14.12.1: Alimentos- Tartrato de Calcio y Tratamiento de Aguas Desechadoras de Vino

El ácido tartárico (TA) es un subproducto de la producción de vino. Este ácido orgánico y sus sales se utilizan en alimentos como jaleas de frutas, conservas, mermeladas, productos horneados y dulces. El TA apenas es metabolizado y degradado por levaduras y bacterias de deterioro proporcionando estabilidad microbiológica a los alimentos que lo contienen. Además de su uso como antimicrobiano y acidulante, el TA y sus sales se utilizan como emulsionantes, leudantes y agentes antiaglutinantes. ^[1] El TA también se utiliza en la industria de bebidas y tiene usos no alimentarios en colorantes textiles, galvanización y producción de espejos.

La creciente popularidad en el consumo de vino en los últimos años ha dado como resultado el aumento de los desechos de las prácticas de elaboración del vino. ^[2] Un litro de vino blanco genera la misma cantidad de contaminación del agua que 3 personas en un día. ^[3] Las aguas residuales de la producción de vino contienen compuestos biodegradables y sólidos suspendidos de frutas; ^[4] su tratamiento es de gran importancia debido a su alta actividad contaminante. Además, el tratamiento de residuos es de interés económico porque los compuestos orgánicos presentes en los desechos del proceso de elaboración del vino pueden tener valor como aditivos, ingredientes y sustratos en las industrias alimentaria y farmacéutica.

Residuos derivados de la elaboración del vino

Tipo de Residuos	Nombre	Derivado de	Tratamiento ^[3]
Líquido/Lodos	Vinaza	Vintage proceso	Digestión anaerobia, ozonización, digestión anaerobia termopílica, biodegradación aeróbica, reactor por lotes de secuenciación, electrodialisis y oxidación húmeda
Residuos sólidos	Uva marc	Piel, tallos y semillas	Combustión, fermentación en estado sólido, incineración, compostaje y pirólisis.
	Vid brotes	Vid poda
	Lías	Uvas y levadura

Ácido tartárico separado del jugo de uva

Cristales de ácido tartárico

En la tabla anterior se muestran las fuentes de desechos en la elaboración del vino así como los métodos para tratarlos. Un método ideado por Rivas, et al. (2006) para tratar lías destiladas implica la reacción del ácido tartárico con iones de calcio para formar tartrato de calcio. Esta sal de solubilidad limitada se redisuelve luego con HCL para obtener TA. Al retirar el TA, las lías destiladas pueden ser utilizadas como nutrientes para las bacterias del ácido láctico (Lactobacilllus pentosus) para la producción de ácido láctico.

En el método descrito anteriormente, la adición de iones de calcio provoca la precipitación de tartrato de calcio. Una vez que el ácido tartárico se elimina de la solución como tartrato, se disociará parcialmente en iones calcio y tartrato estableciendo el siguiente equilibrio con la sal sólida:

\(\text{CaC}_{4}\text{H}_{4}\text{O}_{6}({s})\rightleftharpoons \text{Ca}^{2+}({aq}) + \text{C}_{4}\text{H}_{4}\text{O}_{6}^{2-}({aq}) \) con la constante de equilibrio correspondiente \({K}_{sp} = [\text{Ca}^{2+}][\text{C}_{4}\text{H}_{4}\text{O}_{6}^{2-}]=\text{7.7} \times \text{10}^{-7} \text{mol}^{2} \text{dm}^{-6}\,\) Si designamos como x la concentración de cada uno de los iones, la concentración de iones de calcio en equilibrio es \(\begin{align} x^{2}=\text{7.7} \times \text{10}^{-7} \text{mol}^{2} \text{dm}^{-6}\end{align}\) De donde \(x=\sqrt{\text{7.7}\times \text{10}^{-7}\text{ mol}^{2} \text{dm}^{-6} }= \text{8.77} \times \text{10}^{-4} \text{mol dm}^{-3}\) La concentración de iones de calcio en equilibrio es de 8.77 x 10 ^—4 mol dm ^—3. Si ahora aumentamos la concentración de iones tartrato, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda según el principio de Le Chatelier. Más tartrato de calcio precipitará, disminuyendo la concentración de iones de calcio. La disminución de la concentración obtenida de esta manera a menudo se conoce como el efecto de iones comunes. De igual manera, si se agrega un exceso de iones calcio a la solución, la concentración de ion tartrato disminuirá. Dado que en este proceso nos preocupa eliminar la mayor cantidad posible de ácido tartárico en forma de tartrato, la adición de iones de calcio en exceso minimizará la disociación del tartrato de calcio aumentando su rendimiento. El producto de solubilidad se puede utilizar para calcular cuánto disminuye la concentración de iones de calcio por el efecto de iones comunes. Supongamos que mezclamos 10 cm ³ de una solución saturada de tartrato de calcio con 10 cm ³ de tartrato de sodio concentrado (4 M C ₄ H ₆ O ₆). Debido a la doble dilución, la concentración de tartrato será de 2 mol dm ^—3. Alimentando este valor en la ecuación 7 de la sección del producto de solubilidad, entonces tenemos el resultado o\(\text{7.7} \times \text{10}^{-7} \text{mol}^{2} \text{dm}^{-6}=[\text{Ca}^{2+}](\text{2 mol dm}^{-3})\) así que\([\text{ Ca}^{2+}]=\frac{\text{7.7 }\times \text{ 10}^{-7}\text{ mol}^{2}\text{ dm}^{-6}}{\text{2 mol dm}^{-3}}=\text{3.85 }\times \text{ 10}^{-7}\text{ mol}\text{ dm}^{-3}\) Hemos bajado así la concentración de iones calcio desde un valor inicial de 8.77 x 10 ^—4 mol dm ^— 3) a un valor final de 3.85 × 10 ^—7 mol dm ^—3, ¡una disminución de aproximadamente un factor de 2000!.

