DETERMINACION DE HUMEDAD Y MATERIA SECA

1. OBJETIVOS

Objetivo General:

Determinar la cantidad de agua contenida en una muestra.

Objetivos específicos:

Determinar el porcentaje de humedad de una muestra, por el método de

pérdida de peso en una estufa de vacío.

Determinar el porcentaje de humedad de una muestra, por le método

instrumental con una balanza.

2. FUNDAMENTO TEORICO

Los agregados pueden tener algún grado de humedad lo cual está

directamente relacionado con la porosidad de las partículas. La porosidad

depende a su vez del tamaño de los poros, su permeabilidad y la cantidad o

volumen total de poros.

Las partículas de agregado pueden pasar por cuatro estados, los cuales se

describen a continuación:

Totalmente seco. Se logra mediante un secado al horno a 110°C hasta

que los agregados tengan un peso constante. (generalmente 24 horas).

Parcialmente seco. Se logra mediante exposición al aire libre.

Saturado y Superficialmente seco. (SSS). En un estado límite en el que

los agregados tienen todos sus poros llenos de agua pero

superficialmente se encuentran secos. Este estado sólo se logra en el

laboratorio.

Totalmente Húmedo. Todos los agregados están llenos de agua y

además existe agua libre superficial.

El contenido de humedad en los agregados se puede calcular mediante la

utilización de la siguiente fórmula:

P= [ (W – D) / D] * 100

Donde,

P : es el contenido de humedad [%]

W : es la masa inicial de la muestra [g]

D: es la masa de la muestra seca [g]

También existe la Humedad Libre donde esta se refiere a la película superficial

de agua que rodea el agregado; la humedad libre es igual a la diferencia entre

la humedad total y la absorción del agregado, donde la humedad total es

aquella que se define como la cantidad total que posee un agregado. Cuando

la humedad libre es positiva se dice que el agregado está aportando agua a la

mezcla, para el diseño de mezclas es importante saber esta propiedad; y

cuando la humedad es negativa se dice que el agregado está quitando agua a

la mezcla.

Todos los alimentos, cualquiera que sea el método de industrialización a que

hayan sido sometidos, contienen agua en mayor o menor proporción. Las cifras

de contenido en agua varían entre un 60 y 95% en los alimentos naturales. El

agua puede decirse que existe en dos formas generales: "agua libre" y "agua

ligada". El agua libre o absorbida, que es la forma predominante, se libera con

gran facilidad y es estimada en la mayor parte de los métodos usados para el

cálculo del contenido en agua. El agua ligada se halla combinada o absorbida.

Se encuentra en los alimentos como agua de cristalización (en los hidratos) o

ligadas a las proteínas. Estas formas requieren para su eliminación en forma de

vapor un calentamiento de distinta intensidad. Parte de la misma permanece

ligada al alimento incluso a temperatura que lo carbonizan. Así pues, la frase

"% de agua" apenas significa nada menos que se indique el método de

determinación usado.

ANTECEDENTES

Método por pérdida de peso con estufa de vacío

La eliminación del agua de una muestra requiere que la presión parcial de agua

en la fase de vapor sea inferior a la que alcanza en la muestra; de ahí que sea

necesario cierto movimiento del aire; en una estufa de aire se logra abriendo

parcialmente la ventilación y en las estufas de vacío dando entrada a una lenta

corriente de aire seco.

La temperatura no es igual en los distintos puntos de la estufa, de ahí la

conveniencia de colocar el bulbo del termómetro en las proximidades de la

muestra.

Las variaciones pueden alcanzar hasta mas de tres grados en los tipos

antiguos, en los que el aire se mueve por convección. Las estufas mas

modernas de este tipo están equipadas con eficaces sistemas de

termoestatación y sus fabricantes afirman que la temperatura de las distintas

zonas de las mismas no varían en más de un grado centígrado.

Los alimentos ricos en proteínas y azúcares reductores deben, por ello,

desecarse con precaución, de preferencia de una estufa de vacío a 60 ºC.

