Методы исследования сырья и продуктов растительного происхождения (теория и практика). Учебное пособие

где а – объем взятого в приемник 0,1 моль/дм3 раствора H2SO4, см3; б – объем 0,1 моль/дм3 раствора NaOH, пошедшего на титрование избытка кислоты, см3; Н – масса навески муки, г; W – влажность муки, %.

Для пересчета на белок количество азота умножают на 6,25. Результаты анализа выражают с точностью до 0,01 %, а расхождение между двумя параллельными опытами не должно превышать ±0,3 %.

Пример. Для анализа взято 0,7256 г муки влажностью 14,6 %. В приемную колбу отмерено 25 см3 раствора H2SO4, а на обратное титрование пошло 15 см3 0,1 моль/дм3 раствора щелочи. Содержание белка Х в муке равно

0,14(25 –15) . 6,25 . 100 : [0,7256(100 – 14,6)]= 12,69 %.

Лабораторная работа № 2. Определение содержания аминного азота в мелассе

методом формольного титрования

Цель работы: освоить метод определения аминного азота в мелассе формольным титрованием.

Оборудование и материалы: рН-метр; мерные колбы вместимостью 100 см3; пипетки вместимостью 20 и 5 см3; химические стаканы на 100 см3; формольная смесь (50 см3 формалина х. ч. смешивают с 1 см3 раствора фенолфталеина с массовой долей 1 % и титруют 0,1 моль/дм3 раствором гидроксида натрия до появления слабо-розового окрашивания. Смесь пригодна в течение 2 – 3 дней); раствор гидроксида натрия концентрацией 0,1 моль/дм3, меласса.

Проведение анализа

В стакане взвешивают (25 ± 0,01) г мелассы и массу навески теплой дистиллированной водой, освобожденной кипячением от СО2, переводят в мерную колбу вместимостью 100 см3. Раствор охлаждают до 20 оС, доводят до метки водой и перемешивают. В химический стакан отбирают пипеткой 20 см3 полученного раствора и титруют его 0,1 моль/дм3 раствором щелочи до рН = 7. Затем сюда же приливают из цилиндра 5 см3 формольной смеси и продолжают титрование до рН = 9,1.

121

Для контрольного титрования в химический стакан отмеривают 20 см3 дистиллированной воды и 5 см3 формольной смеси и также титруют до рН 9,1.

Содержание аминного азота X рассчитывают по уравне-

нию

Х = 0,0014 (а — 6) · 100/ Н,

где а – объем 0,1 моль/дм3 раствора щелочи, пошедшего на титрование 20 см3 раствора мелассы, см3; б – то же, на титрование контрольной пробы, см3; Н — навеска мелассы, содержащаяся в 20 см3 раствора, г.

Пример. На анализ взято 25 г мелассы в мерную колбу вместимостью 100 см3. В 20 см3 раствора мелассы содержится 25: 100 · 20 = 5 мг мелассы. На титрование 20 см3 раствора мелассы пошло 11,2 см3 0,1 моль/дм3 раствора щелочи, а контрольной пробы – 0,2 см3 той же щелочи. Содержание аминного азота в мелассе

X = 0,0014 · (11,2 – 0,2) · 100 : 5 = 0,31 %.

Лабораторная работа № 3. Определение содержания аминного азота в пивном сусле

Цель работы: освоить метод определения аминного азота в пивном сусле медным способом.

Оборудование и материалы: раствор хлорной меди;

раствор трехзамещенного фосфата натрия; боратный буферный раствор; суспензия фосфорнокислой меди (1 объем хлорной меди смешивают с 2 объемами раствора фосфата натрия и приливают 2 объема раствора боратного буфера; суспензию можно использовать в течение 2 – 3 сут); 10 % -ный раствор йодистого калия; раствор тимолфталеина; 0,01 моль/дм3 (0,01 н.) раствор тиосульфата натрия (Na2S2CО3); уксусная кислота с массовой долей 80 % (ледяная); раствор крахмала с массовой долей 1 %, пивное сусло.