Tartrato de calcio

Debido a que nos habla de las condiciones en las que se alcanza el equilibrio, el producto de solubilidad también puede decirnos sobre aquellos casos en los que no se alcanza el equilibrio. Si se mezclan soluciones extremadamente diluidas de Na ₂ C ₄ H _{6 O 6} y CaCl ₂, por ejemplo, puede ser que las concentraciones de iones calcio e iones cloruro en la mezcla resultante sean ambos demasiado bajas para que se forme un precipitado. En tal caso encontraríamos que el producto Q, llamado el producto iónico y definido por

\(Q=\text{(}c_{\text{Ca}^{2+}}\text{)(}c_{\text{C}_{4}\text{H}_{4}\text{O}_{6}^{2-}})\)(1)

En este caso Q tiene un valor por debajo del producto de solubilidad, 7.7 × 10 ^—7 mol ² dm ^—6. Para que se establezca el equilibrio entre los iones y un precipitado, la concentración de iones calcio o la concentración de iones tartrato o ambas deben aumentarse hasta que el valor de Q sea exactamente igual al valor del producto de solubilidad. La situación opuesta, en la que Q es mayor que K _sp, corresponde a concentraciones que son demasiado grandes para que la solución esté en equilibrio. Cuando este es el caso, se produce precipitación, disminuyendo la concentración tanto de los iones plomo como de cloruro, hasta que Q es exactamente igual al producto de solubilidad. Para determinar en el caso general si se formará un precipitado, se estableció una expresión de producto iónico Q que tiene la misma forma que el producto de solubilidad, excepto que se utilizan las concentraciones estequiométricas en lugar de las concentraciones de equilibrio. Entonces si

\(\text{Q}>{K}_{sp}\,\)se produce precipitación

mientras que si\(\text{Q}<{K}_{sp}\,\) no se produce precipitación

EJEMPLO 1 Decidir si el CaC ₂ O ₄, oxalato de calcio, precipitará o no cuando se mezclen (a) 100 cm ³ de 0.02 M CaCl ₂ y 100 cm ³ de 0.02 M Na _{2 C 2} O ₄, y también cuando se mezclan (b) 100 cm ³ de 0.0001 M CaCl ₂ y 1000 cm ³ de 0.0001 M Na _{2 C 2} O ₄. K _sp = 2.32 × 10 ^—9 mol ² dm ^—6.

Solución

a) Después de la mezcla, la concentración de cada especie se reduce a la mitad. \({c}_{\text{Ca}^{2+}}=\text{0.01 mol dm}^{-3}={c}_{\text{C}_{2}\text{O}_{4}^{2-}}\) Así tenemos para que el producto iónico Q sea dado por \({Q}={c}_{\text{Ca}^{2+}} \times {c}_{\text{C}_{2}\text{O}_{4}^{2-}} = \text{0.01 mol dm}^{-3} \times \text{ 0.01 mol dm}^{-3}\) o\({Q}= \text{10}^{-4} \text{ mol}^{2}\text{dm}^{-6}\,\)

Dado que Q es mayor que K _sp (2.32 × 10 ^—9 mol ² dm ^—6), se producirá precipitación.

b) En el segundo caso la concentración de cada ión se convierte en \({c}_{\text{Ca}^{2+}}=\frac{\text{0.0001 mol dm}^{-3} \times \text{100 cm}^{3}}{\text{1100 cm}^{3}} = \text{9.09} \times \text{10}^{-6} \text{mol dm}^{-3}\) \({c}_{\text{C}_{2}\text{O}_{4}^{2-}}=\frac{\text{0.0001 mol dm}^{-3} \times \text{1000 cm}^{3}}{\text{1100 cm}^{3}} = \text{9.09} \times \text{10}^{-5} \text{mol dm}^{-3}\)

así\ (\ begin {align} {Q} &= {c} _ {\ text {Ca} ^ {2+}}\ times {c} _ {\ text {C} _ {2}\ text {O} _ {4} ^ {2-}}\ \ text {} & =(\ text {9.09}\ times\ text {10} ^ {-6}\ text {mol dm} {^ -3}) (\ texto {9.09}\ veces\ texto {10} ^ {-5}\ texto {mol dm} ^ {-3})\\ \ texto {} &=\ texto {8.26}\ veces\ texto {10} ^ {-10}\ texto {mol} ^ {2}\ texto {dm} ^ {-6}\ fin { alinear}\)

Dado que Q es ahora menor que K _sp, no ocurrirá precipitación.

