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BÓRAX-Revista de Química Práctica para Secundaria y Bachillerato-IES. Zaframagón-ISSN 2529-9581

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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.

http://www.ieszaframagon.com/


1

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 Daniel Martínez Troya: [email protected]

2 Juan Jesús Martín Pérez. Departamento de Física y Química, IES. Zaframagón (Olvera)

mailto:[email protected]


2

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)2𝑛+2−2 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.


3

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 mixtas3

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

http://reactivosmeyer.com.mx/pdf/reactivos/hds_1085.pdf


4

permanece en disolución4

, 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)2𝑛+2−2 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.

982. En estado cristalino tendríamos el [Cu(H2O)5]+2

con la sexta posición de coordinación ocupada por un oxígeno del sulfato, mientras que en estado acuoso tendríamos [Cu(H2O)6]

+2. 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. 6Bourdeau, 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.


5

hidroxilos en el medio7. 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.


6

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:


7

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.


8

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.


9

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 oxígeno8

. 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.


10

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:


11

Aquí podemos ver un detalle del proceso de

disolución progresiva.


12

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.


13

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

:

11

Debajyoti, D., Biochemistry, Academic Publishers, 12ª Edición, Calcuta, 2005, p. 9.

Monosacárido

oxidable Enodiol

OH-

Calor Ácido

correspondiente

Cu+2 Cu+

OH-

CuOH (s)

amarillo

Calor

Cu2 O

(s) rojo


14

Veamos la serie de fotografías:

A) Mezclando y calentando con un secador:


15

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.


16

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:


17

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.


18

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.


19

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


20

parcialmente alguna de las conocidas reacciones que proponemos en otras cadenas de

reacciones.

Nuestra propuesta de cadena es la siguiente:

CuSO4 (ac.)

OH-

Cu(OH)2

[Cun(OH)2n+2]-2

OH-

CuO

Cu2O

Reactivo

Fehling H

+

HNO3

H+

H+

H+


21

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.


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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

Daniel Martínez Troya: [email protected] 14

Juan Jesús Martín Pérez. Departamento de Física y Química, IES. Zaframagón (Olvera)



23

Comprobaremos si los compuestos de hierro son adecuados para que nuestro

alumnado diferencie entre óxidos e hidróxidos teniendo presente en la medida de lo

posible el patrón establecido en el artículo anterior.


Nuestra actividad tiene como finalidad facilitar al alumnado la diferenciación

experimental entre los óxidos y los hidróxidos, en este caso de hierro, por lo que

sugerimos desarrollarla parcialmente de manera paralela a las sesiones de formulación y

nomenclatura inorgánica. De cualquier forma y siguiendo nuestra línea de pensamiento,

que nos hace plantearnos todo trabajo de laboratorio como algo interesante en sí mismo,

las actividades aquí desarrolladas se pueden incorporar a cualquier curso de Física y

Química por su simplicidad y espectacularidad.

En principio partiremos de sulfato de hierro y disolveremos un par de puntas de

espátula en agua destilada. A continuación trataremos de ir obteniendo los

acuocomplejos de los dos estados de oxidación habituales, añadiendo sosa cáustica para

que se nos formen los hidróxidos, que para ambos cationes son precipitados gelatinosos

de colores verde y amarillento respectivamente.

El medio básico y la presencia de O2(g) facilitan la oxidación del Fe+2

a Fe+3

cambiando la apariencia de la disolución y permitiendo la posibilidad de obtener el

Fe2O3(s) de color rojizo en diferentes tonalidades. Esta misma oxidación puede ser

acelerada usando un oxidante fuerte como el agua oxigenada, sin cuidarnos del pH del

medio.

Los tres óxidos de hierro principales pueden ser obtenidos mediante reacciones

muy variadas. Nosotros vamos a emplear la reacción de Schikorr para el Fe3O4, que

genera una gelatina magnética muy atractiva visualmente, la reacción de

descomposición térmica de un tartrato para obtener FeO y la adición de base

concentrada a una disolución de Fe+3

para el Fe2O3, que a su vez proponemos su síntesis

por oxidación a alta temperatura de la sal heptahidratada.

Por último realizaremos algunas reacciones particulares que buscar la

reversibilidad de algunos de los procesos anteriores, con la idea de crear ciclos de

reacciones químicas que puedan ser empleados en el laboratorio de las enseñanzas

medias.