Проведение анализа

В мерную колбу вместимостью 50 см3 помещают 5 – 10 см3 прозрачного сусла, прибавляют 3 – 4 капли тимол-

122

фталеина и по каплям 1 моль/дм3 раствор гидроксида натрия до бледно-голубого окрашивания. При перемешивании осторожно приливают 30 см3 суспензии фосфорнокислой меди и доводят до метки дистиллированной водой. Смесь после тщательного перемешивания фильтруют через бумажный фильтр, перефильтровывая первые порции фильтрата.

10 см3 прозрачного фильтрата переносят в фарфоровую чашку или коническую колбу, добавляют 0,5 см3 уксусной кислоты, прибавляют к нему 10 см3 раствора йодистого калия и после размешивания оттитровывают выделившийся йод 0,01 моль/дм3 раствором тиосульфата натрия и добавляют в конце титрования 1 – 2 капли раствора крахмала. Титрование заканчивают при обесцвечивании раствора от одной капли тиосульфата натрия.

При принятом разбавлении количество аминного азота рассчитывается по уравнению (исходя из того, что 1 см3 0,01 моль/дм3 раствора тиосульфата соответствует 0,28 г азота)

Х=а∙0,28∙б∙10∙100/50,

где а – объем 0,01 моль/дм3 раствора тиосульфата натрия, пошедшего на титрование, см3; б – объем исследуемой жидкости, взятый на анализ, см3.

Пример. На анализ взято 10 см3 пивного сусла. На титрование выделившегося йода в 10 см3 фильтрата пошло 1,16 см3 0,01 н. раствора тиосульфата натрия. В 100 см3 пивного сусла содержится х=1,16∙0,28∙10∙10∙100:50=16,24 мг аминного азота.

Лабораторная работа № 4. Определение содержания белков в зерне Биуретовым

методом (в модификации Дженнингса)

Цель работы: освоить метод определения белка в зерне биуретовым способом.

Оборудование и реактивы: фотоэлектроколориметр

(ФЭК-56М); аппарат для встряхивания; центрифуга; конические колбы на 250 – 300 см3; пипетки на 100 см3; биуретовый реактив (15 см3 10 н. раствора KOH и 25 г сегнетовой соли

123

помещают в мерную колбу на 1 л и растворяют в 900 см3 дистиллированной воды. К раствору небольшими порциями при перемешивании из цилиндра добавляют 30 см3 раствор CuSO4 с массовой долей 4 % и содержимое колбы доводят до метки водой); четыреххлористый углерод.

Проведение анализа

На аналитических весах отвешивают (1,5±0,001) г тонкоизмельченной муки и навеску помещают в сухую колбу на 250 – 300 см3. Для извлечения жира муку смачивают 2 см3 четыреххлористого углерода, после чего в колбу вносят пипеткой 100 см3 биуретового реактива. Колбу закрывают пробкой, устанавливают в аппарат для встряхивания и в течение 1 ч производят извлечение белков и их реакцию с биуретовым реактивом. Параллельно определяют влажность муки.

Для отделения окрашенного раствора содержимое колбы переносят в ценрифужные стаканы и 10 мин центрифугируют при частоте вращения ротора 4500 мин-1. Прозрачным центрифугатом заполняют кюветы с длиной рабочей грани 5 мм и на фотоэлектроколориметре измеряют оптическую плотность при длине волны 550 нм, беря в качестве раствора сравнения дистиллированную воду. По величине оптической плотности по градуировочной кривой находят содержание белков в навеске (в мг). Массовую долю белков в сухом веществе зерна рассчитывают по уравнению

х = а∙100∙100/[H∙1000(100-W)]=а∙10/[H∙(100-W)],

где а – количество белка в навеске муки, найденное по градуировочной кривой, мг; Н – навеска муки, г; W - влажность муки, %.

