes proporciones, generando
sales mixtas5.
B) FORMACIÓN DEL HIDRÓXIDO DE COBRE (II)
Tomaremos unas escamas de NaOH (s)
y las disolvemos en otro tubo de ensayo
diferente con agua destilada, de manera que
el calor de dilución se disipe lentamente sin
que afecte a nuestra reacción de formación
del hidróxido de cobre (II), para ello bastará
con eliminar el calor que se libera,
colocando el tubo bajo el agua del grifo.
Una vez se ha hecho esto, se procede a
añadir pequeñas cantidades de la disolución
de sosa cáustica a la de sulfato de cobre,
para observar la aparición de una turbidez
primero, que después se va haciendo cada
vez más evidente.
La reacción de formación del hidróxido puede ser simplificada a:
Cu+2 (ac.) + 2OH- (ac.)  Cu(OH)2 (s)
El Cu(OH)2 que se forma permanece en suspensión, formando con el paso del
tiempo un residuo sólido, de apariencia gelatinosa por el agua que atrapa al precipitar,
de color azul celeste más o menos intenso según la cantidad que haya precipitado. La
estructura real del compuesto es [Cu(OH)2(H2O)2] neutro6.
C) FORMACIÓN DEL POLIHIDRÓXIDOS DE COBRE (II)
Las reacciones de formación de 𝐶𝑢𝑛 (𝑂𝐻)−2
2𝑛+2 a partir de Cu(OH)2 en suspensión o
precipitado se puede realizar fácilmente aumentando la concentración de los grupos
4
Cotton, F.A., Wilkinson, G., Química Inorgánica Avanzada, Editorial Limusa, México, 4ª Edición, 1990, p.
+2
982. En estado cristalino tendríamos el [Cu(H 2O)5] con la sexta posición de coordinación ocupada por
+2
un oxígeno del sulfato, mientras que en estado acuoso tendríamos [Cu(H 2O)6] . En ambos casos los
compuestos serían azules.
5
En la naturaleza, la malaquita y la azurita, entre otras, son dos variedades cuya estructura y
composición se debe a esta particularidad.
6
Bourdeau, P.B., Livage, J., Colloidal Copper Oxide as Precursor for Multicomponent Oxide films en
Eurogel ’91 Progress in Research and Development of Processes and Products from Sols and Gels,
Vilminot, S., Nass, R., Schmidt, H., 1992, p.363.
4
hidroxilos en el medio 7 . Para ello añadiremos más disolución de sosa cáustica a la
disolución anterior, facilitando la formación de la nueva especie.
La variación del color correspondiente al complejo [Cu(H2O)6]+2 evidencia que el
entorno de coordinación del Cu+2 ha cambiado. Estos polihidróxidos, así como el
dihidróxido de cobre (II), son inestables respecto a la formación del CuO (s), que suele
ser el compuesto último de estas reacciones concatenadas.
Si añadimos una disolución muy concentrada de NaOH se obtienen
precipitaciones densas con una textura aparentemente plástica semejantes a la de la
imagen de la derecha.
D) FORMACIÓN DE CuO (s)
La formación del CuO (s) como precipitado
negro es sencilla de realizar, dado que su
estabilidad es mayor que la de los compuestos
anteriores en las condiciones de reacción. Para
observar cómo se produce la reacción usando el
tubo A2 podemos introducirlo en un vaso de
precipitados con agua caliente (hemos usado
agua a una temperatura cercana a la ebullición).
El proceso ocurre lentamente a medida que
aumenta la temperatura en el interior del tubo.
7
Cotton, F.A., Wilkinson, G., op.cit. p. 982.
5
Las reacciones que conducen a la formación del CuO (s) pueden ser resumidas a
partir de la que emplea al Cu(OH)2 como reactivo:
Cu(OH)2 (s)  CuO (s) + H2O (l)
El resultado final de la reacción de
formación del óxido es una sustancia negra,
que acaba precipitando en el fondo del tubo,
atrapando gran cantidad de agua, por lo que
queda con textura gelatinosa. Este compuesto
se puede separar de la disolución de partida
por decantación, aunque en nuestro caso
hemos decidido filtrarlo con papel de filtro y
embudo alemán, con la idea de transformarlo
en el compuesto correspondiente de Cu (I),
Cu2O (s) de color rojizo.
Veamos algunas fases de la reacción:
6
E) FORMACIÓN DIRECTA DEL ÓXIDO DE COBRE
Si lo que queremos es lograr que el óxido de cobre se forme directamente a partir de
la disolución en agua destilada del sulfato de cobre (II), proponemos hacerlo de dos
formas. Una primera disolviendo el sulfato de cobre en agua destilada caliente, así
cuando añadamos la disolución de sosa cáustica en agua, se formará automáticamente el
CuO (s). En este caso la reacción es instantánea y muy llamativa para el alumnado.
La
segunda
opción
es
igualmente atractiva, ya que
permite la aparición de especies
químicas diferentes a medida que
se va dispersando el calor de
dilución del NaOH que se añade en
escamas al tubo de ensayo A. De
esta segunda opción colocamos
dos fotografías suficientemente
ilustrativas.
7
F) OBTENCIÓN DEL ÓXIDO DE COBRE (I)
A partir del CuO (s) vamos a obtener el compuesto correspondiente de Cu (I) que
posee un característico color rojizo. Para ello, como ya hemos comentado con
antelación, vamos a filtrar con embudo alemán la disolución obtenida anteriormente, de
manera que el CuO (s) quede impregnando los poros del papel de filtro. Si se hubiera
deseado su obtención en seco se hubiera podido filtrar en un kitasato con un embudo
Büchner y después se hubiera podido introducir en una estufa, pero a nosotros no nos va
a hacer falta.
8
Con el compuesto en el papel de
filtro, adherido a su superficie y difícil
por tanto de retirar cuando no está lo
suficientemente seco, haremos un
paquetito sobre el que aplicaremos
directamente la llama de un mechero de
alcohol, cuyo carácter reductor nos
permitirá pasar del Cu+2 al Cu+ a una
temperatura de 1030ºC y a la presión
atmosférica, generando oxígeno 8 . A
medida que el papel de filtro va
consumiéndose veremos aparecer el
Cu2O (s) en su lugar.
2CuO (s)  Cu2O (s) + O2 (s)
El Cu2O (s) así obtenido es un compuesto cuyo color varía dependiendo del
tamaño de partícula con que sea obtenido9 así como de otros factores, por lo que su
aspecto presenta gran variabilidad, yendo del amarillo al púrpura. En nuestro caso
hemos obtenido una coloración que varía dependiendo de la exposición a la llama y de
la temperatura que se haya alcanzado en cada punto. Debido al carbono que se forma a
la temperatura de la llama, la reducción del Cu+2 puede llegar hasta cobre metálico,
como puede verse perfectamente en las siguientes imágenes de otra prueba.
CuO (s) + C (s)  Cu (s) + CO2 (g)
8
Richardson, H.W., Handbook of Copper Compounds and Applications, CRC Press, Nueva York, 1997, p.
58.
9
Ibidem p. 57.
9
G) RECUPERACIÓN DEL ACUOCOMPLEJO DE COBRE (II)
La reacción de descomposición del precipitado negro de CuO que se encuentra
en medio básico, con ácido, es una de las más espectaculares para la vista que se pueden
llevar a cabo en el laboratorio de enseñanzas medias. Si sobre en el tubo de ensayo
donde se encuentra el precipitado, que tiene un medio muy básico, vamos añadiendo
poco a poco pequeñas cantidades de ácido sulfúrico, apreciamos dos fenómenos de gran
interés. Primero, la violencia de la reacción de neutralización, que aconseja añadir el
ácido, gota a gota, o a diluirlo previamente en agua destilada, para así minimizar los
riesgos de que pueda hervir el agua y saltar de repente fuera del tubo. Segundo, la
reaparición de la disolución celeste, completamente transparente, a pesar de que
instantes antes no era sino un precipitado negro de CuO.
La reacción simplificada que permite redisolver el óxido insoluble es la
siguiente:
CuO (s) + H2SO4 (ac.)  CuSO4 (ac.) + H2O (l)
Sobre el CuO precipitado en medio básico vamos añadiendo poco a poco H2SO4
(ácido sulfúrico) con la pipeta, para ir neutralizando poco a poco el medio y lograr que
el CuO se redisuelva como el acuocomplejo de Cu+2 de color celeste. El proceso de
neutralización es vigoroso y exotérmico, por lo que debe llevarse a cabo con mucho
cuidado. Aquí podemos ver algunas fotografías de este espectacular proceso:
10
Aquí podemos ver un detalle del proceso de
disolución progresiva.
11
H) APLICACIÓN DE LO APRENDIDO AL USO DEL REACTIVO DE
FEHLING. OBTENCIÓN DEL ÓXIDO DE COBRE (I) POR REDUCCIÓN DEL
IÓN DE COBRE (II)
a) Elaboramos el reactivo de Fehling: El reactivo de Fehling está formado por
dos disoluciones que se guardan de forma separada en dos tubos de ensayo diferentes
- Tubo C: Sal de Seignette
formada por unos 35g de
tartrato mixto de potasio y 15g
de sosa cáustica en unos 100ml
de agua destilada.
- Tubo D: Disolución de CuSO4
(s) en agua destilada: unos 7g
de sal en 100ml de agua.
