Методы определения активной и титруемой кислотности

Технология бродильного производства основана на биохимических процессах, протекающих при участии различных ферментов. Каждый фермент проявляет максимальное действие при определенной для него кислотности среды. Активность ферментов и характер процессов зависят также от окислительно-восстановительной способности среды, показателем которой является окислительно-восстановительный потенциал (ОВ-потенциал). Регулируя степень кислотности и уровень ОВ-потенциала, можно управлять биохимическими процессами, направлять их по тому пути, который обеспечивает наибольший выход продукта и наилучшее его качество.

Кислотность среды принято оценивать двумя показателями - общей и активной кислотностью.

Общая кислотность характеризует содержание в растворе веществ, вступающих в реакцию с сильными щелочами (гидроксидами натрия или калия), и определяется титрованием. Следовательно, более правильно называть этот показатель титруемой кислотностью. В производственных средах титруемая кислотность обусловлена присутствием органических кислот и кислых солей фосфатов и карбонатов. Органические кислоты являются слабыми кислотами, потому что они при растворении диссоциируют не полностью. Например, в 0,1 моль/дм3 растворе уксусной кислоты только 1,36 % молекул образуют катионы Н+ и анионы СНСОО, а при такой же концентрации раствора соляной кислоты 91 % молекул распадается па катионы и анионы. Поэтому при одинаковой общей кислотности обоих растворов концентрация водородных ионов в растворе уксусной кислоты во много раз меньше, чем в растворе соляной кислоты.

Для ферментативных реакций решающее значение имеет не общая кислотность, а концентрация активного компонента, вступающего в реакцию, т. е. иона водорода. Поэтому концентрацию водородных ионов в растворе называют активной, или истинной кислотностью. Ее нельзя определить титрованием, потому что по мере связывания щелочью ионов водорода с образованием молекул нейтральной воды все новые молекулы кислот диссоциируют на ионы, и это будет продолжаться до тех пор, пока вся кислота не будет диссоциирована и связана щелочью. Следовательно, для определения активной кислотности необходимы особые методы.

Окислительно-восстановительным потенциалом называется электродвижущая сила (ЭДС), возникающая при переносе электронов в растворе, к которому приложено напряжение.

Определение активной кислотности

Концентрацию водородных ионов выражают в частях грамм-эквивалента водорода, который равен 1. Например, при содержании ионов водорода 0,1 г/дм3 его концентрация [Н+] составит 10’1 г-экв/дм3, а при содержании 0,0008 г/дм3 -8-104 г-экв-моль/дм3.

В химически чистой воде небольшая часть молекул воды диссоциирована на водородные и гидроксильные ионы с образованием равных их количеств: Н2О <->Н+ +ОН . При 25 °C содержание каждого иона в воде равно 10’7 г-экв-моль/дм3, а величина произведения обеих концентраций (константа диссоциации) [Н+] [ОН ] - 10 7-10= 10 |4. Это произведение сохраняет постоянную величину и в присутствии веществ, при диссоциации которых образуются водородные и гидроксильные ионы. Допустим, что к воде добавлена кислота и концентрация водородных ионов увеличилась до 10 4. Для сохранения равновесия такое же количество ОН-ионов должно перейти в молекулярное состояние, их концентрация уменьшится до 10'10, а произведение 10‘410’|0 = = 1014 останется прежним. Поэтому вполне достаточно определить концентрацию одного иона, чтобы найти концентрацию другого. Обычно определяют концентрацию водородных ионов.

Концентрация водородных ионов может иметь самую разную величину: от 1 до 10. Для удобства использования этой величины Серенсен предложил характеризовать активную кислотность не абсолютной величиной концентрации водородных ионов, а десятичным логарифмом этой величины, взятым с обратным знаком, и обозначить эту новую величину знаком pH:

+] = 10рН и pH = lg|H+J.

Величину pH называют показателем водородных ионов. Она изменяется от 1 до 14. Причем при pH 7 раствор имеет нейтральную реакцию, при меньшем значении - кислую, а при большем - щелочную. Изменение значения pH на одну 127 единицу соответствует изменению концентрации ионов водорода в 10 раз.

Величину pH определяют электрометрическим и колориметрическим методами.

Электрометрический метод определения pH

Метод основан на том, что при погружении электрода в раствор происходит обмен ионов между электродом и раствором, вследствие чего на электроде возникает потенциал, величина которого зависит от концентрации водородных ионов в растворе. Его можно измерить, если составить гальванический элемент из электрода, потенциал которого хотят измерить (индикаторный электрод), и вспомогательного электрода с известным потенциалом (электрод сравнения).