Método por Destilación con Solventes no Miscibles

El método de destilación mas frecuentemente utilizado (método de Bidwell –

Sterling), mide el volumen de agua liberada por la muestra durante su

destilación continua junto con un disolvente no miscible. El agua se recoge en

un colector especialmente diseñado con una sección graduada en la que se

separa el disolvente y se mide; el disolvente retorna, por rebosamiento, al

matraz de destilación. Ofrece un inconveniente que es común a todos los

métodos de determinación del contenido en agua en los que la muestra se

calienta, y es que también mide el agua formada por la temperatura de

destilación, por descomposición de los constituyentes de la muestra analizada.

Tanto la A.O.A.C como la A.S.T.A han adoptado este método para la

determinación del contenido en agua de las especies, utilizando tolueno (la

A.S.T.A. utiliza benceno para las especias ricas en azúcares). A pesar de sus

limitaciones, este método ofrece algunas ventajas, especialmente si se

seleccionan bien los disolventes:

1. La temperatura se mantiene constante, la del punto de ebullición del

disolvente.

2. puede seguirse la marcha de la velocidad de destilación por simple

inspección visual; ¡Cuando se aclara en el colector la capa superior del

disolvente la destilación ha concluido¡.

3. Es un método mas rápido que las técnicas de deshidratación.

4. No precisa aparatos complicados.

Método Instrumental con la Balanza automática O’HAUS

Está constituido por una balanza con capacidad para 10 grs ± 0,01 de muestra

y sobre su platillo está colocada una lampara de luz infrarroja a la derecha del

platillo están dos diales similares, uno permite controlar la intensidad de calor

(Watt) que se suministra a la muestra y el otro permite controlar el tiempo de

exposición al mismo. En la parte frontal del instrumento está una pantalla sobre

la que aparecen dos escalas, hacia la izquierda una de peso en gramos, y a la

derecha otra de porcentaje de humedad, del cero hacia arriba el peso de la

muestra. A la derecha de la pantalla está un dial que permite tarar el

instrumento.

3. PARTE EXPERIMENTAL

Pesar un vaso o una placa petri vacía, luego agregarle 5gr de alimento seco

(galleta) o 10 gramos de alimento fresco, colocarlos en una estufa a

temperatura de entre 105 a 110ºC por el lapso de una hora.

Por la diferencia de peso de obtiene la humedad de la muestra y luego se lleva

a porcentaje. La determinación de la materia seca se hace por diferencia de

peso inicial y el porcentaje de humedad hallada, determinándose de esta forma

el porcentaje de materia seca.

Desarrollo:

Se pesara la muestra contenida en una placa petri con la ayuda de una

balanza como la que se muestra en la figura.

Se pesó 1.5 gramos de muestra en la placa petri, sumando un total de 86.07gr,

luego se procedió a llevarla destapada a la estufa por aproximadamente una

hora.

Trascurrida una hora procederemos a retirar la placa de la estufa y esperando

que enfríe sin destaparla, la llevamos a la balanza nuevamente.

Luego de pesar la muestra la balanza nos dio una lectura de 84.47gr lo cual

nos demostro que la galleta tenia una humedad de 86.07 – 84.67 = 1.40gr.

4. RESULTADOS Y DISCUSION

Con estos datos es suficiente para calcular el porcentaje de humedad en la

galleta:

Veamos:

% humedad = peso muestra húmeda – peso muestra seca x 100

Peso muestra húmeda

% humedad = 1.5 – 1.4 x 100 = 6.67% de humedad

1.5

Y el % de muestra seca seria 100% - 6.67% = 93.3%

Según las tablas de % de humedad de una galleta es del 5%, nuestro

resultado se aproxima, y quizás tiene más porque la galleta absorbió

humedad el ambiente.

5. CUESTIONARIO

Realizar una revisión de tablas de composición de alimentos y haga un

listado del porcentaje de humedad de los alimentos asignados.