Es fundamental que el alumnado comprenda por qué ambas disoluciones se
guardan por separado, pero tras lo estudiado se comprende que el Cu+2 (ac.) en medio
básico va a formar hidróxidos que precipitan en forma de gel, lo que imposibilita la
formación del complejo de cobre que actúa como oxidante del grupo aldehído.
b) Las dos disoluciones que forman parte del reactivo de Fehling se añaden
sobre un par de tubos de ensayo, uno conteniendo una disolución de glucosa (dará
positivo al tener un grupo aldehído libre) y otro conteniendo una de sacarosa (que dará
negativo al no tenerlo).
Al reaccionar el tartrato con el cobre en disolución se forma un complejo de
coordinación de color azul intenso, el anión bistartratocuprato (II) o [Cu(C4H4O6)2]-2
donde el cobre es divalente10. Con este complejo quelato el Cu+2 no precipita como
hidróxido a pesar del alto pH.
10
Primo Yúfera, E., Química orgánica básica y aplicada: de la molécula a la industria, Volumen 1, Ed.
Reverté, Barcelona, 1996, p.500.
12
Una vez mezclado, se calientan a la llama ambas disoluciones. Sólo la que se
coloree de rojo será aquella en la que había un azúcar con aldehído oxidable y como
consecuencia, capaz de generar el Cu2O (s) que precipita como polvo de color rojo,
como ya conocemos. Para completar nuestro recorrido por los hidróxidos de cobre hay
que reparar en el precipitado amarillo CuOH (s) que con el calor acabará convirtiéndose
en Cu2O (s) de color rojo.
Esta reacción es de gran interés ya que podría usarse para reconocer la glucosa
en la orina y determinar posibles problemas de diabetes, aunque no es una prueba
específica para los aldehídos.
La reacción completa es11:
Calor
Monosacárido
oxidable
Ácido
correspondiente
Enodiol
OH
-
Cu+2
Calor
Cu+
OH
11
-
CuOH (s)
amarillo
Debajyoti, D., Biochemistry, Academic Publishers, 12ª Edición, Calcuta, 2005, p. 9.
13
Cu2 O
(s) rojo
Veamos la serie de fotografías:
A) Mezclando y calentando con un secador:
14
B) Mezclando y añadiendo escamas de sosa para lograr un gradiente de temperatura:
La formación de CuOH como precipitado gelatinoso de color amarillento se
aprecia sobre todo por el contraste con el método anterior.
15
Por la belleza de los colores, la fotografía merece la pena simplemente:
I) OXIDAMOS EL COBRE (I) A COBRE (II)
En ese mismo tubo de ensayo podemos comprobar la inestabilidad del Cu+ del
Cu2O (s) respecto al Cu+2 usando un oxidante como el ácido nítrico, que nos permite
oxidar al mismo tiempo que eliminamos el medio básico. La reacción que se produce
cuando usamos ácido nítrico concentrado es:
3 Cu2O (s) + 14 HNO3 (ac.)  6 Cu(NO3)2 (ac.) +2 NO (g) + 7 H2O (l)
El NO es un gas incoloro que se emite en forma de burbujas que se aprecian
continuamente a medida que transcurre la reacción. Como hemos añadido el ácido
lentamente, se ha podido producir cobre metálico al mismo tiempo, siguiendo la
reacción paralela siguiente:
16
Cu2O (s) + 2 HNO3 (ac.)  Cu(NO3)2 (ac.) +Cu (s) + H2O (l)
Al final ese mismo Cu (s) se acabará oxidando hasta Cu+2 (ac.) por lo que esta
reacción paralela no interfiere en nuestra experiencia.
Hay que tener en cuenta que si usamos agua del grifo, que posee abundantes
cloruros, el resultado final contendrá CuCl2, un compuesto amarillo, soluble en agua y
que en presencia del complejo [Cu(H2O)6]+2 celeste generará disoluciones verdosas por
la combinación de ambos colores12. En nuestro caso hemos realizado la experiencia con
agua del grifo y después con agua destilada, para contrastar los diferentes resultados.
12
Cotton, F.A., Wilkinson, G., op.cit. p. 982.
17
El resultado final es una mezcla de color verde
amarillento formada por la coexistencia del CuCl2
amarillo y el acuocomplejo de Cu+2 celeste. Es difícil
hacer un seguimiento de las especies químicas que se
producen a lo largo de todo este proceso de oxidación
del Cu+ al Cu+2 y que presenta unas variaciones de
color tan llamativas. Lo cierto es que como ejercicio
para nuestro laboratorio escolar es ciertamente
atractivo.
Podemos repetir ahora el procedimiento para Cu2O precipitado en agua destilada
y comprobar cómo el aspecto final es el esperado, aunque hemos usado muy poco Cu2O
por lo que el celeste final es poco intenso.
18
Las diferencias de los colores de partida se justifican por los diferentes métodos
de preparación del Cu2O precipitado.
Incluso, de una forma casi instantánea podemos ver cómo desaparece el Cu2O de
color rojo, separado mediante embudo alemán, en el papel de filtro simplemente
dejando caer unas gotas de ácido concentrado. Podemos comprobar las zonas celestes
donde aparece el acuocomplejo de Cu+2 en sustitución del Cu2O.
CONCLUSIONES
La familiarización de nuestro alumnado con los óxidos y los hidróxidos se puede
llevar a cabo de forma adecuada aprovechando la colorida química de los compuestos
correspondientes de Cu+ y Cu+2. De esta manera aprenderán que los óxidos y los
hidróxidos, aun manteniendo características químicas semejantes, son compuestos
químicos muy diferentes entre sí, variando radicalmente de color, de forma de
precipitación y por supuesto de reactividad química. Además la posibilidad de
establecer ciclos de conversión que nos lleven del Cu+ al Cu+2 y viceversa, permite a su
vez apreciar el carácter reversible de estas reacciones, lo que añade un indudable interés
científico y motivador que resulta, en nuestra opinión, de primer interés pedagógico.
Al margen de todo ello, la química del Cu+2 se puede ampliar mucho más con los
complejos que forma con el amoniaco, con los derivados halogenados o con los
compuestos insolubles que genera con el azufre, de manera que podemos integrar
19
parcialmente alguna de las conocidas reacciones que proponemos en otras cadenas de
reacciones.
Nuestra propuesta de cadena es la siguiente:
CuSO4 (ac.)
H+
OH-
Cu(OH)2
H+
OH-
Reactivo
Fehling
[Cun(OH)2n+2]-2
H+
CuO
Cu2O
20
H+
HNO3
BIBLIOGRAFÍA
Bourdeau, P.B., Livage, J., “Colloidal Copper Oxide as Precursor for Multicomponent
Oxide films” en Eurogel ’91 Progress in Research and Development of Processes and
Products from Sols and Gels, Vilminot, S., Nass, R., Schmidt, H., 1992
Cotton, F.A., Wilkinson, G., Química Inorgánica Avanzada, Editorial Limusa, México,
4ª Edición.
Debajyoti, D., Biochemistry, Academic Publishers, 12ª Edición, Calcuta, 2005.
Primo Yúfera, E., Química orgánica básica y aplicada: de la molécula a la industria,
Volumen 1, Ed. Reverté, Barcelona, 1996.
Richardson, H.W., Handbook of Copper Compounds and Applications, CRC Press,
Nueva York, 1997.
21
PROPUESTA PARA LA DIFERENCIACIÓN EXPERIMENTAL ENTRE
ÓXIDOS E HIDRÓXIDOS USANDO COMPUESTOS DE HIERRO
Autores: Martínez-Troya, D. 13, Martín-Pérez, J.J.14
RESUMEN
La diferenciación en el laboratorio entre compuestos de óxidos e hidróxidos en
Secundaria y Bachillerato resulta especialmente aconsejable para que el alumnado
compruebe la relación existente entre ambas especies químicas y aprenda al mismo
tiempo a diferenciarlas de forma práctica. Nuestro objetivo consiste en crear una ruta de
reacciones concatena das que permita cubrir el máximo posible de óxidos e hidróxidos,
siempre dentro del nivel intermedio al que pertenece nuestro alumnado. Siguiendo la
línea marcada por el artículo anterior concerniente a los análogos de cobre, usaremos
reacciones conocidas de los compuestos correspondientes de Fe (II) y Fe (III).
Palabras clave: Óxidos de hierro; Hidróxidos de hierro.
ABSTRACT
The differentiation in laboratory between oxide and hydroxide compounds, in
Compulsory Secondary Education or in Spanish Baccalaureate, is especially advisable
in order to get that the student body could check the relation between both chemical
species and learn to difference them at a practical level. Our purpose in this paper is to
present a chemical route of enchained reactions that will permit to cover all the
possible oxides and hydroxides, always regarding the intermediate level of our
institution. Continuing that work line established in the former paper regarding copper
compounds, we’ll use for it well known reactions concerning Fe (II) and Fe (III)
corresponding compounds.
Key words: Iron oxides; Iron hydroxides.
INTRODUCCIÓN Y JUSTIFICACIÓN
A lo largo de nuestros años de experiencia educativa, observamos que nuestro
alumnado apenas si diferencia el grupo de los óxidos del de los hidróxidos, salvo por el
nombre. En cierta medida, condicionados por la semejanza en sus denominaciones,
acaban asumiendo que son básicamente iguales. En nuestro departamento, creemos que
sería de gran ayuda desarrollar actividades de laboratorio dirigidas a la diferenciación de
grupos químicos que nuestro alumnado pueda confundir, como es el caso de los óxidos
e hidróxidos.
13
14
Juan Jesús Martín Pérez. Departamento de Física y Química, IES. Zaframagón (Olvera)
22
Comprobaremos si los compuestos de hierro son adecuados para que nuestro
alumnado diferencie entre óxidos e hidróxidos teniendo presente en la medida de lo
posible el patrón establecido en el artículo anterior.
