Kwasowość lotna - wynika z tego, iż w produktach spożywczych występują kwasy, które są lotne z parą wodną (kwas octowy, masłowy, propionowy). Stosunek rzeczywistej kwasowości lotnej może w niektórych produktach spożywczych być zawyżony, gdyż występować w nich mogą kwasy, które są celowo dodawane do produktu jako konserwanty (kw. siarkowy, węglowy). Przeprowadzenie oznaczenia zawartości kwasowości lotnej powinno eliminować wpływ tych czynników na końcową wartość kwasowości. Dlatego pomiar kwasowości przeprowadzamy w dwóch etapach. Pierwszy z nich to oddestylowanie kwasów lotnych w specjalnych aparatach posiadających generatory pary wodnej, która obniża prężność par kwasów o wyższej temperaturze wrzenia od 100°C. Drugim etapem określenia kwasowości jest miareczkowanie alkacymetryczne. Miareczkowania takiego dokonuje się na gorąco, po ogrzaniu próbki do wrzenia, w celu wyeliminowania wpływu dwutlenku węgla zawartego w powietrzu.

Kwasowość lotna odpowiada za prawidłowośc prowadzenia procesów technologicznych oraz składowania produktów i surowców. Kwasowość lotną (zawartość) przeważnie przeliczamy na zawartość kwasu octowego, która jest określona ściśle wg norm, a przekroczenie pewnej wartości dopuszczalnej może spowodować całkowitą dyskwalifikację danego produktu z dalszej obróbki lub obrotu towarowego.

Kwasowość potencjalna (bierna) - to sumaryczne, całkowite stężenie wszystkich związków chemicznych w układzie, spełniających definicję kwasów Bronstedta pomnożone przez średnią liczbę potencjalnie kwasowych atomów wodoru przypadającą na jedną cząsteczkę tych związków. Pojęcie to jest stosowane głównie w technologii żywności i czasami w mikrobiologii.

W uproszczeniu i niezbyt poprawnie można powiedzieć, że jest to stężenie wszystkich "kwasowych" atomów wodoru w układzie, niezależnie od tego czy występują one w formie jonowej czy też nie są zdysocjowane. Kwasowość potencjalna nie zależy zatem od mocy kwasów, lecz tylko od ich stężenia.

Kwasowość ta wyznaczana jest rutynowa za pomocą miareczkowania alkacymetrycznego w wersji dla słabych kwasów. Gdy w produktach spożywczych występują naturalne barwniki o intensywnym zabarwieniu, alkacymetryczne oznaczenie kwasowości z użyciem typowych wskaźników pH jest niemożliwe, gdyż barwniki te zasłaniają zmiany barwy wskaźników. W takich przypadkach stosuje się specjalne wskaźniki, które w punkcie miareczkowania zabarwiają się na ostry, charakterystyczny kolor, lub wykonuje miareczkowanie potencjometryczne.

Jednostki kwasowości potencjalnej [edytuj]

Kwasowość potencjalną wyraża się w następujących jednostkach:

stężenie molowe

procent masowy - przeliczany na masę kwasu dominującego

stężenie procentowe - przeliczane na masę kwasu dominującego

stopnie Delbrücka

stopień Soxhleta-Henkla

stopień kwasowości.

Kwas dominujący [edytuj]

Ze względu na to, iż surowce i produkty spożywcze zawierają już w swoim wiele różnych kwasów, przy ustalania procentowej kwasowości, stężenie wszystkich kwasów przelicza się tak jakby w układzie występował tylko kwas dominujący.

Kwasem dominującym w różnych przypadkach jest:

kwas mlekowy - dla mleka i jego przetworów oraz ogórków kiszonych i kapusty kiszonej

kwas cytrynowy - dla owoców jagodowych i cytrusowych

kwas jabłkowy dla owoców ziarniakowych i pestkowych

kwas winowy dla win z winogron

kwas szczawiowy dla szczawiu i szpinaku

kwas octowy dla marynat i innych produktów w których występuje ocet.