PRODUCTO%

HUMEDADLECHUGA 95

ZANAHORIA 90NARANJA 88

LECHE 87PAPA 80

CARNE DE RES 70

HUEVO 74CARNE DE

CERDO 60PAN 40

QUESO 35MANTEQUILLA 16

GALLETAS 5

Con los datos obtenidos en el punto anterior determinar el % de materia

seca de cada uno de los alimentos

Por simple diferencia de % materia húmeda - % humedad = %materia seca

PRODUCTO%

HUMEDADLECHUGA 5

ZANAHORIA 10NARANJA 12

LECHE 13PAPA 20

CARNE DE RES 30

HUEVO 26CARNE DE

CERDO 40PAN 60

QUESO 65MANTEQUILLA 84

GALLETAS 95

¿Cuáles son las dificultades principales en la determinación de

humedad?

El producto analizado puede absorber humedad del ambiente, alterando

así nuestro resultado.

Al pesar la muestra después de secarla, si no es enfriada el calor puede

alterar la lectura de la balanza.

Si el producto tiende a perder agua al aire libre también se puede alterar

nuestro resultado.

Explique la manera que los solutos iónicos, polares y no polares

interactúan con la estructura del agua.

El grado de ruptura de la estructura del agua mas el grado de formación del

nuevo ion o de estructuras entre agua y soluto se mide por medio del calor de

hidratación. Los valores de los calores de hidratación (DH) se pueden medir

directamente en un calorímetro mediante la cantidad de calor que se produce

cuando una concentración conocida de iones (los cationes y aniones  se

agregan en forma de sales) se agrega a un volumen  conocido de agua.

El calor de hidratación se incrementa al aumentar el tamaño iónico dentro de

cada grupo de iones de carga similar, por ejemplo de - 506  kJ/mol  para el Li+

hasta - 255 kJ / mol para el Cs+. Esta tendencia de reducir la interacción al

incrementarse el tamaño del ion aparece frecuentemente en los fenómenos

químicos.

El grado de hidratación se incrementa con la carga iónica. El valor del calor de

hidratación para cationes monovalentes es de varios cientos de kJ/mol ; para

cationes divalentes es de aproximadamente -1600 kJ/mol, y para cationes

trivalentes de aproximadamente -4000 kJ/mol.

Los grandes calores de hidratación (muy negativos) para los iones trivalentes

indican que los cationes polivalentes existen en solución o como especies

químicas altamente hidratadas, como Fe(H2O)63+  (hexaacuo Fe III ) y

Al(H2O)63+  (hexaacuo Al III ) en solución. Los iones y las moléculas de agua en

tales complejos se encuentran fuertemente unidos y juntos se comportan como

un solo ion de gran tamaño. Los iones divalentes de los metales de transición y

tal vez el Mg2+ forman estructuras similares con el agua pero más débiles. Los

otros cationes de los metales alcalinotérreos son más grandes y se asocian con

menos fuerza al agua. La relación entre el tamaño de ion y la fuerza de

hidratación es mas compleja que como se plantea aquí, pero ésta constituye

una buena aproximación .

Interacciones soluto- soluto.

Los iones libres no existen en las soluciones acuosas . Todos los iones que se

encuentran disueltos y, probablemente, también todas las moléculas disueltas

se encuentran rodeadas de moléculas de agua las cuales pueden asociarse

con el soluto y ser modificadas por éste. Los iones también interactúan entre sí

a distancias variables. A las interacciones cercanas ion-ion ( menos de 0.5 nm,

nanómetros ) se les denomina iones complejos o pares de iones y se

encuentran regulados por las interacciones específicas entre iones .

Iones  complejos y pares de iones.

Las fuerzas entre iones separados se han estimado mediante cálculos de la

actividad (en algunos casos, puede considerarse como la concentración

efectiva; a =  g M, donde a es la actividad o potencial químico, y es

adimensional; g, gamma, es el coeficiente de actividad en Litros/mol y M es la

concentración molar o molaridad, moles/Litro). El coeficiente de actividad está

definido matemáticamente como el lím g = 1, cuando M ==> 0, lo que significa

que mientras más diluida esté la disolución menos interactúan entre sí los

iones, es decir, la disolución tiene un comportamiento ideal. La interacción

entre los iones se incrementa al aumentar la concentración de los iones y con

el cuadrado de su carga.