Nuestra actividad tiene como finalidad facilitar al alumnado la diferenciación
experimental entre los óxidos y los hidróxidos, en este caso de hierro, por lo que
sugerimos desarrollarla parcialmente de manera paralela a las sesiones de formulación y
nomenclatura inorgánica. De cualquier forma y siguiendo nuestra línea de pensamiento,
que nos hace plantearnos todo trabajo de laboratorio como algo interesante en sí mismo,
las actividades aquí desarrolladas se pueden incorporar a cualquier curso de Física y
Química por su simplicidad y espectacularidad.
En principio partiremos de sulfato de hierro y disolveremos un par de puntas de
espátula en agua destilada. A continuación trataremos de ir obteniendo los
acuocomplejos de los dos estados de oxidación habituales, añadiendo sosa cáustica para
que se nos formen los hidróxidos, que para ambos cationes son precipitados gelatinosos
de colores verde y amarillento respectivamente.
El medio básico y la presencia de O2(g) facilitan la oxidación del Fe+2 a Fe+3
cambiando la apariencia de la disolución y permitiendo la posibilidad de obtener el
Fe2O3(s) de color rojizo en diferentes tonalidades. Esta misma oxidación puede ser
acelerada usando un oxidante fuerte como el agua oxigenada, sin cuidarnos del pH del
medio.
Los tres óxidos de hierro principales pueden ser obtenidos mediante reacciones
muy variadas. Nosotros vamos a emplear la reacción de Schikorr para el Fe3O4, que
genera una gelatina magnética muy atractiva visualmente, la reacción de
descomposición térmica de un tartrato para obtener FeO y la adición de base
concentrada a una disolución de Fe+3 para el Fe2O3, que a su vez proponemos su síntesis
por oxidación a alta temperatura de la sal heptahidratada.
Por último realizaremos algunas reacciones particulares que buscar la
reversibilidad de algunos de los procesos anteriores, con la idea de crear ciclos de
reacciones químicas que puedan ser empleados en el laboratorio de las enseñanzas
medias.
Comprobaremos por tanto que la química de los óxidos e hidróxidos de hierro es
colorida y asequible, pero que quizás resulte inadecuada para diferenciar entre óxidos e
hidróxidos por la particularidad del “Fe(OH)3” que no se ha descrito aún en la literatura
como compuesto estequiométrico, sugiriendo especies del tipo Fe2O3·nH2O en su lugar,
que no facilita precisamente nuestro objetivo.
23
A) LOS COLORES DEL SULFATO DE HIERRO (II)
El sulfato de hierro (II) heptahidrato, históricamente llamado caparrosa o vitriolo de
hierro, es una sal de color verde que debe precisamente este color a las moléculas de
agua de cristalización que rodean al hierro. Las diferentes tonalidades que van del verde
al amarillo se deben a las diferentes moléculas de agua que complejan al hierro en el
cristal.
Este compuesto presenta la particularidad
de eflorecer 15 al aire, de ahí los cambios de
color verde, aunque es estable químicamente16.
Sin embargo en el aire húmedo se oxida 17
superficialmente a Fe+3 por lo que es habitual
encontrar cristales pardo-amarillentos del Fe+3
junto a los verdes del Fe+2 que provocan que las
disoluciones iniciales puedan diferir mucho de
ese color verde pálido esperado, como
podremos comprobar más adelante.
La sal anhidra es de color blanco o blanco
amarillento 18 . Podemos eliminar parte de este
agua de cristalización calentando una muestra
de FeSO4·7H2O a una temperatura de entre
90ºC y 300ºC, que es cuando podemos estar
seguros de que ha perdido la última molécula de
cristalización19, por lo que se convierte en una
sal de color blanco (aunque realmente podemos
encontrar toda una gama de colores entre el
pardo y el amarillento, dependiendo de las
moléculas de agua que hayan quedado).
Nosotros hemos llevado a cabo la experiencia
sobre llama de mechero de metanol, sin
exposición directa, tratando de que la temperatura se mantenga en dicha horquilla. El
15
Pierde agua de cristalización, pero no cambia de composición química aunque sí cambie el color.
Cane, B., Sellwood, J., Elementos y Compuestos-Química Elemental Básica Vol. 2, Editorial Reverté,
Bogotá, 1994 , p. 231. Cf. Cotton, Op. cit. p. 910.
17
McEvoy, G.K. (ed.). American Hospital Formulary Service- Drug Information 2004. Bethesda, MD:
American Society of Health-System Pharmacists, Inc. 2004 (Plus Supplements), p. 1375. Tomado de la
página:
https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/ferrous_sulfate#section=Stability
18
Burriel, F., et als., Química Analítica Cualitativa, Editorial Paraninfo, Edición 14, Madrid, 1991, p.580.
19
Cf. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/ferrous_sulfate#section=Top y cf. Merck Index, 10th
Edition. Rahway, New Jersey: Merck and Company, Inc., 1983.
16
24
resultado permite ver el color blanco de la sal anhidra en la parte superior rodeada de
otros colores que pudieran ser producto de un exceso de temperatura con formación de
Fe2O3 de color rojo.
B) DISOLVEMOS EN AGUA EL SULFATO DE HIERRO (II)
El FeSO4·7H2O es una sal bastante soluble en agua que produce disoluciones de
color verde pálido cuando se encuentra en una concentraciones suficiente, ya que si
éstas son muy diluidas, apenas si se percibe color alguno. Tras hacer la disolución del
sulfato de hierro (II) en agua del grifo y en agua destilada no hemos apreciado
diferencias significativas, de ahí que no hagamos distinciones aunque todos nuestros
experimentos han sido desarrollados en agua destilada.
La primera vez que realizamos la disolución
empleamos agua destilada sin acidificar y tomamos un par
de puntas de espátula del sulfato sin prestar demasiada
atención. Cuando vimos el color resultante comprendimos
que había una gran contaminación de Fe+3 en ella, que
enmascaraba el color verde pálido del Fe+2 como puede
verse en la imagen de la derecha. Cuando volvimos a
hacer la disolución cuidando que el producto careciera en
lo posible de cristales de color pardo, la disolución
resultante coincidía con lo esperado.
El color verde pálido de la disolución se puede ver fácilmente cuando acidificamos
con ácido sulfúrico la disolución, lo que ralentiza el proceso de oxidación del Fe+2 a
Fe+3 que se produce a pH básico 20 aunque no lo elimina del todo a causa de la
exposición al oxígeno disuelto21. Las disoluciones de Fe+3 en agua a pH neutro o básico
generan disoluciones de un color amarillento22, consecuencia de formaciones del tipo
[Fe(OH)(H2O)5]+2, por lo que las disoluciones del FeSO4·7H2O tienden a colorearse de
amarillo prácticamente al mismo tiempo que se realizan a no ser que se acidifiquen a
causa de la formación de los complejos del Fe+3 con los grupos hidroxilos.
20
Cotton, F. A., Wilkinson, G., Química Inorgánica Avanzada, Editorial Limusa, México, 1990, p.910.
Ibidem, p. 915.
22
Ibidem, p. 915
21
25
El catión [Fe(H2O)6]+2 es el responsable de ese
color verde pálido 23 que caracteriza las disoluciones
ácidas (es decir, aquellas en las que el Fe+3 no se ha
formado). Es en este medio ácido en el que se estabiliza
durante un cierto tiempo el catión divalente, ya que el
proceso, aunque lento, es irreversible con el O2 (g)
disuelto24:
2 Fe+2 + ½ O2 + 2 H+ ⇆ 2 Fe+3 + H2O
C) FORMACIÓN DEL Fe (III) EN MEDIO BÁSICO CON NaOH
El catión [Fe(H2O)6]+2 de la disolución anterior, que ya en medio ácido tiende a
oxidarse a Fe+3, se oxida aún más rápidamente en medio básico, como ya se ha
indicado. Este proceso es particularmente interesante cuando se introducen unas
escamas de NaOH (s) de manera que se establezca un gradiente de pH que vaya desde el
fondo del tubo hasta la parte superior. En presencia de los grupos hidroxilos liberados
por la base hay tres reacciones de interés que complican la observación del proceso:
1) Fe+2 + 2 OH- ⇆ Fe(OH)2 (s)
2) Fe(OH)2 + OH- (s) ⇆ “Fe(OH)3” (s)
3) “Fe(OH)3” (s) ⇆ Fe2O3 (s)
La primera muestra la formación del hidróxido de hierro (II), un compuesto que
puede presentar una gran gama de colores que van desde el verde oscuro, casi negro,
hasta el blanco 25 . El blanco se forma en ausencia completa de O2 disuelto y se va
oscureciendo a medida que se forman las especies oxidadas.
23
Ibidem, p. 910. Según el texto, su color es azul verdoso pálido.
Ibidem, p. 910.
25
Ibidem, p. 910. Cf. Burriel, F., op. cit. p. 582.
24
26
En principio el Fe+2 en presencia de una
base va a formar rápidamente el hidróxido,
cuyo color verde oscuro varía dependiendo de
la concentración del mismo. Si disolvemos el
NaOH en agua y la añadimos a la disolución del
[Fe(H2O)6]+2 se forma rápidamente un
precipitado gelatinoso de Fe(OH)2 como
veremos en el siguiente apartado, pero si
logramos que haya un gradiente de pH en el que
los OH- entren en la disolución lentamente,
entonces aparecerán complejos del tipo
[Fe(OH)(H2O)5]+2 en disolución, que la
colorean de amarillo alrededor de las escamas
de sosa mientras que las otras especies seguirán
siendo visibles.
