INVESTIGACION BUFFER EN CERVEZAS

INVESTIGACIÓN BUFFER EN CERVEZAS

Introducción

El pH de la sangre humana oscila entre 7.39 y 7.45, por lo que es ligeramente básica. Su valor en una persona sana comúnmente no difiere en más de 0.2 unidades del valor promedio. Cuando su valor decae por debajo de 7.4, la condición se conoce como acidosis y cuando su valor se encuentra por encima de este valor se conoce como alcalosis. En el agua la falta de oxígeno causa la muerte de tejido coralino y causa acidificación, misma que crea fermentación y un químico llamado sulfuro de hidrógeno, que, al mismo tiempo, baja el pH del ecosistema. La actividad biológica está adaptada fundamentalmente a un pH neutro. Es así como el conocimiento de los sistemas amortiguadores y su funcionamiento resulta de gran importancia, ya que son vitales para la existencia biológica.

En el presente trabajo, se va a hacer uso de libros como Química Raymond Chang 10a Edición, Química La ciencia central Brown 11a Edición, además de ciertas páginas web para poder desarrollar de manera óptima el análisis bibliográfico como parte inicial de esta investigación.

En esta primera parte, desarrollaremos un análisis bibliográfico sobre las soluciones buffer, explicando la definición, composición, mecanismo de acción, métodos para preparar una solución buffer con un pH específico y la explicación de la intervención de las soluciones buffer en la industria agrícola, farmacéutica y alimentaria.

Debido a la amplia aplicación de las soluciones buffer en la industria desde la fabricación de medicamentos hasta la producción de alimentos que se evidencia tanto en su cultivo como en el procesamiento, nos enfocaremos en la industria alimentaria, realizando un análisis sobre cómo se involucra las soluciones buffer en el procesamiento de los alimentos como en el caso de la industria lechera y cervecera, determinando su importancia y su influencia dentro de su proceso de producción.

Solución amortiguadora

https://quimica.laguia2000.com/general/disoluciones-amortiguadoras 1

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/368-soluciones-buffer-o-amortiguadoras.html

Las disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes, cuando a una disolución acuosa se le añade una cantidad de ácido o de base, su pH se ve alterado o modificado pero existen ciertas disoluciones en las que, a través de un sencillo mecanismo, se impide que el pH sufra algún tipo de cambio. Estas disoluciones pueden resistir cambios drásticos en el pH después de la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes.( 1)

Las disoluciones amortiguadoras tienen un papel importante, no solo en los laboratorios e industrias como el electroplatinado, la elaboración del cuero, de materiales fotográficos y de tintes; sino también en la naturaleza, como en la sangre de los seres humanos que es una mezcla acuosa compleja con un pH amortiguado entre 7.35 y 7.45 (2); y en la mayoría de los sistemas biológicos es sumamente importante mantener el pH constante.

Estas contienen en concentraciones generalmente elevadas, un ácido débil, y una sal soluble producida a través de disociación de la base conjugada del ácido; o también, una base débil y una sal soluble, la cual se disocia produciendo el ácido conjugado de dicha base; en otras palabras es una mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas, la especie ácida del sistema buffer pueda reaccionar con los iones OH– que se le añadan y la especie básica del sistema buffer pueda reaccionar con la cantidad de iones H+ que se añadan.

El pH

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones. La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones.

El pH se mide en una escala de 0 a 14. En esta escala, un valor pH de 7 es neutro; esto significa que la sustancia o solución no es ácida ni alcalina. Un valor pH de menos de 7 significa que es más ácida y un valor del pH de más de 7 significa que es más alcalina. En el campo de la medicina, tener un pH apropiado en la sangre y otros líquidos del cuerpo es importante para el buen funcionamiento del cuerpo.

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Ácidos y bases fuertes y débiles

La química de una disolución acuosa con frecuencia depende de manera crucial del pH de la disolución. Por lo tanto es importante analizar cómo se relaciona el pH de las disoluciones con las concentraciones de ácidos y bases. Los casos más sencillos son aquellos que involucran ácidos y bases fuertes. Los ácidos y las bases fuertes son electrolitos fuertes que existen en disolución acuosa completamente como iones.

Ácidos fuertes

Los siete ácidos fuertes más comunes incluyen seis ácidos monopróticos (HCI, HBr, Hl, HNO3, HCIO3 y HCIO4) y un ácido diprótico (H2SO4).El ácido nítrico (HNO3) ejemplifica el comportamiento de los ácidos fuertes monopróticos. Para efectos prácticos, una disolución acuosa de HNO3 consiste por completo en iones H3O + y NO3-.

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En una disolución acuosa de un ácido fuerte, el ácido normalmente es la única fuente importante de iones H +. Como resultado, es sencillo calcular el pH de una disolución de un ácido monoprótico fuerte porque (H+) es igual a la concentración original del ácido.

Bases fuertes

Existen relativamente pocas bases fuertes comunes. Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos iónicos de los metales alcalinos (Grupo IA) y de los metales alcalinotérreos más pesados (Grupo 2A), como el NaOH, KOH y Ca(OH)2.  Estos compuestos se disocian por completo en iones en una disolución acuosa.

Ácidos Débiles

La mayoría de las sustancias ácidas son ácidos débiles y por lo tanto solo se ionizan parcialmente en disoluciones acuosas. Podemos utilizar la constante de equilibrio de la reacción de ionización para expresar el grado de ionización de un ácido débil. Si representamos un ácido débil general como HA, podemos escribir la ecuación de su reacción de utilización en cualquiera de las siguientes formas, dependiendo de si la representación del protón hidratado es H3O(ac) o H +(ac).

[pic 3]

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