Stężenie molowe roztworów związków chemicznych to liczba moli danego związku jaką zawiera 1 dm³ danego roztworu.

Stężenie molowe jest równe stosunkowi liczby moli n substancji rozpuszczonej do objętości roztworu. Jednostką stężenia molowego w układzie SI jest mol/dm³. Określenie roztworu jako n-molowy oznacza, że jego stężenie molowe wynosi n mol/dm³. Stężenie molowe zależy od temperatury, gdyż objętość roztworu zmienia się wraz z temperaturą.

Wzór:

gdzie:

C_m = stężenie molowe

n = liczba moli związku chemicznego [mol]

V_r = objętość roztworu [dm³]

m_s = masa substancji rozpuszczanej [g]

M = masa molowa substancji rozpuszczanej

Przyjęte jest zapisywanie jednostki
jako M. Do wyrażania niskich stężeń stosuje się też niekiedy jednostkę
.

Stężenie procentowe to udział związków chemicznych w mieszaninach i roztworach wyrażony w procentach.

Pojęcie to oznacza najczęściej zawartość substancji rozproszonej lub rozpuszczonej w stosunku do całości mieszaniny lub roztworu, jednak czasami określa się w ten sposób również udział procentowy roztworu nienasyconego w stosunku do roztworu nasyconego (w tych samych warunkach termodynamicznych).

Pojęcie to nie jest tak jednoznaczne, jak w przypadku stężenia molowego, gdyż do jego obliczania można brać pod uwagę udziały wagowe lub objętościowe albo ich kombinację.

Klasyczne wagowe stężenie procentowe to liczba gramów związku, jaka jest obecna w 100 g roztworu, jednak w przypadków rozcieńczonych roztworów wodnych zazwyczaj stężenie procentowe oznacza w praktyce liczbę gramów związku chemicznego obecnego w 100 cm³ roztworu, gdyż przyjmuje się tu, że w przybliżeniu roztwory takie mają gęstość zbliżoną do wody - czyli 100 g/100 cm³. W przypadku bardziej stężonych roztworów nie jest to jednak już prawdą i gęstość takich roztworów może znacznie odbiegać od tej wartości.

Ze względu na to, że bardzo często gęstość roztworów nie jest zwykłą średnią gęstości jego składników (na skutek zachodzenia zjawiska zwanego kontrakcją objętości, np. w przypadku mieszania czystego etanolu z wodą), w praktyce laboratoryjnej i przemysłowej łatwiej jest stosować stężenie objętościowe oznaczające liczbę cm³ czystego związku, które zostało użyte do uzyskania 100 cm³ roztworu. Stężenia takie są stosowane zwłaszcza w przypadku mieszanin gazów oraz w przypadku napojów alkoholowych.

Procentowe stężenie wagowe jest zazwyczaj oznaczane w literaturze chemicznej symbolem "w/w" (weight/weight), objętościowe "v/v" (volume/volume) lub "s/s", zaś mieszane "w/s" lub "w/v".

Swoistym paradoksem stężenia procentowego roztworów jest to, że w niektórych przypadkach przyjmuje się roboczo, że wynosi ono więcej niż 100%. Przykładem tego jest m.in. oleum, czyli roztwór SO₃ w kwasie siarkowym. W praktyce przemysłowej kwas siarkowy produkuje się poprzez nasycanie wody gazowym SO₃. Po osiągnięciu 100% nasycenia uzyskuje się czysty, 100% kwas siarkowy, gdyż SO₃ reaguje z wodą, prowadząc do powstania kwasu siarkowego. Dalsze nasycanie kwasu SO₃ prowadzi do uzyskania roztworu SO₃ w kwasie siarkowym. Tradycyjnie stężenie SO₃ w takim układzie przelicza się tak, jakby to był ponad 100% roztwór kwasu siarkowego w wodzie. Np. oleum 120% to taki roztwór SO₃ w kwasie siarkowym, który po dodaniu do niego 20% wody zamienia się w 100% kwas. Takie paradoksalne rozwiązanie, jakkolwiek sprzeczne ze zdrowym rozsądkiem, jest jednak często bardzo praktyczne i ułatwia obliczenia stechiometryczne.