Aquí se puede ver el recubrimiento
anaranjado sobre el Fe(OH)2 verde que se
encuentra sobre las escamas de sosa. A partir de
ahí se va a ir extendiendo al resto de la
disolución. Hasta que la basicidad de la misma
haga que precipite como “Fe(OH)3” de color
anaranjado rojizo, y que con el tiempo pasa a
formar compuestos del tipo FeO(OH) de color
negro y Fe2O3 de color rojo o café, que pueden
representarse globalmente por Fe2O3· n H2O
con un color negruzco.
El Fe(OH)3 no se conoce como precipitado estequiométrico 26 , por lo que en
general se aconseja escribir los precipitados del Fe+3 en medio básico como Fe2O3·nH2O
color rojo oscuro o café o como “Fe(OH)3” de un color amarillo-anaranjado.
Probablemente la diferencia entre ambos sea de concentración.
26
Cotton, F. A., Wilkinson, G., op. cit., p. 915.
27
Los colores más oscuros, casi negros, se corresponden realmente con mezclas de
hidróxido de hierro (II) y óxidos de Fe (III) no estequiométricos con estructuras
complejas en las que participan FeO(OH) y Fe2O3. El “Fe(OH)3” es más insoluble que
el Fe(OH)2 de ahí que se forme tan rápido.
C) FORMACIÓN DEL Fe(OH)2 Y DEL Fe2O3
Cuando realizamos la disolución de la
sosa en un tubo de ensayo usando agua
destilada y la añadimos directamente a la
disolución verde pálida de [Fe(H2O)6]+2
cuidando que ambos líquidos estén
desoxigenados en lo posible por
calentamiento, entonces obtenemos un
Fe(OH)2 de color verde claro y un aspecto
gelatinoso.
28
El Fe(OH)2 se redisuelve fácilmente al agitarse hasta que finalmente acaba
precipitando en el fondo del tubo de ensayo y se va oxidando lentamente hasta
convertirse en la mezcla de óxidos de hierro (III) que hemos denominado de forma
general Fe2O3 · n H2O. Vemos algunas fases de esta precipitación.
Si añadimos la disolución de sosa sin haber desoxigenado, entonces se nos va a
formar el Fe(OH)2 de color verde oscuro al mismo tiempo que algunos complejos de
Fe+3 que como el [Fe(OH)(H2O)5]+2 que colorearán la disolución de un tono
amarillento, que podrá llegar al naranja oscuro dependiendo de la concentración que
alcancen. En las siguientes imágenes podemos ver el proceso completo con una adición
extra de disolución de NaOH que forma nuevo Fe(OH)2 (que hace que precipite
inmediatamente el Fe+2 presente con un color más claro al haberse agotado buena parte
del O2 disuelto que ya ha oxidado parte del Fe+2 a Fe+3, presente en los complejos
amarillos-naranja, en el FeO(OH) negro y el Fe2O3 (s) rojizo (color café-casi negro)
representados por el Fe2O3 · n H2O.
De cualquier forma, la formación del Fe(OH)2 de color verde por oxidación
superficial del Fe+2 a Fe+3 es inevitable y con el paso del tiempo cualquier precipitado
gelatinoso de Fe(OH)2 se acabará oscureciendo hasta convertirse en algo semejante a lo
que apreciamos en estas imágenes.
29
30
Podemos obtener un Fe(OH)2 de color blanco amarillento, que es el que tiene
verdaderamente cuando no hay un exceso de grupos hidroxilos, usando una pequeña
escama de sosa y una concentración de Fe+2 relativamente baja. Entonces alrededor de
la escama se nos va a formar el precipitado del hidróxido, que a medida que el pH vaya
aumentando irá oscureciéndose y tornándose de color verde.
Sin embargo durante bastantes horas podemos apreciar ese hermoso color blanco
amarillento que caracteriza el Fe(OH)2 en semejantes condiciones 27 . Resulta
especialmente útil remarcar cómo especies químicas idénticas pueden tener colores o
aspectos radicalmente diferentes según se hayan obtenido de una u otra forma, según
sea su tamaño de partícula, su cristalización, o la mayor o menor contaminación que
tengan al precipitar en el seno de una disolución. Esta diversidad de colores y texturas
dificulta muchas veces el reconocimiento y se convierte para nosotros, que carecemos
de un aparataje adecuado, en todo un quebradero de cabeza que sólo se soluciona
recurriendo continuamente a la bibliografía y realizando pequeños ensayos de
reconocimiento que nos permitan afirmar que un precipitado es aquello que afirmamos
ser.
27
Escalona, L., García, I., Guerrero, J. V., “Tratamiento de efluentes generados por la limpieza de
superficies metálicas”, Memorias. IV. Congreso Interamericano sobre el medio ambiente. Tomo 1,
Equinoccio. Ediciones de la Universidad Simón Bolívar, Caracas, 1997, p. 246.
31
D) FORMACIÓN DEL Fe2O3 POR CALENTAMIENTO
El calentamiento del FeSO4·7H2O provoca la fusión de la sal a una temperatura
de 64ºC28 y la pérdida de moléculas de agua de hidratación entre 90ºC y 300ºC, pero a
la temperatura de 300ºC la sal de descompone según la reacción29:
2 FeSO4 (s)  Fe2O3 (s) + SO2 (g) + SO3 (g)
La formación de Fe2O3 de color rojo pardo se puede conseguir sin problemas a
pesar del desprendimiento de los gases de azufre.
28
https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/ferrous_sulfate#section=Experimental-Properties
Nicholls, D., The Chemistry of Iron, Cobalt and Nickel: Comprehensive Inorganic Chemistry, Pergamon
Press, Exeter, 1975, p. 1011.
29
32
E) FORMACIÓN DE Fe(III) POR OXIDACIÓN DE Fe(II)
La reacción de formación de Fe+3 a partir de Fe+2 es una reacción espontánea en
presencia de agua y oxígeno, por lo que se produce de una forma lenta en medio ácido y
más rápido en medio básico. Además el Fe+3 es mucho más ácido que el Fe+2 por lo que
hidroliza al agua fácilmente (sólo se estabiliza por debajo de pH inferior a 2) formando
toda una variedad de complejos amarillo-anaranjado 30 como el Fe(OH)+2, el
[Fe2(OH)2]+4 y el [Fe(OH)2]+ que tienen diferente preponderancia en función del pH.
Nosotros vamos a representarlos por la primera especie: [Fe(OH)(H2O)5]+2.
Para ello partimos de una disolución de FeSO4·7H2O en la que hay una sustancial
oxidación superficial a Fe+3. Usando H2O2 la oxidaremos completamente a Fe+3 en
forma de complejo amarillo [Fe(OH)(H2O)5]+2 que representaría a todas las especies
semejantes citadas anteriormente. A medida que la oxidación se produce el color se
hace más intenso y oscuro.
La reacción en medio neutro se puede representar por:
Fe+2 + H2O2  Fe+3 + 2OH-
30
Burriel, F., op.cit. pp. 585-586.
33
F) FORMACIÓN DEL Fe2O3 EN MEDIO BÁSICO
Partiendo de la disolución anterior con el complejo de Fe+3 de color anaranjado
intenso [Fe(OH)(H2O)5]+2 podemos obtener fácilmente el compuesto Fe2O3 de color
rojizo mediante la adición de NaOH concentrado. La precipitación del óxido de hierro
(III) no es un proceso único, como ya hemos visto es fácil que se vea acompañada por la
aparición de FeO(OH) de color oscuro. Las imágenes del proceso son realmente bellas.
34
En este medio tan básico el Fe+3
que no haya precipitado se encuentra
como [Fe(OH)6]-3 que tiene el color
verde pálido31 que puede apreciarse en
la imagen. Basta esperar a que el
precipitado se estabilice y se deposite
para poderlo separar por decantación.
G) FORMACIÓN DEL Fe3O4 MEDIANTE LA REACCIÓN DE SCHIKORR
La reacción de Schikorr32 no permitirá obtener el Fe3O4 de color gris oscuro casi
negro realizando la oxidación del precipitado verde de Fe(OH)2 que hemos obtenido
anteriormente. La reacción debe realizarse en ausencia de O2 (g) por lo que
desplazaremos todo el aire existente en el interior del tubo de ensayo mediante una
corriente de vapor de agua que burbujeará desde la base del precipitado. Evidentemente
la reacción no se completará en un 100% pero suponemos que se ha desarrollado sin
problemas. Son los protones del agua los que se reducen y facilitan la oxidación de una
parte del Fe+2 a Fe+3.
3 Fe(OH)2  Fe3O4 + H2 (g) + 2 H2O
Para llevarla a cabo hemos mantenido el burbujeo de agua durante horas a lo
largo de varios días, aunque de manera interrumpida al no poder hacerlo de forma
continuada. Lo ideal sería haberlo hecho de forma continuada durante un par de días,
entonces hubiésemos obtenido mayor cantidad de Fe3O4. De este modo hemos
observado cómo el precipitado de color verde del hidróxido ha ido lentamente
oscureciéndose, formando un compuesto de color gris casi negro que es el Fe3O4.
Pensamos que el procedimiento es muy atractivo para nuestro alumnado, sobre todo si
usamos después un imán de neodimio para comprobar la aparición del Fe3O4.
31
Escalona, L., García, I., Guerrero, J. V., op.cit. p. 246.
Schikorr G. Über die Reaktionen zwischen Eisen, seinen Hydroxyden und Wasser. Z
Elektrochem. 1929; 35:65–70. Tomada de: Ma M, Zhang Y, Guo Z, Gu N. Facile synthesis of ultrathin
magnetic iron oxide nanoplates by Schikorr reaction. Nanoscale Research Letters. 2013;8(1):16.
doi:10.1186/1556-276X-8-16.