Comprobaremos por tanto que la química de los óxidos e hidróxidos de hierro es

colorida y asequible, pero que quizás resulte inadecuada para diferenciar entre óxidos e

hidróxidos por la particularidad del “Fe(OH)3” que no se ha descrito aún en la literatura

como compuesto estequiométrico, sugiriendo especies del tipo Fe2O3·nH2O en su lugar,

que no facilita precisamente nuestro objetivo.


24


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 eflorecer15

al aire, de ahí los cambios de

color verde, aunque es estable químicamente16

.

Sin embargo en el aire húmedo se oxida17

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

amarillento18

. 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. 16

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.

https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/ferrous_sulfate#section=Stability

https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/ferrous_sulfate#section=Top


25

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 básico20

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. 21

Ibidem, p. 915. 22

Ibidem, p. 915


26

El catión [Fe(H2O)6]+2

es el responsable de ese

color verde pálido23

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 blanco25

. 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. 24

Ibidem, p. 910. 25

Ibidem, p. 910. Cf. Burriel, F., op. cit. p. 582.


27

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 estequiométrico26

, 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.


28

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.


29

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.


30


31

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 condiciones27

. 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.


32

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 29

Nicholls, D., The Chemistry of Iron, Cobalt and Nickel: Comprehensive Inorganic Chemistry, Pergamon Press, Exeter, 1975, p. 1011.


33

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-anaranjado30

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.


34

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.


35

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. 32

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.


36

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.


37

En estas imágenes podemos recrearnos observando cómo afecta un imán de

neodimio a la capa de Fe3O4 que hemos obtenido.


38

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 oxigenada34

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

http://www.research.northwestern.edu/ors/forms/purpleguide.pdf


39

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

disolución ácida de Fe+3

, 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.


40

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


41

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


42

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

estructuras37

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 38

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_crystals_grown_in_silica_gel

https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/6451484#section=Top

https://www.academia.edu/12447786/Characterization_of_pure_and_copper_mixed_iron_tartrate_crystals_grown_in_silica_gel

https://www.academia.edu/12447786/Characterization_of_pure_and_copper_mixed_iron_tartrate_crystals_grown_in_silica_gel


43


44

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 variadas40

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.

http://www.scielo.org.co/pdf/unsc/v19n2/v19n2a08.pdf


45

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.

http://fosfamet.cl/proceso_de_decapado_para_metales_fosfamet_cl.pdf


46

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)

[Fe(H2O)6]+2

Fe(OH)2

Fe3O4 (s)

[Fe(H2O)6]+3

[FeOH(H2O)5]+2

Fe(OH)3

Fe2O3 (s)

FeC4H4O6

FeO (s)

H+

OH-

OH-

OH-

OH-

H+

H+

H+

Δ, O2

Δ, O2

Δ

Schikorr

tartrato

Δ

H2O2

Zn H+


47

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,

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Escalona, L., García, I., Guerrero, J. V., “Tratamiento de efluentes generados por la limpieza de

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48

LA VINIFICACIÓN: UN PROCESO QUÍMICO DE TRASCENDENCIA

CULTURAL Y ECONÓMICA PARA ESTUDIANTES EMPRENDEDORES

Autores: Martín-Pérez, J.J, Martínez-Troya. D.4344

RESUMEN

El proceso de vinificación resulta especialmente adecuado para ser llevado a cabo como

experiencia de laboratorio en asignaturas de ciencias en la Educación Secundaria

Obligatoria o en el Bachillerato, tanto por los contenidos químico-biológicos del

proceso, como por la importancia cultural y económica que posee en algunas regiones,

como ocurre en nuestro caso, en la Serranía Norte de Cádiz. En este artículo

presentamos un proceso detallado de elaboración de vino tinto enfocado para ser llevado

a cabo en el laboratorio escolar.

Palabras clave: Vinificación; Vino tinto; Laboratorio de Educación Secundaria.

ABSTRACT

Vinification: A chemical process of great cultural and economic transcendence.

The chemical and biological contents of the winemaking process, with its cultural and

economic relevance in some regions, like ours, in the mountainous part in the north of

Cadiz, make of it an experience especially adequate to be carried on laboratories in

Compulsory Secondary Education or in Spanish Baccalaureate. In this paper we

present a detailed winemaking of red wine, focused to be carried on in educational

laboratories.

Keywords: Vinification; Red wine; Compulsory Secondary Education.

INTRODUCCIÓN Y JUSTIFICACIÓN DEL TRABAJO

La fabricación artesanal o semiindustrializada, tanto de mosto, como de

diferentes tipos de vino más o menos jóvenes, es una tradición que se remonta a los

primeros asentamientos en la zona norte de la provincia de Cádiz. Nuestro departamento

de Física y Química, considera indispensable que el alumnado de zonas con arraigo

vitivinícola45

aprenda las técnicas estándares que se emplean en dicha vinificación y

puedan compararlas con las que tradicionalmente se emplean en la zona46

. 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] 44

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.