Wzór:

gdzie:

• C_p to stężenie procentowe [%]

• m_s to masa substancji rozpuszczanej [g]

• m_r to masa roztworu [g]

• m_rozp to masa rozpuszczalnika [g]

Stopień Soxhleta-Henkla - skala kwasowości mleka i innych płynnych produktów naturalnych, oparta na miareczkowaniu przy pomocy roztworu wodorotlenku sodu.

Stopień Soxhleta-Henkla odpowiada objętości w cm³ roztworu wodnego wodorotlenku sodowego o stężeniu molowym równym 0,25 mol/dm³ potrzebnego do zobojętnienia 100 cm³ analizowanego produktu.

Świeże mleko ma stopień Soxhleta-Henkla na poziomie od 0 do 6.

Stopień kwasowości - ilość cm³ wodorotlenku sodu (NaOH), o stężeniu 1 mol/dm³, zużyta do zobojętnienia związków o charakterze kwaśnym, zawartych w 100 cm³ lub w 100 g badanego produktu.

Kwas mlekowy powstaje w produktach spożywczych otrzymywanych przez fermentację mlekową, nadając im charakterystyczny, kwaskowy smak. Sumaryczny przebieg fermentacji mlekowej jest identyczny z procesem niekompletnego spalania glukozy w mięśniach, choć jej mechanizm jest zupełnie inny. Czasami proces spalania glukozy w mięśniach jest nazywany fermentacją mleczanową. Kwas mlekowy w produktach spożywczych jest wynikiem fermentacji cukrów prostych - laktozy obecnej w mleku, czy fruktozy obecnej w warzywach i owocach. Obecność kwasu mlekowego w mleku powoduje koagulację białek wchodzących w jego skład, na skutek czego mleko zmienia swoją strukturę i smak. Proces ten jest masowo wykorzystywany przy produkcji serów, jogurtów, kefiru i innych produktów mlekopochodnych.

Kwas mlekowy powstaje też w wyniku celowego fermentowania niektórych warzyw np: ogórków i kapusty. Jego, względnie duże stężenie powoduje zmianę struktury tych warzyw (ciemnienie, mięknięcie, kurczenie się) i nadaje im charakterystyczny smak. Ze względu na to, że kwas mlekowy jest dużo mniej toksyczny od octu, warzywa kwaszone fermentacyjne są zdrowsze od warzyw kwaszonych w zalewie octowej.

Zastosowanie

Jako chemiczny dodatek do żywności nosi symbol E270. Jest używany do regulacji kwasowości w przemyśle cukierniczym. Znajduje zastosowanie w przemyśle garbarskim i tekstylnym. W pszczelarstwie jest stosowany do zwalczania roztocza Varroa destructor.

Kwas cytrynowy (nazwa systematyczna - kwas 2-hydroksy-1,2,3-propanotrikarboksylowy) to związek organiczny, hydroksykwas trikarboksylowy o wzorze sumarycznym C₆H₈O₇*H₂O i półstrukturalnym HOOC-CH₂-C(OH)(COOH)-CH₂-COOH

Właściwości:

• tworzy krystaliczny monohydrat o gęstości 1,54 g/cm³, który oddaje wodę powyżej 135°C

Kwas cytrynowy występuje w niewielkich ilościach w większości organizmów żywych, gdyż spełnia ważną rolę w ich metabolizmie - jest ważnym produktem przejściowym w cyklu Krebsa (zwanym stąd cyklem kwasu cytrynowego). W większych ilościach występuje w niektórych owocach, np. w cytrynach, w których stanowi nawet do 8% suchej masy.

W przemyśle kwas cytrynowy jest otrzymywany głównie przez fermentację cukru za pomocą kultur - pleśni - kropidlaka Aspergillus niger.