32
35
Las transformaciones del hidróxido de hierro (II) se pueden seguir gracias a los
cambios de color que pueden observarse en las siguientes imágenes realizadas a lo largo
del proceso. Al final vemos que sobre la masa de Fe(OH)2 oscurecida, se ha formado
una capa de Fe3O4 de color pardo negruzco.
36
En estas imágenes podemos recrearnos observando cómo afecta un imán de
neodimio a la capa de Fe3O4 que hemos obtenido.
37
H) DESHIDRATACIÓN OXIDATIVA DEL FeSO4 EN ÁCIDO SULFÚRICO
El ácido sulfúrico es una sustancia deshidratante y al mismo tiempo un oxidante
que convierte el Fe+2 en Fe+3 cuando se encuentra muy concentrado. De esta manera
puede transformar superficialmente la sal verde de FeSO4·7H2O en un Fe2(SO4)3
anhidro33 que tiene color blanco cuando se añaden unos cristales al ácido concentrado.
Aunque es una experiencia que se sale del objetivo del artículo, merece la pena
dedicarle un pequeño apartado. Lo que se ha hecho es dejar la sal en el fondo sin agitar
el tubo para apreciar la deshidratación y la oxidación en la superficie.
FeSO4 (heptahidratada verde) + H2SO4 (98% riqueza)  Fe2(SO4)3 (anhidra blanca) +
SO2 (g) + H2O (l)
Si además se emplea un oxidante fuerte como el
agua oxigenada 34 entonces la reacción se completa y se
obtiene el sulfato precipitado de Fe+3. El empleo de la
mezcla entre el H2SO4 concentrado y el H2O2 conocida
también por el nombre de disolución Piraña es
especialmente peligroso por el poder oxidante de la misma,
de modo que hay que extremar los cuidados35.
33
Chang, R., Química, Editorial Mc. Graw Hill, 6ª Edición, Méjico, 1999, p. 857. Cf. Ramsden, E.,
Chemistry, Nelson Thornes Ltd., 3ª Edición, Cheltenham, 2001, p. 247.
34
Kolthoff I.M., Medalia, A.I., The Reaction between Ferrous Iron and Peroxides. I. Reaction with
Hydrogen Peroxide in the Absence of Oxygen, Journal of the American Chemical Society, 1949 71 (11),
3777-3783.
35
Hazardous Waste Management Program, Northwestern University, 2015, pp. 33-34.
http://www.research.northwestern.edu/ors/forms/purpleguide.pdf
38
A un pH cercano a cero el catión [Fe(H2O)6]+3 es estable y posee un color
púrpura pálido36. En la disolución anterior este color púrpura pálido puede apreciarse
ligeramente gracias al color blanco del sulfato de hierro (III) disperso.
Creemos
haber
conseguido
también mostrar ese mismo color púrpura
pálido en disolución de ácido sulfúrico
concentrado,
añadido
sobre
una
+3
disolución ácida de Fe , quedando
separadas por densidad, de manera que
por gradiente se vaya acidificando la
disolución inferior hasta un pH cercano a
cero. El resultado muestra el color que
debe tener el catión hexaacuohierro (III).
36
Cotton, F. A., Wilkinson, G., op.cit. p. 915.
39
I) REDUCCIÓN DE LOS COMPLEJOS DE Fe (III) A Fe (II) MEDIANTE ZINC
La reducción de los complejos de Fe+3 a Fe+2 requiere de un poder reductor
significativo, sobre todo por la facilidad con la que se produce la reacción de oxidación
del Fe+2 a Fe+3. El paso a pH neutro de los complejos de color amarillo tipo
[Fe(OH)(H2O)5]+2 al hexaacuo de color verde [Fe(H2O)6]+2 se lleva a cabo con
dificultad mediante el uso de cinc en polvo aunque se caliente suavemente. Para una
reacción inmediata usaremos H2SO4 de modo que se estabilicen los cationes
[Fe(H2O)6]+2 que en medio neutro y básico tienden a formar complejos del Fe+3.
También podemos llevarla a cabo a través de la reducción
con yoduro, añadiendo una disolución de KI en agua, pero la
formación del 𝐼3− (que posee un color entre rojo y el marrón)
impide reconocer directamente la formación del acuocomplejo
verde del Fe+2.
Fe+3 + 2I-  Fe+2 + I2
I2 + I-  𝐼3−
Merece la pena particularmente hacer esta reacción
con la disolución verde pálida de [Fe(H2O)6]+2 aunque sólo
sea para comprobar la presencia inevitable del Fe+3 en
cualquier disolución de Fe+2 en presencia de O2 y que no
resulta visible por encontrarse en pequeñas proporciones. La
40
formación de 𝐼3− delata su presencia de forma indirecta.
J) FASES DE DIFERENTES COMPLEJOS DE HIERRO
Si usamos amoniaco en vez de NaOH para
aumentar el pH de la disolución de Fe+2 lograremos un
interesante efecto, ya que se forman tres capas de
diferentes densidades. La inferior contiene a la
disolución original de agua con el complejo verde de
[Fe(H2O)6]+2 sobre la que se ha echado la de amoniaco
en disolución acuosa, adonde irá pasando el complejo
[Fe(OH)(H2O)5]+2 que es estable en medio básico y que
se forma gracias al O2 disuelto en los líquidos
procedente de la atmósfera. Entre ambas se formará a
su vez una capa de óxidos mixtos del tipo Fe2O3·nH2O
que separa las dos fases anteriores, que son miscibles
entre sí, por lo que pasado un tiempo de acabarán
homogeneizando hasta formar una sola. No obstante
este proceso de es tan lento que la separación en tres
capas puede mantenerse durante días.
K) OBTENCIÓN DE FeO A PARTIR DE TARTRATO DE HIERRO (III)
De entre los diversos métodos que hay para obtener el FeO nosotros hemos
elegido la descomposición térmica del tartrato de hierro (III). Hemos partido del ácido
tartárico y hemos formado la sal de tartrato sódico usando una disolución de NaOH. El
resultado lo hemos añadido sobre una disolución comercial de FeCl3, aunque
hubiéramos podido partir de nuestra disolución de [Fe(OH)H2O]+2 para no salirnos de
nuestra cadena.
La formación del tartrato de hierro (III) es inmediata, en forma de densa masa
precipitada que adquiere un color aproximadamente mostaza. La oxidación del tartrato
con H2O2 es extremadamente violenta y tiene como subproducto el FeO que no llega a
precipitar probablemente porque el mismo H2O2 lo acaba oxidando nuevamente a la
especie Fe+3 por lo que la disolución, que se oscurece momentáneamente, vuelve a
aclararse para adquirir el tono habitual de los complejos del Fe+3.
Es por ello por lo que decidimos realizar la descomposición análoga a la del
oxalato de hierro (III) pero con el tartrato. No es particularmente relevante si lo que
41
obtenemos es el tartrato de hierro (III) o el tartrato de hierro (III) y sodio, porque al final
lo que nos interesa es su descomposición. El tartrato de hierro (III) se presenta en
estructuras 37 solubles con dos átomos de hierro que comparten tres moléculas de
tartrato, una de ellas como puente, y cuya fórmula molecular es C12H12Fe2O18.
La reacción de descomposición térmica38 genera FeO en forma de polvo negro
en torno a los 300ºC y se puede simplificar como FeC4H4O6  FeO sin considerar los
otros productos de descomposición entre los que pueden aparecer CO2, CO, H2O en los
que probablemente también participe el O2 existente en el medio (a pesar de que
nosotros hemos tratado de minimizar su presencia mediante la inserción de papel
absorbente en el tubo de ensayo).
En esta descomposición térmica el Fe+3 del complejo del tartrato se reduce a
Fe+2 que queda como óxido de hierro (II) estable a esta temperatura pero que
desproporciona a Fe metálico y a Fe3O4 a alta temperatura (como hemos comprobado
posteriormente para asegurarnos de su naturaleza química.
Veamos las imágenes desde la formación del tartrato a la del FeO.
37
https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/6451484#section=Top
Mathivanan, V., Haris, M., “Characterization of pure and copper-doped iron tartratecrystals grown in
silica gel”, Pramana-Journal of Physics, Vol. 81, Nº. 1, 2013, p. 185.
https://www.academia.edu/12447786/Characterization_of_pure_and_copper_mixed_iron_tartrate_cry
stals_grown_in_silica_gel
38
42
43
L) OBTENCIÓN DE Fe3O4 Y Fe2O3 A PARTIR DE FeO
La formación de los óxidos de hierro (III) requiere una oxidación en presencia
de O2 con cierta abundancia. Para obtener ambos compuestos vamos a oxidar el FeO
obtenido anteriormente a la llama de gas, de manera que la cantidad de FeO expuesta al
aire acabe oxidándose a Fe2O3 mientras que la que queda debajo formará Fe3O4 al
carecer del oxígeno para oxidar todos sus átomos de hierro a Fe+3. Al final la estrategia
puede verificarse no sólo por el color de los granos obtenidos, sino también por el
activo comportamiento magnético del Fe3O4. Según la temperatura y el aporte de
oxígeno tendremos diferentes reacciones de oxidación39.