La actividad de una sal es igual al producto de las actividades de sus iones

elevadas a una potencia de acuerdo a su estequiometría. Por ejemplo, la

actividad del cloruro de calcio (CaCl2) en solución acuosa es: aCaCl2 = (gCa2+.

MCa2+)(gC l1- Mcl1-)2 . La molaridad del ion cloro es el doble de la del ion calcio.

Dado que la ecuación química de la ionización es: CaCl2  <=>   Ca2+  +  2 Cl1- .

Cuando los iones y las moléculas interactúan mas íntimamente, se pueden

enlazar y perder sus identidades individuales para formar iones complejos o

pares de iones. Un ejemplo de ellos son los iones Fe(H2O )63+  y Al(H2O )6

3+ . La

molécula de agua se encuentran asociadas íntimamente al ion central., cuyo

grupo actúa como una sola unidad en solución.

Por lo general, los iones complejos se definen como la combinación de un

catión central con uno o más ligandos. Un ligando es cualquier ion o molécula

presente en la esfera de coordinación del ion central como lo es el agua en el

caso de Fe(H2O )63+ . De hecho, el agua siempre se considera como parte de

los iones complejos por lo que algunas veces no se considera como ligando.

Los otros ligandos penetran la esfera de hidratación o de solvatación interna

del ion central y reemplazan a una o más moléculas internas de  agua. Por otro

lado, se piensa que los pares de iones se forman por asociación de ligandos

afuera de la esfera de solvatación interna, como cuando los iones hidratados y

separados se unen mediante las fuerzas electrostáticas y se comportan como

una sola unidad durante un intervalo apreciable. Para asociarse al ion central,

los ligandos deben competir con las moléculas de agua en la esfera de

solvatación primaria del ion central y deben perder algunas de sus propias

moléculas de agua. además, los ligandos son con frecuencia los aniones de

ácidos débiles. Como resultado, el H+ compite con el catión central por el

ligando. La asociación entre iones casi siempre implica una competencia por

ligandos entre el catión H+ y entre el agua, el OH- y los ligandos de iones por el

catión central. Si se ignoran las moléculas de agua en los productos y reactivos

se simplifica considerablemente la representación de estas interacciones.

La fuerza de asociación entre las especies en solución se expresa mediante

varias constantes de equilibrio. Las constantes de estabilidad (formación) se

refieren a iones complejos y a pares de iones; las constantes de hidrólisis o de

desprotonación  se refieren a la pérdida de H+ de los ligandos de agua que se

encuentran asociados con los cationes centrales; los productos de solubilidad

se refieren a las actividades de los iones en equilibrio con la fase sólidas.

La formación de iones complejos es el resultado de las fuerzas atractivas

catión-anión que vencen en la competencia entre los cationes H+ por los

numerosos ligandos, incluyendo al agua. Un ejemplo sencillo es la formación

del ion complejo monofluoroalumnio durante la extracción de los suelos del

aluminio reactivo:

Al(H2O )63+  + F- <==> AlF(H2O )5

2+ + H2O

La formación del ion complejo AlF2+ disminuye la actividad del Al(H2O)63+ y si se

encuentra en equilibrio con el Al(OH)3 se disuelve parte de la fase sólida para

mantener el equilibrio. La energía del enlace Al-F es mayor que el de los

enlaces ion-agua para formar el complejo. De acuerdo con la constante de

solubilidad, las concentraciones del ion complejo AlF2+ se incrementan al

aumentar las concentraciones de los iones Al3+ o del F- o la concentración de

HF y disminuye al aumentar la acidez. De hecho, el ion hexafluoroaluminio

Al(H2O)63+  es un ion complejo que se elimina al extraer el fluoruro de aluminio

de los suelos debido a las altas concentraciones de fluoruro que se emplean.

Los ligandos como H2O, OH- , F- y CN- solamente pueden ocupar una posición

alrededor de un catión central y se les conoce como monodentados. Los

ligandos de unión como O2- , CO32- y PO4

3- pueden ocupar una posición en las

esferas de coordinación de cada uno de los diferentes cationes y formar un

complejo polinuclear (se refiere al ion central o de coordinación).

