Головна Енциклопедія Реакції Добавки Ще
Chemiday Chemiday Авторизація:

Підкислювачі




Основне призначення підкислювачів - це надання необхідних органолептичних властивостей - першочергово певного кислого смаку, а також аромату і забарвлення харчовим продуктам шляхом застосування як органічних, так і неорганічних (мінеральних) кислот та їхніх кислих солей. Крім того, важливим є вплив кислот на стабільність харчової продукції як колоїдної системи при її виготовленні та зберіганні. Необхідна стабільність досягається впливом кислот на термодинамічну стійкість дисперсних систем (емульсій і суспензій), на регулювання в'язкості в присутності загущувачів, формування і властивості гелевої структури; мікрофлору продукту, що забезпечує його біологічну стійкість.


Механізм дії
Кислотами H-X називаються сполуки, які переважно у водних розчинах при дисоціації утворюють протон (катіон водню) Н+:
  • H-X ⇄ H+ + X-
Саме протони (у вигляді катіону гідроксонія H3O+) відповідають за кислий смак харчових продуктів. Окрім кислот, утворювати протон здатні також деякі їхні солі (кислі солі).

Сила протоновмісних кислот H-X у водних розчинах визначається константою дисоціації Кα або значенням показника кислотності p.
  • = [H+][X-]/[HX]; p = -lg K
Чим менше значення p тим сильніша кислота. За значенням цього показника кислоти поділяють на: дуже сильні (pKα < 0), сильні (0 < p < 4,5), середньої сили (4,5 < p < 9), слабкі (9 < p < 14), дуже слабкі (p > 14). Наприклад, неорганічна нітратна кислота HNO3, яка вважається дуже сильною, має p = -1,32; середньої сили ацетатна кислота CH3-COOH - p = 4,76. Аналогічно оцінюють силу основи pKb за рівнянням pKb = 14 - p. Чим менше значення pKb тим сильніша основа.

Сила протоновмісних кислот H-X залежить від міцності зв'язку H-X, значень електронегативності елемента X, стабільності аніона X і природи розчинника. Причому, перенесення протону відбувається лише в сильно іонізуючому і сольватуючому середовищі, подібному до води. При переході від води до органічного розчинника ступінь дисоціації знижується приблизно на 4-6 порядків. Тому, у середовищі води, кислоти і основи утворюють, як правило, окремі сольватовані іони, а в органічному - іонні пари та їх асоціати.

Кислотність або основність водного середовища оцінюється водневим показником pH, який визначається значенням від'ємного логарифма концентрації катіонів водню за рівнянням pH = -lg[H+] і змінюється від 0 до 14. При pH < 7 розчин має кислий характер, pH > 7 - лужний, pH = 7 - нейтральний. Загальноприйнятим діапазоном pH для сильнокислих середовищ є (0 < pH < 3) і слабокислих (4 < pH < 6), а також для сильнолужних - (11 < pH < 14) і слаболужних - (8 < pH < 10) відповідно.

У харчовій галузі широко використовуються природні кислоти на зразок малатної (яблучної), цитринової, тартратної (винної) та інших, яких називають фруктовими кислотами. Кожна з цих кислот надає кислий смак при відповідній концентрації іонів H+ так званій граничній концентрації кислоти. Так, ацетатна кислота починає проявляти кислий смак при 0,03%, а цитратна - при 0,017%. Загалом, кислий смак починає відчуватися приблизно при pH < 4.5.


Буферні розчини
Поруч з кислотами застосовують також їхні суміші з відповідними солями для створення буферних розчинів, основною метою яких є підтримання постійного значення pH. Буферними розчинами називають такі, які містять слабку кислоту та її сіль (спряжену основу цієї кислоти) або слабку основу та її сіль, наприклад ацетатна (оцтова) кислота та її натрієва сіль, або цитратна кислота і цитрат натрію відповідно. Значення pH таких кислотно-основних буферних розчинів практично не змінюється при введені невеликої кількості сильної кислоти або основи (лугу), взаємодіючих з одним із компонентів буферного розчину. Це пов'язано з існуючою рівновагою між іонами та сполуками при дисоціації слабких електролітів. Наприклад, для ацетатного буферного розчину введення сильної кислоти практично не змінює значення pH внаслідок зв'язування утвореного надлишку протонів H+ існуючими ацетатними аніонами CH3COO-:
  • CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl, або в іонній формі:
  • CH3COO- + H+ → CH3COOH
При використанні буферних систем з метою підтримування знамення pH треба враховувати ділянку буферування (відповідний інтервал pH), при якому pH = p ± 1.


Класифікація органічних карбонових кислот
За класифікацією органічні карбонові кислоти, залежно від хімічної будови бувають насиченими і ненасиченими, а також моно-, ди-, три- і полікарбоновими, виходячи з кількості карбоксильних груп у молекулі. Наприклад, насичена монокарбонова - пропіонатна кислота CH3-CH2-COOH, ненасичена дикарбонова - фумаратна (фумарова) кислота (транс-ізомер) HOOC-CH=CH-COOH, насичена дикарбонова - адипінатна (адипінова) кислота HOOC-(CH2)4-COOH тощо. У природі поширені також функціональні похідні таких кислот: гідроксикарбонові (гідроксикислоти), оксокарбонові (альдегідо- і кетокислоти), амінокарбонові (амінокислоти) тощо. Наприклад, гідроксикислоти - лактатна (молочна) CH3-CH(OH)-COOH і тартратна (винна) - HOOC-CH(OH)-CH(OH)-COOH, кетокислота - піровиноградна CH3-CO-COOH, амінокислота - аміноацетатна (гліцин) NH2-CH2-COOH.


Список використаної літератури
  • Ластухін Ю.О. Харчові добавки. Е-коди. Будова. Одержання. Властивості. Навч. посібник.- Львів: Центр Європи, 2009. - 836 с. ISBN 978-966-7022-83-9

Інформація про статтю:

Оновлено:
Створено: 13.08.2014 05:31

Переглядів: 2198
Оцінка інформації: 5.0 з 5
Кількість голосів - 1
ChemiDay не нав'язує вам свою думку. Все що ви робите - робите на свій страх і ризик.
Про сайт | Відгуки та пропозиції | Зворотній зв'язок | Сторінка у ВК
ChemiDay.com © 2019