I. INTRODUCCIÓN

En la industria alimentaria trabajar con el contenido de agua es muy importante ya que este

constituyente en gran porcentaje la composición de los alimentos que tenemos que trabajar y

por ello, las propiedades del alimento son grandemente afectadas a los cambios que este

componente produzca.

El punto crioscópico o punto de congelación es aquel momento en que una sustancia cambia

de estado líquido a sólido; en sustancias puras como el agua este punto es constante, pero en

soluciones binarias o más como en los alimentos en general la concentración de los sólidos

solubles del alimento aumenta en el agua no congelada remanente, estableciéndose así un

punto crioscópico más bajo para cambios de fase adicionales. Es decir, el punto de congelación

será inferior al del agua y variable.

Su importancia de esta propiedad del alimento se basa por ejemplo para procesos de

concentración por congelación, ya que hay sustancias como las uvas que tienen componentes

termolábiles que al realizar una concentración por destilación se pierden y quitan calidad al

producto final. Por otro lado, una de las prácticas fraudulentas más comunes en la producción

de la industria de la leche, es la adición de agua con el objeto de aumentar su volumen. Los

métodos que pueden aplicarse a la detección de agua adicionada a la leche, están basados en

la medición de una propiedad física que varía proporcionalmente a la cantidad de agua

adicionada al producto, tal como ocurre con el punto de congelación.

El presente informe, tiene por objetivo:

- Determinar gráficamente el punto crioscópico del agua y soluciones binarias a partir

de la curva obtenida al correlacionar valores experimentales de temperatura y tiempo,

usando el programa DATATRACE.

RECOMENDACIONES

- Se debe tomar precauciones para la toma de medidas de las concentraciones, tanto

para la sacarosa como para la de NaCl, ya que cualquier variación podría afectar los

resultados experimentalmente.

- Al mismo tiempo tomar en consideración la limpieza que debe tener el material a

utilizar, ya que si este presentara algún tipo de contaminación también afectaría los

resultados de las lecturas.

- Tomar datos teóricos de fuentes confiables para una mejor comparación de datos,

además de esto para comprobar la exactitud y precisión de los datos obtenidos con el

programa DATATRACE.

V. BIBLIOGRAFIA

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VIII. Anexos

APLICACIONES DELA CRIOSCOPÍA

¿POR QUÉ EN INVIERNO SE ECHA SAL EN LAS CARRETERAS PARA EVITAR LAS PLACAS DE HIELO?

Todos sabemos que es para evitar que se forme una capa de hielo, o ayudar a derretirla si ya se ha helado. De esta forma, podemos continuar circulando seguro incluso cuando los termómetros caen bajo cero.

Pero supongo que no es tan habitual que nos preguntamos porqué la sal evita que el agua se solidifique. Hoy haremos un pequeño resumen de los principios físicos que intervienen en el asunto.

Para empezar, debemos recordar el motivo por el que el agua se convierte en hielo al reducirse su temperatura. Para ello, nos fijaremos en los ladrillos fundamentales que la forman: moléculas cuya composición conocemos todo, dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, H2O.

Esos tres átomos se mantienen unidos, simplificando mucho, gracias a que los hidrógenos pierden un electrón de carga negativa (y, por lo tanto, ellos quedan cargados positivamente), que van a parar al átomo de oxígeno, que por tanto queda con carga neta negativa. Como las cargas de signo opuesto se atraen, los átomos de hidrógeno quedan enganchados al de oxígeno formando un ángulo de 104,5o, que recuerda a la cara del ratón Mickey.

Lo importante de todo esto es que aunque la molécula de agua en si es neutra, en su interior las cargas eléctricas están separadas. La parte de la molécula con el átomo de oxigeno queda con un poco de carga negativa, mientras que los hidrógenos por otra parte son positivos. Esto es lo que llamamos una molécula polar.

En una simple gota de agua hay una gran cantidad de moléculas formadas así. De nuevo, como las cargas de diferentes signos se atraen, aparece cierta fuerza de atracción entre el átomo de oxígeno de una molécula y los hidrógenos de otra molécula. Esta fuerza de atracción entre

moléculas diferentes recibe el nombre de puente de hidrógeno, y es responsable de muchas de las propiedades maravillosas del agua.