Kwas cytrynowy jest używany jako regulator kwasowości i przeciwutleniacz w przemyśle spożywczym. Sole kwasu cytrynowego - cytryniany - są stosowane jako leki przy niedoborze określonego metalu w organizmie.

Kwas jabłkowy (inaczej: kwas hydroksybursztynowy, kwas hydroksybutanodiowy, C2H3OH(COOH)2) - organiczny związek chemiczny, hydroksykwas dikarboksylowy obecny m.in. w soku z jabłek.

W temperaturze pokojowej jest to biały, krystaliczny proszek. Posiada 3 izomery optyczne:

kwas L-(-)-jabłkowy (z konfiguracją absolutną S) - temperatura topnienia 100°C, temperatura wrzenia 140°C; występuje w niedojrzałych owocach, np. jabłkach, jarzębinie, wiśniach

kwas D-(+)-jabłkowy (z konfiguracją absolutną R) - temperatura topnienia 100°C, temperatura wrzenia 140°C; nie występuje naturalnie

kwas DL-jabłkowy (Mieszanina racemiczna) - temp. topnienia 130-131°C, temp. wrzenia 140°C; - nie występuje naturalnie.

Kwas jabłkowy jest produktem ubocznym metabolizmu cukrów. Stosowany w syntezie organicznej, w przemyśle spożywczym zamiast octu oraz w przemyśle farmaceutycznym.

Forma zjonizowana tego kwasu występuje jako produkt pośredni w cyklu Krebsa.

Stosowany w produktach spożywczych jako regulator kwasowości oznaczany jako E296.

Kwas winowy

Otrzymuje się go z wodorowinianu potasu COOK-(CHOH)2COOH (kwaśny winian potasu, winny kamień) który osadza się w kadziach i beczkach przy fermentacji wina. Stara nazwa soli (Tartar to miejsce najsroższych kar w Hadesie) bierze się z obserwacji faktu, że z wina wytrąca się kamień, który uważano za dowód ingerencji diabła.

Wodorowinian potasu w mieszaninie z wodorowęglanem sodu można wykorzystywać jako proszek do pieczenia. Kwas winowy i jego sole są stosowane jako dodatki do żywności regulujące kwasowość. Ich oznaczenia wg norm Unii Europejskiej: kwas winowy to E334, winian sodu E335, winian potasu E336, winian sodowo-potasowy (tzw. sól Seignette'a) E337. Kwas winowy i jego sole wykorzystuje się też przy produkcji serów topionych. Winian antymonu-potasu (COOK-(CHOH)2COOSbO), znany również jako emetyk, był stosowany jako środek pobudzający do wymiotów.

Kwas winowy lub wodorowinian sodu stosuje się w analizie chemicznej do wykrywania jonów potasu.

Kwas szczawiowy (nazwa systematyczna: kwas etanodiowy, HOOC-COOH) - organiczny związek chemiczny, najprostszy możliwy kwas dikarboksylowy.

Po raz pierwszy został otrzymany już w 1776 r. przez Karla Wilhelma Scheele'go. Jest to zatem jeden z najwcześniej poznanych kwasów organicznych.

Właściwości

Rozpuszcza się zarówno w wodzie jak i rozpuszczalnikach organicznych (etanol, eter dietylowy). Z roztworu wodnego krystalizuje w postaci dihydratu (COOH)2·2H2O

Kwas szczawiowy jest jednym z najsilniejszych kwasów karboksylowych - jego stała dysocjacji Ka1 wynosi 0,035, a Ka2 - 0,000053. Jest to spowodowane wzajemnym efektem indukcyjnym dwóch grup karboksylowych. Tworzy sole i estry jedno- i dwupodstawione - szczawiany.

Wobec utleniaczy (np. nadmanganianu potasu) ma właściwości redukujące.