6FeO + O2  2Fe3O4
4Fe3O4 + O2  6Fe2O3
M) FORMACIÓN DE Fe(III) POR DISOLUCIÓN CON ÁCIDO DEL Fe2O3
Para concluir nuestro trabajo vamos a disolver el óxido de hierro (III) obtenido
en H2SO4 para obtener disoluciones en las que aparecerá una mezcla de complejos de
Fe+3 que nos situarían de nuevo al principio de nuestro ciclo. Estas especies químicas
serían variadas 40 pero nos interesan sólo por regresar al Fe+3 en disolución, con la
especie que domine en el pH en el que nos encontremos. Las disoluciones de los óxidos
de hierro con ácidos en caliente se producen de forma lenta, por lo que se aconseja dejar
39
Rodríguez, A. L., Zea, H. R., “Modificación del proceso de reducción expansiva para la síntesis de
nanopartículas de hierro”, Universitas Scientiarum 19(2), 2014, p. 157.
http://www.scielo.org.co/pdf/unsc/v19n2/v19n2a08.pdf
40
Liu, H. et als., “Solubility of Hematite in H2SO4 solutions at 230-270ºC”, Canadian Metallurgical
Quarterly 42(2), 2003, pp. 199-207.
44
la mezcla en el laboratorio para observar su efecto con el paso de los días, pudiéndose
calentar de vez en cuando, si no se dispone de un baño térmico que nos permita calentar
indefinidamente en condiciones de seguridad.
El ácido sulfúrico que vamos a usar estará a un 10% para optimizar el proceso41
de disolución del Fe2O3. Igualmente se puede hacer con el FeO, pero no con el Fe3O4
que resiste la dilución en ácido incluso a alta temperatura42. Emplearemos un par de
puntas de espátula del Fe2O3 obtenido y observaremos así el color púrpura pálido de la
especie [Fe(H2O)6]+3 que aparece a pH ácido.
CONCLUSIONES
La química de los óxidos y de los hidróxidos del hierro no parece la mejor para
ilustrar las diferencias entre ambos grupos químicos para el alumnado de Secundaria y
Bachillerato, sobre todo si la comparamos con la de los correspondientes compuestos de
cobre. Tampoco es idónea para establecer cadenas de reacciones reversibles, por la
tendencia habitual del Fe+2 a oxidarse a Fe+3, algo que resulta un inconveniente a la hora
de visualizar bien las transformaciones que se producen a diferentes valores de pH. De
cualquier forma el contraste entre el Fe(OH)2 y el FeO, así como entre el “Fe(OH)3” y
los correspondientes Fe2O3 y Fe3O4 servirían para la finalidad con la que hemos
comenzado este artículo, permitiendo una diferenciación visual instantánea.
41
Cf. p. 4 del documento de decapado de óxidos de hierro de la empresa Fosfamet.
http://fosfamet.cl/proceso_de_decapado_para_metales_fosfamet_cl.pdf
42
Ibidem, p. 3.
45
Lo cierto es que la química de estos compuestos de hierro resulta
particularmente atractiva, tanto por sus colores, como por la actividad magnética que
exhibe el Fe3O4 y que, sin duda, es un aliciente para cualquier persona que quiera
obtenerlo a partir de hierro o de alguno de sus derivados.
Pasamos ahora a proponer las cadenas de reacciones que nos parecen
pedagógicamente interesantes para trabajarlas en el laboratorio.
FeSO4 (s)
H+
H2O2
OH[Fe(H2O)6]+2
H+
Zn
tartrato
FeC4H4O6
Fe(OH)2
[Fe(H2O)6]+3
Δ
Schikorr
H+
OH-
[FeOH(H2O)5]+2
FeO (s)
Fe3O4 (s)
Δ, O2
Δ, O2
H+
OH-
Fe(OH)3
H+
OHFe2O3 (s)
Δ
46
BIBLIOGRAFÍA
Burriel, F., et als., Química Analítica Cualitativa, Editorial Paraninfo, Edición 14, Madrid,
1991.
Cane, B., Sellwood, J., Elementos y Compuestos-Química Elemental Básica Vol. 2, Editorial
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Chang, R., Química, Editorial Mc. Graw Hill, 6ª Edición, Méjico, 1999.
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Rodríguez, A. L., Zea, H. R., “Modificación del proceso de reducción expansiva para la síntesis
de nanopartículas de hierro”, Universitas Scientiarum 19(2), 2014
47
LA VINIFICACIÓN: UN PROCESO QUÍMICO DE TRASCENDENCIA
CULTURAL Y ECONÓMICA PARA ESTUDIANTES EMPRENDEDORES
Autores: Martín-Pérez, J.J, Martínez-Troya. D.4344
RESUMEN
El proceso de vinificación resulta especialmente adecuado para ser llevado a cabo como
experiencia de laboratorio en asignaturas de ciencias en la Educación Secundaria
Obligatoria o en el Bachillerato, tanto por los contenidos químico-biológicos del
proceso, como por la importancia cultural y económica que posee en algunas regiones,
como ocurre en nuestro caso, en la Serranía Norte de Cádiz. En este artículo
presentamos un proceso detallado de elaboración de vino tinto enfocado para ser llevado
a cabo en el laboratorio escolar.
Palabras clave: Vinificación; Vino tinto; Laboratorio de Educación Secundaria.
ABSTRACT
Vinification: A chemical process of great cultural and economic transcendence.
The chemical and biological contents of the winemaking process, with its cultural and
economic relevance in some regions, like ours, in the mountainous part in the north of
Cadiz, make of it an experience especially adequate to be carried on laboratories in
Compulsory Secondary Education or in Spanish Baccalaureate. In this paper we
present a detailed winemaking of red wine, focused to be carried on in educational
laboratories.
Keywords: Vinification; Red wine; Compulsory Secondary Education.
INTRODUCCIÓN Y JUSTIFICACIÓN DEL TRABAJO
La fabricación artesanal o semiindustrializada, tanto de mosto, como de
diferentes tipos de vino más o menos jóvenes, es una tradición que se remonta a los
primeros asentamientos en la zona norte de la provincia de Cádiz. Nuestro departamento
de Física y Química, considera indispensable que el alumnado de zonas con arraigo
vitivinícola45 aprenda las técnicas estándares que se emplean en dicha vinificación y
puedan compararlas con las que tradicionalmente se emplean en la zona 46 . La
experiencia se desarrollaría integrada en las prácticas de laboratorio de alguna
asignatura de ciencias, y en nuestro caso ha sido llevada a cabo en Física y Química de
1º de Bachillerato. De esta manera se potenciará en las futuras generaciones el aprecio
43
Juan Jesús Martín Pérez. Departamento de Física y Química – IES. Zaframagón
45
La Sierra Norte de Cádiz en nuestro caso, en la que se encuentran pueblos como Setenil de las
Bodegas, para el que la tradición vitivinícola se halla incluida en su nombre, cuyo alumnado cursa el
Bachillerato en nuestro centro.
46
Muchos estudiantes tienen familiares propios o de amigos que aún hacen mosto.
44
48
por la enología, estimulando su aprendizaje como una actividad científico-tecnológica
en la que modernidad y tradición se dan la mano, considerando al mismo tiempo su
evidente potencial económico, que debe ser aprovechado por jóvenes emprendedores47
en un momento en el que la economía global necesita iniciativas protagonizadas
precisamente por ellos. En este sentido la elaboración artesanal de vino de calidad
podría ser una alternativa a considerar. De hecho hay en nuestra localidad una pequeña
bodega artesanal48, la primera de nuestra provincia y una de las pocas de Andalucía que
elabora un vino blanco 100 % ecológico como ha constatado el Consejo Andaluz de
Agricultura Ecológica a partir de una uva autóctona de la zona, la uva Perruna49”.
Por otra parte esta experiencia que presentamos se engloba en un conjunto de
actividades que se desarrollarán a lo largo de los siguientes cursos y que tendrán como
objetivos la elaboración de mosto, de vino blanco, de vino rosado, de un vino espumoso
y posiblemente un destilado a partir de vino.
Nuestro proyecto consiste básicamente en la elaboración de vino tinto a partir de
uva traída por el alumnado. Este primer contacto con el proceso busca sobre todo
manifestar las principales dificultades de la vinificación, pero a su vez, mostrar dicha
transformación como un proceso asequible y, por tanto, digno de considerar como
actividad laboral de futuro. De esta manera nuestro alumnado podrá sentirse atraído por
una actividad tradicional de un interés económico indiscutible, pero que al mismo
tiempo es un arte en sí misma en la que la química resulta absolutamente necesaria para
optimizar la calidad y lograr una bebida que pueda ser apreciada por el entorno.
De esta manera, lo que proponemos no es más que una primera piedra en lo que
debe ser un proyecto de mayor envergadura que acerque la enología a nuestro alumnado
y pueda plantearse tanto el cultivo de viñas, la elaboración de tintos o la realización de
análisis enológicos como posibilidades de futuro. Presentando en este sentido el Grado
de Enología de la Universidad de Cádiz, como un atractivo estudio.
47
De hecho en la Sierra Norte de Cádiz, la elaboración de mosto o de diferentes variedades de vinos
blancos o tintos supone una salida viable para la economía deprimida de una zona que se caracteriza
por tener las menores rentas domésticas de toda la provincia. Véase Diagnóstico Provincial, p. 37:
http://www.jandalitoral.org/c/document_library/get_file?folderId=66693&name=DLFE-1911.pdf
48
Puede comprobarse en este interesante artículo:
http://www.cosasdecome.es/sin-categora/la-resurreccion-de-la-uva-perruno/#.VdwsfPntlBc
49
En el BOE aparece como variedad autóctona reconocida:
http://www.boe.es/boe/dias/2007/06/21/pdfs/A26941-26947.pdf
49
A) PRIMEROS PASOS
La primera acción que se realiza sobre la uva
aportada por el alumnado 50 es el despalillado 51 , que
consiste quitar el raspón o escobajo de cada uno de los
racimos de uvas ya que podría aportar sabores
herbáceos, amargor y astringencia52. Una vez limpias
se pesa el conjunto para posteriormente calcular el
rendimiento de vino obtenido y después se lava
utilizando un colador de gran diámetro para mayor
comodidad. Es llamativo que en la industria enológica
la uva no se lave antes de la elaboración del vino para
retirar así la posible suciedad, pues decanta al fondo
de los depósitos y se elimina durante los trasiegos y
clarificación53.