В настоящее время в качестве индикаторного применяют стеклянный и сурьмяный электроды, а в качестве электродов сравнения - хлорсеребряный и каломельный.

В перерывах работы электроды держат в дистиллированной воде, так как при высыхании изменяется их характеристика. При появлении пленок на электродах их промывают органическими растворителями, растворами кислот и щелочей, а затем дистиллированной водой.

Проверку нового прибора или нового стеклянного электрода проводят по буферным растворам в первые несколько дней ежедневно, а в последующем - раз в неделю.

В лабораторной практике для измерения pH применяют приборы различных марок. В производственном контроле приборы используют для определения не только pH, но и титруемой кислотности методом электрометрического титрования.

Колориметрический метод определения pH

Метод основан на применении рН-индикаторов.

Согласно теории электролитической диссоциации индикаторы представляют собой слабые органические кислоты 128

или основания, у которых ионы и недиссоциированные молекулы имеют различную окраску. Индикаторы бывают одноцветными (окрашена одна форма) и двухцветными (окрашены обе формы). Так, например, фенолфталеин, представляющий собой слабую кислоту, является одноцветным индикатором, молекулы которого бесцветны, а анионы окрашены в малиновый цвет. Диссоциация фенолфталеина протекает по уравнению RH«->H++R , где HR- молекула индикатора, a R - его анион. Фенолфталеин является слабым электролитом, поэтому в нейтральной среде равновесие смещается влево, т. е. в сторону образования бесцветных молекул. В кислой среде диссоциацию молекул фенолфталеина подавляют присутствующие в растворе ионы водорода, вследствие чего фенолфталеин также остается бесцветным и его недиссоциированную молекулу называют кислотной формой индикатора. В щелочной среде образующиеся при диссоциации ионы водорода будут связываться с гидроксильными ионами среды, и равновесие сместится вправо, что приведет к накоплению анионов индикатора, которые окрасят раствор в малиновый цвет. В этом случае анионы индикатора, обусловившие окраску раствора, носят название щелочной формы индикатора.

Аналогичным образом происходит изменение окраски и основных индикаторов, к которым относится, например, метиловый оранжевый. Он является двухцветным индикатором: в кислотной форме имеет красную окраску, в щелочной -желтую.

Таким образом, окраска индикатора в растворе определяется соотношением концентраций его ионов и недиссоции-руемых молекул: R/HR.

В растворе всегда присутствуют обе формы индикатора, но переход окраски наблюдается только при определенном соотношении обеих форм. Следовательно, видимое изменение окраски индикатора происходит не при любом изменении pH, а лишь внутри определенного диапазона его значений, которые называются интервалом перехода индикатора. Интервалы перехода наиболее часто применяемых индикаторов приведены в табл.5

Таблица 5

Характеристика индикаторов для определения pH

Название

Интервал перехода pH

Окраска в форме

КИСЛОТНОЙ

щелочной

Метиловый оранжевый

3,1-4,4

Красный

Оранжевый

Бромтимоловый синий

6,0-7,6

Желтый

Синий

Лакмус

5.0-8.0

Красный

Синий

Фенолфталеин

8,2-9,8

Бесцветный

Малиновый

Т имолфталеин

9,3-10,5

Бесцветный

Синий

Зная интервал перехода индикатора, можно по окраске раствора приближенно определить pH. Для этого сначала по лакмусу устанавливают реакцию среды. Если после прибавления лакмуса раствор окрасится в красный цвет, значит реакция кислая и нужно брать индикаторы с интервалом перехода в кислой среде. Затем, последовательно проводя пробы с разными индикаторами, находят такой, при котором окраска раствора соответствует щелочной форме индикатора. Значение pH раствора будет находиться между интервалами перехода двух последних индикаторов. Например, если при добавке метилового красного раствор окрашивается в красный цвет, а при добавлении метилового оранжевого - в оранжевый, то pH раствора лежит в пределах 3,1 - 4,2.

Для ориентировочного определения pH пользуются универсальными индикаторами, представляющими собой смесь индикаторов с интервалами перехода от сильнокислой до сильнощелочной реакции среды.

pH-индикаторы применяют в виде растворов, индикаторных карандашей и индикаторных бумажек.