Otrzymywanie i występowanie

Otrzymuje się go poprzez ogrzewanie mrówczanu sodu do ok. 400 °C, w wyniku czego powstaje szczawian sodu, który następnie przeprowadza się w kwas szczawiowy za pomocą rozcieńczonego kwasu siarkowego. Inne metody to przepuszczenie dwutlenku węgla nad sodem lub potasem metalicznym w temp. 360°C, a także utlenienie glikolu etylowego lub utlenianie wielu innych związków organicznych (np. cukrów) kwasem azotowym.

Światowa produkcja kwasu szczawiowego i jego estrów wynosi ok. 140.000 ton rocznie.

W przyrodzie występuje w niewielkich ilościach w moczu, w większych w postaci soli w wakuolach niektórych roślin, m.in. szczawiu, rabarbaru, szpinaku i buraków, również w herbacie i kakao. Europejczycy przyjmują z pożywieniem średnio 70-80 mg kwasu szczawiowego dziennie, wegetarianie ok. 400-600 mg.

Szkodliwość

W dużych stężeniach kwas szczawiowy działa drażniąco na skórę i błony śluzowe, ale nawet w ilościach spotykanych w żywności może być szkodliwy - z jonami wapnia tworzy trudno rozpuszczalny szczawian wapnia, który osadza się w postaci kamieni w nerkach. Dlatego częste spożywanie dużych ilości warzyw zawierających ten kwas może być przyczyną kamicy nerkowej, a także niedomiaru wapnia w organizmie.

Zastosowanie

Kwas szczawiowy jest stosowany do usuwania rdzy.

W elektrotechnice jest środkiem pomocniczym przy elektrolitycznej oksydacji glinu (Eloxal).

W analizie miareczkowej jest substancją wzorcową do nastawiania miana roztworów utleniających.

W pszczelarstwie jest stosowany do zwalczania roztocza Varroa destructor.

Kwas octowy (wg obecnej nomenklatury IUPAC kwas etanowy, dawniej kwas metylokarboksylowy) to związek organiczny z grupy kwasów karboksylowych o wzorze CH3COOH.

Właściwości

Kryształy kwasu octowegoCzysty kwas octowy jest bezbarwną, żrącą cieczą. 100% kwas octowy jest bardzo higroskopijny (pochłania wilgoć z powietrza), zaś proces rozpuszczania się w nim wody ma charakter silnie endotermiczny. Powoduje to, że po otwarciu butelki z takim kwasem w wilgotnym pomieszczeniu zaczyna on pochłaniać wilgoć z powietrza, co skutkuje jego zauważalnym ochłodzeniem i szronieniem się ścianek butelki. W skrajnych przypadkach, jeśli w pomieszczeniu jest bardzo wilgotno, a otwór butelki jest szeroki, stężony kwas octowy potrafi nawet zamarznąć po otwarciu. Wszystko to powoduje, że stężony kwas octowy jest czasami nazywany kwasem octowym lodowatym.

Stosunkowo wysoka temperatura wrzenia, a także efekty endotermiczne przy rozcieńczaniu wynikają z silnych wiązań wodorowych występujących między cząsteczkami kwasu. Wiązania wodorowe tworzone przez kwas octowy są na tyle silne, że obserwowano ich występowanie także w fazie gazowej.

Jak każdy kwas karboksylowy, kwas octowy ulega dysocjacji i dobrze przewodzi prąd elektryczny, jednak jest kwasem słabym (pKa=4,76). Z metalami tworzy sole, a z alkoholami - estry; obie te grupy związków nazywane są octanami.

Otrzymywanie

W laboratorium można go otrzymać przez utlenianie etanolu lub aldehydu octowego, hydrolizę estrów kwasu octowego, bezwodnika octowego lub chlorku acetylu.

2,5 litrowa butla z kwasem octowym w laboratoriumW przemyśle otrzymywany jest przez karbonylowanie metanolu (proces Monsanto, Acetica i inne), bezpośrednie utlenianie butanu lub niskooktanowych benzyn i utlenianie aldehydu octowego. Fermentacja octowa etanolu otrzymywanego z fermentacji alkoholowej cukrów jest źródłem spożywczego kwasu octowego (ocet, winegar).