Hemos decidido lavar porque no
conocemos la procedencia de nuestra
materia prima y vamos a realizar una
fermentación dirigida 54 . Una vez hecho
esto se coloca la uva en un barreño y se
procede a su estrujado a mano. El
alumnado puede romper las uvas
presionándolas contra el fondo de la
cubeta o con sus propias manos. Hay que
tener en cuenta que no se deben romper
las semillas o pepitas, pues provocaría un
sabor desagradable en el vino55.
50
Nuestra idea inicial fue que cada grupo de estudiantes aportase 1Kg de uva, considerando unos 6
grupos por clase.
51
Según la RAE despalillar es “quitar los palillos a las pasas o el escobajo a la uva” siendo el escobajo la
“raspa que queda del racimo después de quitarle las uvas”. Esta raspa también se denomina raspón.
52
Togores, J.H., Tratado de enología, Tomo I. Madrid: Ediciones Mundi-Prensa, 2011, p. 844.
53
Cavazza, A., Franciosi, E., “Lavado de la uva: efectos en la fermentación y en la composición del vino”,
ACE Revista de Enología.
www.acenologia.com/ciencia97_2.htm
54
Aquella que se realiza con un cultivo iniciador. Cf. Leroy, F., De Vuyst, L. “Lactic acid bacteria as
functional starter cultures for the food fermentation industry”, Trends Food sci. technol. 15, 2004, pp. 6778.
55
Guiñazú, H.R., et al., Elaboración de vino casero, Instituto de Vitivinicultura, 2010, p. 23. Donde los
autores indican que romper las partes duras, como semillas y hollejos, generan compuestos astringentes
y dan sabor amargo al vino, además de liberarse las sustancias grasas que contienen en su interior.
50
El resultado es una mezcla en la que se puede apreciar el mosto, la pulpa y los
hollejos56. Nuestro objetivo es dejar macerar y fermentar el mosto en presencia de las
pulpas, pepitas y los hollejos de la uva. En la piel se encuentra una importante flora
microbiana, destacando entre esta flora las levaduras, bacterias lácticas y bacterias
acéticas57.
Para realizar una fermentación alcohólica dirigida o controlada utilizaremos la
levadura alcohólica por excelencia, la Saccharomyces cerevisiae 58 , que convertirá el
mosto (azúcar) de la uva en vino (etanol). El volumen de mezcla obtenido se puede
obtener mediante un recipiente cilíndrico y una regla, como podemos ver en la imagen.
B) MEDICIÓN DE LOS GRADOS BAUMÉ
Para determinar el grado alcohólico probable que alcanzará nuestro vino tras la
fermentación, debemos medir la concentración o riqueza de azúcar que tiene el mosto.
Esta importante medida se realiza con un densímetro o areómetro que permite medir los
grados Baumé en el mosto 59 . Este aparato comprende una gama de valores de
densidades entre 1,0 que equivale a 0 ºBé del agua pura, hasta la cifra de 1,842
equivalente a 66 ºBé del ácido sulfúrico concentrado. La ventaja de este tipo de
densímetros se encuentra en que los valores comprendidos entre 8 y 12 coinciden de
manera aproximada con la graduación alcohólica probable del mosto60.
http://64.76.123.202/SAGPYA/economias_regionales/_vinos/_publicaciones/Guia_Vinos_Caseros_2010
.pdf
56
Según la RAE el hollejo es la “piel delgada que cubre algunas frutas y legumbres, como la uva”.
57
Togores, J. H., op. cit. p. 583
58
Lo ideal es que las uvas de cada viñedo tengan sus levaduras autóctonas para realizar una
fermentación espontánea, pues éstas serán las responsables de las propiedades organolépticas
particulares de cada vino y eso es algo esencial en un vino que pretende ser artesanal y característico de
la zona.
59
El grado Baumé establece una relación genérica y aproximada entre el grado de azúcar y el grado de
alcohol que se obtiene tras la fermentación. Así 1ºBé representa aproximadamente un 1% (v/v) de
alcohol si se deja fermentar el vino hasta que no queden azúcares.
http://www.dolmarproductos.com/sites/default/files/dolmar_analisis_vinos.pdf
60
Togores, J. H., op. cit. p. 264.
51
Se extrae un poco del mosto que se tiene en la
cubeta sin que le acompañen hollejos, pulpas o semillas
y se echa en una probeta de modo que podamos
introducir el densímetro en su interior. El densímetro
no debe tocar el fondo de la probeta y debe flotar
libremente en el mosto. La medida de los grados
Baumé se toma mirando la escala que lleva adosada, en
el enrase con la superficie del mosto donde se sumerge
y el correspondiente grado alcohólico probable se
obtiene al consultar la tabla de equivalencias entre
grados Baumé, azúcar en mosto y grado alcohólico en
% en volumen 61 . En nuestro caso se puede observar
que la medida obtenida es de unos 10,3º Bé
aproximadamente, lo cual se traduce en que nuestro
mosto tiene una concentración de azúcar de 175 g/l y
que, si todo este azúcar fermenta, tendremos un vino
con una graduación alcohólica de 10,3 º.
El valor obtenido es relativamente bajo para obtener un vino tinto, teniendo éstos
graduaciones típicas entre 13 º y 14 º, con lo cual, debemos tener especial cuidado (ya
que no es un medio muy hostil para las bacterias). La adición de metabisulfito nos
asegurará la eliminación de bacterias indeseadas que puedan originar enfermedades en
el vino.
C) ADICIÓN DE METABISULFITO
Es conocido desde antiguo el uso del
dióxido de azufre 62 (SO2) como desinfectante de
bodegas y envases vinarios. Actualmente, este
compuesto es fundamental en la industria vinícola,
teniendo un efecto antioxidante. Es un
antimicrobiano selectivo, especialmente frente a las
bacterias lácticas que pueden originar “el picado
láctico” del vino, además tiene una acción
degradante o “disolvente” sobre los hollejos,
raspones y pepitas, que permite una mayor
61
Ibídem, p. 267.
No obstante se pueden consultar tablas de correspondencias online como la siguiente:
http://www.ictsl.net/downloads/refractometros.pdf
62
Generalmente conocido en enología por su nombre tradicional de anhídrido.
52
maceración en las vinificaciones en tinto. Tiene también un importante papel en la
mejora o mantenimiento de los aromas.
No todo son aspectos positivos, debemos tener cuidado con un exceso que podría
originar intoxicaciones y olores defectuosos propios del sulfuro de hidrógeno, H2S (olor
a huevos podridos).
Actualmente, la práctica totalidad de los vinos reflejan la presencia de este aditivo en su
etiquetado como “contiene sulfitos”63.
En nuestro caso, como las cantidades de
mosto son muy pequeñas, debemos tener en
cuenta la gran superficie abierta de la cubeta,
que provocaría la evaporación de gran parte
del alcohol64. La adición de metabisulfito para
generar el dióxido de azufre se utiliza en todo
el proceso de elaboración del vino en tres
ocasiones. La primera sería durante la etapa
prefermentativa, en el estrujado, con una dosis
aproximada de 5g/hl. La segunda durante la
conservación de los vinos, en trasiegos,
crianzas o transporte, con dosis aproximadas
de 3g/hl y una tercera y última, antes de
embotellar, para asegurarnos que la dosis de
SO2 libre oscile entre 20 y 30mg/l65.
D) ADICIÓN DE LA LEVADURA
Como comentamos anteriormente, es la fermentación espontánea la modalidad
utilizada en la mayoría de las vinificaciones caseras. No obstante, dependiendo de la
calidad de la uva, se podría utilizar un “pie de cuba”66 para facilitar la fermentación o
usar levaduras secas activas que debemos rehidratar antes de usarlas.
63
Ibídem, p. 477.
Cf. González, L. A., Normas Prácticas para la Elaboración de Vinos en Canarias, Hojas Divulgadoras.
Madrid: Ministerio de Agricultura, 1979, Núm. 26-79-X HD, p. 13.
file:///F:/Art%C3%ADculo%20sobre%20vino/hd_1979_26.pdf
65
Togores, J.H., op. cit. pp. 502 y ss.
66
Pie de cuba: cierto volumen de mosto en fermentación, que se sitúa en el fondo del depósito antes de
añadir la vendimia o el mosto que se quiere fermentar. Cf. Hidalgo Togores, J., op. cit. p. 617.
64
53
La adición de la levadura se
realiza para conseguir que los
azúcares67 de la uva pasen a alcohol sin
depender de las levaduras naturales o
autóctonas que acompañan a la piel de
las propias uvas. En nuestro caso
usaremos una levadura muy tradicional
para la fermentación de vinos tintos, la
llamada Saccharomyces cerevisiae.
Una vez estrujada y despalillada la
uva, es el momento de añadirá nuestra
levadura comercial, en un dosis de unos
10g/hl para realizar una fermentación en
pureza. Para preparar la levadura, se pesa
la parte proporcional de la misma y se
añade poco a poco en un recipiente con
agua a unos 35-40 ºC en una proporción
1:10 en levadura:agua, con el objetivo de
rehidratar la membrana y el citoplasma. El
tiempo necesario oscila entre 15-20 min,
sin sobrepasarlo, y posteriormente se agita
para obtener una buena dispersión antes de
ser añadida al mosto. La levadura pasa
entonces de su color beige a un color
blanco lechoso activándose para realizar la
fermentación alcohólica.