Калибровочную кривую (рис. 8) строят по образцам муки, в которых содержание белков определено методом Кьельдаля. Отбирают не менее 10 образцов с интервалом в содержании белков не более 1 %. По приведенной выше методике для каждого образца определяют величину оптической плотности белковой вытяжки и строят кривую, откладывая на оси абцисс значение оптической плотности, а на оси ординат

– содержание муки в навеске (в мг).

124

вие при определенной для него кислотности среды. Активность ферментов и характер процессов зависят также от окис- лительно-восстановительной способности среды, показателем которой является окислительно-восстановительный потенциал (ОВ-потенциал). Регулируя степень кислотности и уровень ОВ-потенциала, можно управлять биохимическими процессами, направлять их по тому пути, который обеспечивает наибольший выход продукта и наилучшее его качество.

Кислотность среды принято оценивать двумя показателями – общей и активной кислотностью.

Общая кислотность характеризует содержание в растворе веществ, вступающих в реакцию с сильными щелочами (гидроксидами натрия или калия), и определяется титрованием. Следовательно, более правильно называть этот показатель титруемой кислотностью. В производственных средах титруемая кислотность обусловлена присутствием органических кислот и кислых солей фосфатов и карбонатов. Органические кислоты являются слабыми кислотами, потому что они при растворении диссоциируют не полностью. Например, в 0,1 моль/дм3 растворе уксусной кислоты только 1,36 % молекул образуют катионы Н+ и анионы СНСОО-, а при такой же концентрации раствора соляной кислоты 91 % молекул распадается на катионы и анионы. Поэтому при одинаковой общей кислотности обоих растворов концентрация водородных ионов в растворе уксусной кислоты во много раз меньше, чем в растворе соляной кислоты.

Для ферментативных реакций решающее значение имеет не общая кислотность, а концентрация активного компонента, вступающего в реакцию, т. е. иона водорода. Поэтому концентрацию водородных ионов в растворе называют ак-

тивной, или истинной кислотностью. Ее нельзя определить титрованием, потому что по мере связывания щелочью ионов водорода с образованием молекул нейтральной воды все новые молекулы кислот диссоциируют на ионы, и это будет продолжаться до тех пор, пока вся кислота не будет диссоциирована и связана щелочью. Следовательно, для определения активной кислотности необходимы особые методы.

126

Окислительно-восстановительным потенциалом называется электродвижущая сила (ЭДС), возникающая при переносе электронов в растворе, к которому приложено напряжение.

Определение активной кислотности

Концентрацию водородных ионов выражают в частях грамм-эквивалента водорода, который равен 1. Например, при содержании ионов водорода 0,1 г/дм3 его концентрация [Н+]

составит 10-1 г-экв/дм3, а при содержании 0,0008 г/дм3 - 8∙10-4 г-экв-моль/дм3.

В химически чистой воде небольшая часть молекул воды диссоциирована на водородные и гидроксильные ионы с образованием равных их количеств: Н2О ↔Н+ +ОН- . При 25 оС содержание каждого иона в воде равно 10-7 г-экв-моль/дм3, а величина произведения обеих концентраций (константа диссоциации) [H+] [OH-] = 10 -7∙10-7=10-14. Это произведение сохраняет постоянную величину и в присутствии веществ, при диссоциации которых образуются водородные и гидроксильные ионы. Допустим, что к воде добавлена кислота и концентрация водородных ионов увеличилась до 10 -4. Для сохранения равновесия такое же количество

ОН-ионов должно перейти в молекулярное состояние, их концентрация уменьшится до 10-10, а произведение 10-4∙10-10 =

= 10-14 останется прежним. Поэтому вполне достаточно определить концентрацию одного иона, чтобы найти концентрацию другого. Обычно определяют концентрацию водородных ионов.