Определение титруемой кислотности

О кислотных свойствах растительного сырья и продуктов его переработки более полное представление дает величина титруемой кислотности, а не pH. Это объясняется тем, 130

что в материалах растительного происхождения всегда присутствуют белки, продукты их гидролиза и фосфаты, обладающие большой буферной способностью. Известно, что если к буферному раствору начать прибавлять даже сильную кислоту, то до определенного периода его pH не изменяется. Нарастание кислотности в растительном сырье в процессе его роста и переработки происходит за счет накопления слабых органических кислот, образующихся как при биохимических превращениях углеводов и белков, так и вследствие жизнедеятельности кислотообразующих бактерий. При прибавлении же к буферному раствору слабых кислот сдвиг pH происходит гораздо медленнее и разница между титруемой и активной кислотностью получается значительной. Поэтому в производственном контроле определение титруемой кислотности имеет важное значение. Так, например, по величине кислотности судят о биологической чистоте производственных сред, определяют кислотность готовой продукции и ее соответствие требованию стандартов и т. д.

Кислотность выражается в разных единицах и для определения конца титрования используют разные индикаторы. В производствах солода, пива, кваса, фруктовых вод кислотность выражают в см3 1 моль/дм3 раствора щелочи на 100 см3 анализируемой жидкости или на 100 г экстракта, или на 100 г сухих веществ при анализе твердых продуктов (зерна, солода), конец титрования определяют по фенолфталеину. В производстве спирта кислотность принято выражать в градусах. 1° соответствует 1 см3 1 моль/дм3 раствора щелочи, пошедшего на титрование 20 см3 анализируемой жидкости с индикатором метиловым красным (в производстве спирта из зернокартофельного сырья) или бромтимоловым синим (в производстве спирта из мелассы).

Иногда кислотность выражают в процентах или граммах той или иной кислоты, преобладающей в исследуемом материале, на 100 см3 продукта. В этом случае для пересчета кислотности используют эквивалент данной кислоты по щелочи. Например, 1 см3 1 моль/дм3 раствора щелочи эквивалентен 0,09 г молочной, 0,075 г винной, 0,064 г лимонной, 0,06 г ук сусной, 0,049 г серной, 0,0365 г соляной кислоты. Например, в ликеро-водочном производстве кислотность принято выражать в граммах лимонной кислоты на 100 см3 изделия.

Сущность методов определения титруемой кислотности заключается в титровании определенного объема жидкости 0,1 и. раствором щелочи. Конец титрования определяется тремя методами: при помощи соответствующего индикатора, по достижении раствором заданного значения pH (электрометрическое титрование).

Титрование с применением индикаторов

Большинство полупродуктов и готовой продукции бродильного производства более или менее интенсивно окрашены. Поэтому для повышения точности определения принят способ титрования с периодическим выносом капель титруемой жидкости на белую пластинку, на которой их смешивают с каплей раствора индикатора, и по изменению его цвета устанавливают конец титрования. С той же целью используют не 1 моль/дм3, а 0,1 моль/дм3 раствор щелочи (иногда 0,01 моль/дм3).

В контроле производства пива в качестве индикатора применяют особо приготовленный красный фенолфталеин, содержащий следы щелочи. До тех пор, пока в титруемом растворе имеются кислоты, они при смешивании с каплями индикатора нейтрализуют содержащуюся в нем щелочь и фенолфталеин обесцвечивается. В полностью оттитрованном растворе цвет индикатора не изменяется.

Электрометрическое титрование

Электрометрическое, или потенциометрическое, титрование основано на резком изменении потенциала индикаторного электрода вблизи точки эквивалентности (точки конца титрования ТКТ) при прибавлении к раствору небольшого количества титрующего реагента. Потенциометрическое титрование выполняют, используя специальные приборы (рНметры, титраторы, потенциометры и др.). ТКТ можно определять, титруя раствор или до заданного значения pH, или до момента, когда стрелка гальванометра перестает отклоняться либо изменяет направление отклонения. Обычно применяют первый способ, используя рН-метры.

Значение pH, принимаемого за ТКТ, выбирают в зависимости от pH перехода окраски индикатора, используемого при обычном титровании. Если при обычном титровании применяется фенолфталеин, то титрование заканчивают при pH 8,5, бромтимоловый синий - при pH 7,3, лакмус - при pH 7,0, метиловый красный - при pH 6,3 и т. д.

При электрометрическом титровании с одинаковой точностью можно определять кислотность как бесцветных, так и темно-окрашенных растворов.

Как отмечалось выше, вследствие высокой буферности производственных сред между pH и титруемой кислотностью нет постоянного соотношения. Электрометрическое титрование позволяет найти истинное соотношение между титруемой и активной кислотностями и при необходимости исправления pH рассчитать потребное количество кислоты для доведения pH до заданного значения.

Лабораторная работа № 1.

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ ОРИГИНАЛ   След >