Generalmente, la solubilidad de los complejos polinucleares es baja, ya que

tienden a polimerizar y a precipitar a partir de la solución. Un ligando

polidentado puede ocupar 2 o más posiciones alrededor de un solo catión y

generalmente, son moléculas orgánicas grandes conocidas como quelatos (del

griego, pinza o tenaza). Por ejemplo, algunas enzimas son ligandos

polidentados que ocupan varias posiciones alrededor de un catión central y que

también se enlazan temporalmente para sustraer moléculas, por lo que

catalizan cambios químicos en el sustrato.

La materia orgánica adsorbe con fuerza a los iones Cu2+ , Zn2+ , Fe (II y III) y

otros iones de metales de transición como quelatos. Un ligando quelante es el

ácido etilendiaminotetracético (H4EDTA), las posiciones alrededor del ion Fe2+

están ocupadas por los 2 grupos amino y los 4 acetato. Los quelatos son

completamente solubles y tienden a mantener al fierro, zinc y cobre en solución

como fuente de suministro de nutrientes para las plantas, a menos que un

nutriente dado sea desplazado del complejo por iones que se encuentren en

grandes cantidades o que formen complejos más estables. Los quelatos

también se utilizan para extraer de  los suelos a los micronutrientes y los iones

de los metales pesados.

A concentraciones de cationes iguales , los de los metales de transición

compiten más efectivamente que otros por ligandos de todo tipo, incluyendo los

quelatos. Los iones de los metales de transición  tienen la ventaja de poder

cambiar algunos electrones para acomodar mejor las configuraciones de los

ligandos. La capacidad de los ligandos monodentados de cambiar los orbitales

de electrones d y, como consecuencia, formar iones complejos más fuertes de

metales de transición, generalmente se incrementa en el siguiente orden:

I- < Br- < Cl- < F- < C2H5 OH < H2O < NH3 < etilendiamina < CN- . De la lista

anterior, cabe resaltar la gran fuerza de los ligandos que contienen nitrógeno.

La capacidad relativa de los iones de metales de transición para formar iones

complejos es completamente uniforme en el orden:

Mn2+ < Fe2+ < Co2+ < Ni2+ < Cu2+ < Zn2+ para los cationes divalentes y Cr3+ =

Mn3+ > Fe3+  < Co3+ para los cationes trivalentes. El catión divalente más fuerte

capaz de formar complejos es el Cu(II), mientras que el Fe (III) es el ion de los

metales de transición de carga trivalente más débil aunque es más fuerte que

otros cationes trivalentes como el Al3+ y los lantánidos.

El complejo Fe-EDTA predomina en las soluciones ácidas debido a la gran

estabilidad de los complejos Fe-EDTA. El ligando EDTA muestra preferencia

por Fe(II y III) a pesar de las altas concentraciones de los iones Ca2+ y Mg2+ en

la solución de suelo. En los suelos alcalinos las concentraciones de los iones

Ca2+ y Mg2+ y la muy baja solubilidad del hidróxido de Fe(III) favorecen la

formación de los complejos de EDTA y Mg-EDTA.

Para determinar los iones Ca2+ y Mg2+ se aprovecha su fuerte asociación entre

el calcio, el magnesio y el EDTA. Para asegurarse de que todos los iones Ca2+ ,

Mg2+ y EDTA se encuentran presentes como iones complejo, la solución se

lleva a un pH de alrededor de 10 para precipitar los iones de los metales de

transición. Enseguida se agrega CN- (que tiene una fuerte tendencia a formar

complejos con los metales de transición y solamente con los iones Ca2+ y Mg2+)

para formar complejos con los cationes de cualquier metal de transición que

permanezca sin precipitar a este pH.

6. BIBLIOGRAFIA

D. Pearson, Técnicas de Laboratorio para el Análisis de Alimentos,

Editorial Acribia. España Pág. 41

R. Matissek, M. Schnepel, G. Steiner, Análisis de los Alimentos, Editorial

Acribia, S.A. Zaragoza (España) 1992. pág. 4 – 5.

D.R. Osborne, P. Voogt, Análisis de los Nutrientes de los Alimentos,

Editorial Acribia, S.A. España. 1986. Pág. 52 – 53.