EJEMPLO 2 Calcular la masa de CaC ₂ O ₄ precipitada cuando se mezclan 100 cm ³ de 0.0200 M CaCl ₂ y 100 cm ³ de 0.0200 M Na _{2 C 2} O ₄.

Solución En la parte a del ejemplo anterior determinamos que la precipitación realmente ocurre. Para encontrar cuánto oxalato de calcio se precipita, debemos concentrarnos en la cantidad de cada especie. Desde que se utilizaron 100 cm ³ de 0.02 M CaCl ₂, tenemos

\(n_{\text{Ca}^{2+}}=\text{0.0200 }\frac{\text{mmol}}{\text{cm}^{3}}\times \text{ 100 cm}^{3}=\text{2.00 mmol}\)

de manera similar\(n_{\text{C}_{2}\text{O}_{4}^{2-}}=\text{0.0200 }\frac{\text{mmol}}{\text{cm}^{3}} \times \text{ 100 cm}^{3}=\text{2.00 mmol}\) Si designamos la cantidad de CaC ₂ O ₄ que precipita como x mmoles, podemos configurar la siguiente tabla

Especies	Ca ^2+ (ac)	C 2 O 4 ^2— (aq)
Cantidad inicial (mmol)	\(\text{2.00}\,\)	\(\text{2.00}\,\)
Cantidad reaccionada (mmol)	\(-{x}\,\)	\(-{x}\,\)
Cantidad de equilibrio (mmol)	\((\text{2}-{x})\,\)	\((\text{2}-{x})\,\)
Concentración de equilibrio (mmol cm ^—3)	\(\frac{\text{2}-{x}}{\text{200}}\)	\(\frac{\text{2}-{x}}{\text{200}}\)

Así

\({K}_{sp} = [\text{Ca}^{2+}][\text{C}_{2}\text{O}_{4}^{2-}]\,\)

o\(\text{2.32 }\times \text{ 10}^{-9}\text{ mol}^{2}\text{ dm}^{-6}=\left( \frac{\text{2}-x}{\text{200}}\text{ mol dm}^{-3} \right)\left( \frac{\text{2}-x}{\text{200}}\text{ mol dm}^{-3} \right)\) Reordenando, \(\text{200}^{2}\times\text{2.32}\times\text{10}^{-9}=\text{9.28}\times\text{10}^{-3}=(\text{2}-{x})^{2}\) o\(\text{2}-{x}=\sqrt{\text{9.28}\times \text{10}^{-3}}=\text{0.096}\) para que\({x}=\text{2}-\text{0.096}=\text{1.904}\,\) Desde 1.904 mmol de CaC ₂ O ₄ precipitaron, su masa es \ (\ begin {align} m_ {\ text {CaC} _ {2}\ text {O} _ {4}} &=\ text {1.904 mmol}\ times\ text {146.11}\ frac {\ text {mg}} {\ text {mmol}}\\ \ text {} &=\ text {278.2 mg} =\ text {0.278 g}\ end {align}\) Nota: Desde el producto de solubilidad del CaC ₂ O ₄ es muy pequeño, alrededor del 95% del oxalato de calcio precipitados originalmente formados.

Referencias

1. Aditivos Alimentarios, 2a ed. 2002, Branen, A., Davidson, M.P., Salminen, S. y Thorngate III, J.H.
2. Pollard, K. 2009. Gestión de residuos en la Industria Vitivinícola. www.brocku.ca/tren/cursos/tr... NT%20Papel.pdf
3. Arvanitoyannis, I. S., Ladas, D., y Mavromatis, A. 2006. Metodología de tratamiento de residuos de vino Int. J. Alimentación Sci. Tech. 41:1117-1151.
4. Rivas, B., Torrado, A., Moldes, A. B., y Domínguez, J. M. 2006. Recuperación de ácido tartárico a partir de lías destiladas y uso del sólido residual como nutriente económico para Lactobacillus. J. Agric. Food Chem. 54:7904-7911.

Contributors

• Ed Vitz (Kutztown University), John W. Moore (UW-Madison), Justin Shorb (Hope College), Xavier Prat-Resina (University of Minnesota Rochester), Tim Wendorff, and Adam Hahn.