Zastosowania

Synteza organiczna, do produkcji sztucznego jedwabiu, leków (aspiryna), niepalnej taśmy filmowej i esencji octowej, kwasu chlorooctowego, octanów, karboksymetylocelulozy, octany celulozy, w technice grzewczej do usuwania kamienia kotłowego, w postaci kilkuprocentowego roztworu (produkt fermentacji octowej) jako ocet spożywczy do konserwacji żywności, jako składnik roztworów buforowych i wiele innych. Bardzo duże ilości kwasu octowego używane są jako rozpuszczalnik w rafinacji kwasu tereftalowego, używanego do wielkotonażowej produkcji poli(tereftalanu etylenu) (butelki PET). Jest stosowany również jako konserwant. Jego numer jako dodatku do żywności to E260.

Dysocjacja elektrolityczna to proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika np.

NaCl → Na+ + Cl-

Dysocjacja może następować jako końcowy etap solwatacji w rozpuszczalnikach polarnych (np. woda) lub może być inicjowana w inny sposób (np. łukiem elektrycznym). Dysocjacja może też przebiegać w fazie gazowej pod wpływem wyładowań elektrycznych, lub bezpośredniego bombardowania gazu elektronami.

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem.

W roztworach dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. Między formą niezdysocjowaną i zdysocjowaną związku występuje w tych warunkach równowaga. W zależności od własności rozpuszczalnika i związku chemicznego, temperatury, oraz występowania jonów pochodzących z innych związków równowaga ta może być bardziej przesunięta w stronę formy niezdysocjowanej lub zdysocjowanej związku.

Dysocjacji elektrolitycznej w wodzie ulegają prawie wszystkie rozpuszczalne sole, wszystkie kwasy i wodorotlenki. Logarytm stałej dysocjacji jest miarą ich mocy chemicznej.

Wiele związków chemicznych w stanie ciekłym i gazowym ulega też samorzutnej dysocjacji, choć jej stopień jest zazwyczaj dość niski, np. woda ulega samorzutnej dysocjacji wg schematu:

H2O + H2O → H3O+ + OH-

Iloczyn jonowy tej dysocjacji warunkach normalnych wynosi ok 10-14, co oznacza że na każde 107 (10 000 000) cząsteczek wody tylko jedna ulega samorzutnej dysocjacji. Stała ta jest podstawą skali pH.

Dysocjacja termiczna to odwracalny rozpad cząsteczek związków chemicznych na mniejsze cząsteczki lub atomy pod wpływem temperatury. Dobrym przykładem dysocjacji termicznej jest rozpad par chlorku amonu na amoniak i chlorowodór przebiegający wg równania:

NH₄Cl ↔ NH₃ + HCl

źródło związków kwaśnych u ryb

Kwaśne opady to kwaśne zanieczyszczenia powietrza, które mogą znajdować się w kwaśnym deszczu, ale mogą również występować w postaci kwaśnej mgły lub śniegu. Cząsteczki kwasów mogą także opadać na powierzchnię ziemi wraz z cząsteczkami pyłów - takie zjawisko nazywamy suchą depozycją. Sucha depozycja zanieczyszczeń występuje zazwyczaj w pobliżu ich źródeł, natomiast mokra depozycja może mieć miejsce nawet w odległości ponad 1000km od miejsca ich powstawania.
Głównymi czynnikami powodującymi wzrost kwasowości opadów atmosferycznych są przenikające do atmosfery tlenki siarki (zwłaszcza dwutlenek siarki) i tlenki azotu. Dwutlenek siarki SO2 łatwo rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas siarkowy (IV) - H2SO3, który w czystych roztworach ulega stopniowemu utlenieniu tlenem z powietrza do kwasu siarkowego (VI) - H2SO4.


Ponadto SO2 łatwo się utlenia do SO3.

7

---