Es importante acomodar la temperatura de la levadura a la del mosto, debiéndose
cuidar que no existan saltos de temperatura mayores de 5 ºC, para no someterlas a
“estrés térmico”68. En la imagen que acompaña al título puede apreciarse el hermoso
aspecto de la levadura deshidratada tal y como se expende en el mercado. Tras la
adición de la levadura removemos el mosto con los hollejos y la pulpa para
posteriormente para homogeneizar y dejamos la mezcla fermentar. A partir de la
67
68
Glucosa y fructosa principalmente.
Togores, J.,H., op. cit. p. 617.
54
inoculación existe un periodo de latencia en el que la levadura se adapta al medio
fermentativo para, empezar a multiplicarse exponencialmente y alcanzar el máximo de
población en torno a los 2 días, alcanzando concentraciones de 106 a 107células/ml. A
partir de aquí se produce con mayor intensidad la fermentación alcohólica (se observa
por un burbujeo intenso, y si acercamos el oído, escuchamos el borboteo que muestra el
trabajo de las levaduras). Tras esos dos primeros días decrecerá el ritmo de
fermentación debido a la baja concentración de azúcar y a una creciente concentración
de etanol, entre otros factores fermentativos. Podemos comprobar que se va llevando a
cabo la fermentación alcohólica con el uso del mostímetro, comprobando que la
densidad del mosto es cada vez menor69.
El olor que se produce durante la fermentación, un tanto dulzón, resulta
especialmente agradable al olfato. Es muy importante en este proceso controlar la
temperatura, no debiendo sobrepasar los 30 ºC, ya que una parte importante de la
población de levaduras podría morir. El intervalo óptimo de temperatura oscila entre 22
y 30 ºC70. En nuestro caso, al ser el recipiente de gran superficie, la energía desprendida
en el proceso escapa con facilidad, manteniéndose prácticamente a temperatura
constante (ambiente) durante todo el proceso.
E) FERMENTACIÓN Y BAZUQUEO71
69
Ibídem, p. 586.
Ibídem, p.912.
71
Según la R.A.E. procedente del verbo zabuquear, que es “menear o revolver una cosa líquida
moviendo la vasija en que está”.
70
55
Durante el proceso de fermentación, los hollejos y otros tejidos vegetales de
poco peso se separan del mosto, formando en la parte de arriba una estructura sólida
llamada sombrero72. Como muchas de las levaduras añadidas quedan atrapadas entre los
hollejos y la pulpa hay que agitar para que vuelvan a dispersarse en el mosto y así
continúen el proceso de fermentación. Este proceso de “mecer el vino” es lo que se
conoce por el nombre de bazuqueo73.
En unos cinco días74 la fermentación llega a
su fin, lo que se aprecia por una disminución rápida
del burbujeo así como por la desaparición del sonido
característico que se produce por la emisión continua
de pequeñas burbujas de CO2. Para comprobar que
ha fermentado por completo se vuelve a medir su
graduación Baumé que ahora debe ser 0 pues ya no
quedan azúcares, como puede apreciarse en la figura.
Una vez que finaliza la fermentación se debe separar
el vino que se ha formado para que no continúe su
oxidación. Se procede a su descube y prensado leve,
para no romper ni semillas ni hollejos pues de lo
contrario se liberarían compuestos astringentes nada
deseables para el sabor del vino. Para eliminar los
microorganismos existentes hay que añadir un poco
de metabisulfito potásico, unos 3g/hl, lo que evitará
que se produzcan procesos indeseados que podrían
hacer enfermar al vino.
El vino así obtenido se introduce en recipientes en los que sea posible un cerrado
hermético en ausencia de oxígeno. Para un laboratorio de instituto resultan muy
prácticas las botellas de plástico de agua mineral, que pueden comprimirse hasta tener el
tamaño adecuado y entonces cerrarse. En ausencia de oxígeno no se corre el riesgo de
que proliferen las bacterias lácticas y se nos pique el vino transformándose en vinagre75.
Una vez realizada la fermentación alcohólica, podría ser interesante dejar paso a
la fermentación maloláctica (transformación del ácido málico en láctico por las
bacterias lácticas) que podría mejorar las características organolépticas de nuestro vino.
72
Según la R.A.E. “capa formada por hollejos y escobajos en la superficie del mosto en fermentación”.
El bazuqueo en enología implica también la rotura del sombrero para conseguir la homogenización de
las levaduras que suelen quedar atrapadas en su estructura sólida.
74
Tal como fue en nuestro caso.
75
Aunque una parte del vino obtenido será empleada más adelante para comprender cómo se produce
su oxidación y paso a vinagre, así como su importancia industrial y la salida de este producto como
posible derivado de interés comercial.
73
56
F) PASOS FINALES
El vino obtenido aún tiene exceso de
levaduras y restos de pulpa y hollejos por lo que
hay que dejarlo unos días decantar. En el fondo
del recipiente se habrá formado un poso rosáceoblancuzco formado por restos de hollejos, pulpa y
levaduras, por lo que el vino se decanta a otro
recipiente con cuidado de que el poso quede en el
fondo y se pueda desechar sin perder demasiado
vino. Este proceso se realizará tantas veces como
se requiera hasta que el vino quede clarificado,
debiendo añadir en cada proceso unos 3g/hl de
metabisultito potásico para asegurar su
conservación. En nuestro caso el proceso de
decantación se ha llevado a cabo tres veces.
Si la cantidad empleada de metabisulfito de potasio ha sido mayor de la debida,
es posible que se forme H2S gaseoso, por lo que al abrir la botella para decantar el vino
nos golpeará su inevitable olor a huevos podridos. Tras sucesivas decantaciones el
hedor desaparecerá, pero conviene evitar su aparición añadiendo unas cantidades
controladas de metabisulfito de potasio.
Finalmente, para mejorar las propiedades organolépticas del vino se puede
proceder a la adición de pequeños trocitos de madera de roble.
NUESTRA ELABORACIÓN DE TINTO EN NÚMEROS
Cada curso de 1º Bachillerato se ha dividido en grupos de cuatro estudiantes, por
lo que tenemos unos cinco grupos por cada curso. Referiremos los datos a uno de los
cursos por simplificar el proceso.
Se comenzó con un total de aproximadamente 7 Kg de uva más rosada que tinta.
Tras su despalillado y estruje libró un volumen de 3,51L de mezcla de mosto, hollejos y
pulpa76. Se extrajo un volumen suficiente como para llenar una probeta y se midió su
graduación de azúcar con el mostímetro, obteniéndose un valor de 10,5º Bé, lo que
según la tabla permite hacer una estimación de unos 10,1º de alcohol para nuestro vino
una vez completada la fermentación.
La cantidad requerida de metabisulfito de potasio fue de 0,14g y la cantidad de
levadura de 0,35g, adicionadas según explicita el protocolo que hemos desarrollado en
el punto previo.
76
Medidos en un recipiente cilíndrico de 19,3cm de diámetro y alcanzado una altura aproximada de
9,65cm, medida con regla.
57
Una vez concluida la fermentación y realizadas todas las operaciones de
decantación, hemos obtenido un volumen de aproximadamente 1,5L de vino tinto, lo
que establece un rendimiento de un 42,7%, que puede optimizarse si junto a la
decantación se hubiese usado algún filtrado. Nosotros hemos optado por perder la parte
del vino que queda turbio por la presencia ya de los posos, en la parte final del proceso
de decantación.
CONCLUSIONES
1) La primera consecuencia que extrae el alumnado es que la elaboración de vino tinto
es un proceso sencillo y viable, por lo que se presenta como una actividad económica de
interés que ofrece a los estudiantes emprendedores una vía posible de futuro.
2) La elaboración de vino que tradicionalmente realizan algunas familias de la zona y
que por tanto, es un proceso que forma parte de la cotidianidad para muchos de nuestros
estudiantes, es un proceso científico en toda regla, que facilita la comprensión de
conceptos tan interesantes como la catálisis enzimática, la reacción química y los
factores múltiples que la afectan. Por tanto es una herramienta pedagógica de primer
orden.
3) La elaboración de vino tinto puede convertirse en un proyecto interdepartamental de
manera que los departamentos de Física y Química, Biología y Geología, Tecnología y
Matemáticas desarrollen cada uno una parte del mismo. En este sentido, el
departamento de Física y Química, junto con el de Biología y Geología podrían
plantearse el estudio pormenorizado de la actividad química propiamente dicha y de la
actividad de la levadura, respectivamente. El departamento de Tecnología podría
diseñar y fabricar unos fermentadores77, mientras que el departamento de Matemáticas
podría hacer cálculos de cubicaje y futuras proyecciones de producción. Incluso un
departamento de F.O.L. podría proyectar la creación de una empresa de elaboración de
vino, con todo lo que ello implica. Estaríamos en este sentido ante una potente
experiencia fácilmente exportable a otras áreas vitivinícolas semejantes a las de la Sierra
Norte gaditana.
77
En el caso de que se desee hacer la reacción a mayor escala.
58
BIBLIOGRAFÍA
A) ARTÍCULOS Y LIBROS
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composición del vino”, ACE Revista de Enología.
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59
Revista Bórax nº1-2016
23/06/2016
IES Zaframagón-Olvera (Cádiz)
60

Revista Bórax nº1-2016

Transcripción

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