Revista Bórax nº1-2016
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Revista Bórax nº1-2016
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. BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 Aquí podemos ver un detalle del proceso de disolución progresiva. 11 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 Veamos la serie de fotografías: A) Mezclando y calentando con un secador: 14 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 Daniel Martínez Troya: [email protected] Juan Jesús Martín Pérez. Departamento de Física y Química, IES. Zaframagón (Olvera) 22 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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. DESCRIPCIÓN DE LA ACTIVIDAD 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 DESARROLLO DE LA ACTIVIDAD 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 30 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 En estas imágenes podemos recrearnos observando cómo afecta un imán de neodimio a la capa de Fe3O4 que hemos obtenido. 37 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 43 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 Reverté, Bogotá, 1994. Chang, R., Química, Editorial Mc. Graw Hill, 6ª Edición, Méjico, 1999. Cotton, F.A., Wilkinson, G., Química Inorgánica Avanzada, Editorial Limusa, México, 4ª Edición. 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. 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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 Daniel Martínez Troya: [email protected] 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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. DESCRIPCIÓN DE LA ACTIVIDAD 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 DESARROLLO DE LA ACTIVIDAD 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581 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 BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. 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