49

por la enología, estimulando su aprendizaje como una actividad científico-tecnológica

en la que modernidad y tradición se dan la mano, considerando al mismo tiempo su

evidente potencial económico, que debe ser aprovechado por jóvenes emprendedores47

en un momento en el que la economía global necesita iniciativas protagonizadas

precisamente por ellos. En este sentido la elaboración artesanal de vino de calidad

podría ser una alternativa a considerar. De hecho hay en nuestra localidad una pequeña

bodega artesanal48

, la primera de nuestra provincia y una de las pocas de Andalucía que

elabora un vino blanco 100 % ecológico como ha constatado el Consejo Andaluz de

Agricultura Ecológica a partir de una uva autóctona de la zona, la uva Perruna49

”.

Por otra parte esta experiencia que presentamos se engloba en un conjunto de

actividades que se desarrollarán a lo largo de los siguientes cursos y que tendrán como

objetivos la elaboración de mosto, de vino blanco, de vino rosado, de un vino espumoso

y posiblemente un destilado a partir de vino.


Nuestro proyecto consiste básicamente en la elaboración de vino tinto a partir de

uva traída por el alumnado. Este primer contacto con el proceso busca sobre todo

manifestar las principales dificultades de la vinificación, pero a su vez, mostrar dicha

transformación como un proceso asequible y, por tanto, digno de considerar como

actividad laboral de futuro. De esta manera nuestro alumnado podrá sentirse atraído por

una actividad tradicional de un interés económico indiscutible, pero que al mismo

tiempo es un arte en sí misma en la que la química resulta absolutamente necesaria para

optimizar la calidad y lograr una bebida que pueda ser apreciada por el entorno.

De esta manera, lo que proponemos no es más que una primera piedra en lo que

debe ser un proyecto de mayor envergadura que acerque la enología a nuestro alumnado

y pueda plantearse tanto el cultivo de viñas, la elaboración de tintos o la realización de

análisis enológicos como posibilidades de futuro. Presentando en este sentido el Grado

de Enología de la Universidad de Cádiz, como un atractivo estudio.

47

De hecho en la Sierra Norte de Cádiz, la elaboración de mosto o de diferentes variedades de vinos blancos o tintos supone una salida viable para la economía deprimida de una zona que se caracteriza por tener las menores rentas domésticas de toda la provincia. Véase Diagnóstico Provincial, p. 37: http://www.jandalitoral.org/c/document_library/get_file?folderId=66693&name=DLFE-1911.pdf 48

Puede comprobarse en este interesante artículo: http://www.cosasdecome.es/sin-categora/la-resurreccion-de-la-uva-perruno/#.VdwsfPntlBc 49

En el BOE aparece como variedad autóctona reconocida: http://www.boe.es/boe/dias/2007/06/21/pdfs/A26941-26947.pdf

http://www.jandalitoral.org/c/document_library/get_file?folderId=66693&name=DLFE-1911.pdf

http://www.cosasdecome.es/sin-categora/la-resurreccion-de-la-uva-perruno/#.VdwsfPntlBc

http://www.boe.es/boe/dias/2007/06/21/pdfs/A26941-26947.pdf


50


A) PRIMEROS PASOS

La primera acción que se realiza sobre la uva

aportada por el alumnado50

es el despalillado51

, 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 dirigida54

. 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. 67-78. 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.

http://www.acenologia.com/ciencia97_2.htm


51

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 cerevisiae58

, 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 mosto59

. 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.

http://64.76.123.202/SAGPYA/economias_regionales/_vinos/_publicaciones/Guia_Vinos_Caseros_2010.pdf


http://www.dolmarproductos.com/sites/default/files/dolmar_analisis_vinos.pdf


52

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 volumen61

. 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 azufre62

(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.

http://www.ictsl.net/downloads/refractometros.pdf


53

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. 64

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.


54

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

Glucosa y fructosa principalmente. 68

Togores, J.,H., op. cit. p. 617.


55

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. 70

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”.


56

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”. 73

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.


57

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 rosáceo-

blancuzco 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.


58

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.


59

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Revista Bórax nº1-2016 23/06/2016

IES Zaframagón-Olvera (Cádiz)

bÓrax-revista de química práctica para … bórax...bÓrax-revista de química práctica para...

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