Si las moléculas de agua se mueven muy rápidamente, cosa que sucede cuando la temperatura está por encima de cero grados, la fuerza de atracción debida a los puentes de hidrógeno no es suficiente para mantener las moléculas quietas en su sitio, y tendremos un líquido.

Si disminuimos la temperatura, las moléculas cada vez se moverán más lentamente y por lo tanto cada vez les costará más escapar de la atracción de los puente de hidrógeno. Por poner una analogía, es similar a lanzar una pelota contra una pendiente ascendente. Si la lanzamos muy rápido, podrá llegar hasta la cima y escapar. Si la lanzamos más lentamente, la pelota acabará bajando de nuevo.

Al bajar la temperatura hasta los 0oC, las moléculas del agua se mueven tan lentamente que no pueden escapar, por lo que quedan atrapadas en su sitio a causa de los puentes de hidrógeno. Al estar las moléculas fijas en sus posiciones, el agua se convierte en un sólido, que llamamos hielo.

Bien, veamos como entra la sal en todo esto. El procedimiento es un poco diferente si la sal se utiliza para evitar que agua líquida se hiele, o bien si se añade a un hielo ya formado para derretirlo. En ambos casos la idea general es la misma; yo aquí me voy a centrar en explicar el primer fenómeno.

La sal está compuesta por cristales de cloruro sódico, formadas por igual número de átomos de cloro y sodio. Estos átomos se mantienen unidos entre si por una fuerza eléctrica similar a la que forma la molécula de agua: el sodio cede un electrón al cloro, por lo que el primero queda con carga positiva y el segundo, negativa.

Cuando la sal se disuelve en agua, el cristal se deshace y los iones de sodio (positivos) y cloro (negativos) quedan flotando. Volvemos a la historia de siempre: cargas opuestas se atraen, por lo que los átomos de sodio se sentirán atraídos por la parte negativa de las moléculas de agua (que es el átomo de oxígeno, recordemos). Igualmente, los átomos de cloro se moverán hacia la parte positiva del agua (los átomos de hidrógeno).

El resultado de todo esto es que los átomos de sodio y cloro que formaban la sal se arremolinan alrededor de las moléculas de agua. A la práctica, es prácticamente como si

tuviéramos unas nuevas moléculas más gordas, un nuevo compuesto que llamamos eutéctico.

Ahora bien, los átomos de la sal que rodean las moléculas de agua se interponen en los puentes de hidrógeno. Por lo tanto, apantallan la atracción eléctrica que existe normalmente entre los hidrógenos de una molécula y el oxígeno de otros. Al entrometerse de esta forma, la atracción entre moléculas de agua (o de eutéctico) es menor.

Como la atracción entre moléculas es menor, les será más fácil escapar las unas de las otras. Por lo tanto, incluso a temperaturas inferiores a los cero grados es posible que el agua siga siendo líquida.

La efectividad de este proceso depende en gran medida de la cantidad de sal que se emplea, como vemos en el diagrama anterior. Sin embargo, tirar demasiada sal puede ser contraproducente, ya que no toda ella se puede disolver, creando una mezcla de sal y eutéctico que se congela a temperaturas menos extremas.

El punto óptimo se produce cuando la cantidad de sal es aproximadamente el 23% (en masa), en que el eutéctico no se congela hasta que la temperatura desciende por debajo de los -21ºC.

En la práctica, obviamente es imposible controlar con precisión la proporción de sal y agua. Por lo tanto, en ningún caso el hecho que hayan tirado sal sobre la carretera nos exime de tomar enormes precauciones cuando las temperaturas del entorno son muy bajas.

Al respecto, hay que decir que al hielo una vez formado, puede tardar cierto tiempo en fundirse, incluso con la presencia de sal. Sobre todo, en zonas sombrías. Por lo tanto, si no hace muchas horas ha habido temperaturas muy bajas, debemos extremar las precauciones. Normalmente se considera que el hielo multiplica por diez la distancia de detención. Si normalmente ya cuesta lo suyo detener un vehículo de centenares de kilos