Концентрация водородных ионов может иметь самую разную величину: от 1 до 10-14. Для удобства использования этой величины Серенсен предложил характеризовать активную кислотность не абсолютной величиной концентрации водородных ионов, а десятичным логарифмом этой величины, взятым с обратным знаком, и обозначить эту новую величину

знаком рН:

[Н+] = 10-рН и рН = lg[Н+].

Величину рН называют показателем водородных ионов. Она изменяется от 1 до 14. Причем при рН 7 раствор имеет нейтральную реакцию, при меньшем значении – кислую, а при большем – щелочную. Изменение значения рН на одну

127

единицу соответствует изменению концентрации ионов водорода в 10 раз.

Величину рН определяют электрометрическим и колориметрическим методами.

Электрометрический метод определения рН

Метод основан на том, что при погружении электрода в раствор происходит обмен ионов между электродом и раствором, вследствие чего на электроде возникает потенциал, величина которого зависит от концентрации водородных ионов в растворе. Его можно измерить, если составить гальванический элемент из электрода, потенциал которого хотят измерить (индикаторный электрод), и вспомогательного электрода

сизвестным потенциалом (электрод сравнения).

Внастоящее время в качестве индикаторного применяют стеклянный и сурьмяный электроды, а в качестве электродов сравнения – хлорсеребряный и каломельный.

Вперерывах работы электроды держат в дистиллированной воде, так как при высыхании изменяется их характеристика. При появлении пленок на электродах их промывают органическими растворителями, растворами кислот и щелочей, а затем дистиллированной водой.

Проверку нового прибора или нового стеклянного электрода проводят по буферным растворам в первые несколько дней ежедневно, а в последующем – раз в неделю.

Влабораторной практике для измерения рН применяют приборы различных марок. В производственном контроле приборы используют для определения не только рН, но и титруемой кислотности методом электрометрического титрования.

Колориметрический метод определения рН

Метод основан на применении рН-индикаторов. Согласно теории электролитической диссоциации инди-

каторы представляют собой слабые органические кислоты

128

или основания, у которых ионы и недиссоциированные молекулы имеют различную окраску. Индикаторы бывают одноцветными (окрашена одна форма) и двухцветными (окрашены обе формы). Так, например, фенолфталеин, представляющий собой слабую кислоту, является одноцветным индикатором, молекулы которого бесцветны, а анионы окрашены в малиновый цвет. Диссоциация фенолфталеина протекает по уравнению RH↔H++R-, где HRмолекула индикатора, а R- - его анион. Фенолфталеин является слабым электролитом, поэтому в нейтральной среде равновесие смещается влево, т. е. в сторону образования бесцветных молекул. В кислой среде диссоциацию молекул фенолфталеина подавляют присутствующие

врастворе ионы водорода, вследствие чего фенолфталеин также остается бесцветным и его недиссоциированную молекулу называют кислотной формой индикатора. В щелочной среде образующиеся при диссоциации ионы водорода будут связываться с гидроксильными ионами среды, и равновесие сместится вправо, что приведет к накоплению анионов индикатора, которые окрасят раствор в малиновый цвет. В этом случае анионы индикатора, обусловившие окраску раствора, носят название щелочной формы индикатора.

Аналогичным образом происходит изменение окраски и основных индикаторов, к которым относится, например, метиловый оранжевый. Он является двухцветным индикатором:

вкислотной форме имеет красную окраску, в щелочной – желтую.

Таким образом, окраска индикатора в растворе определяется соотношением концентраций его ионов и недиссоциируемых молекул: R-/HR.

В растворе всегда присутствуют обе формы индикатора, но переход окраски наблюдается только при определенном соотношении обеих форм. Следовательно, видимое изменение окраски индикатора происходит не при любом изменении рН, а лишь внутри определенного диапазона его значений, которые называются интервалом перехода индикатора. Интервалы перехода наиболее часто применяемых индикаторов приведены в табл. 5

129

Зная интервал перехода индикатора, можно по окраске раствора приближенно определить рН. Для этого сначала по лакмусу устанавливают реакцию среды. Если после прибавления лакмуса раствор окрасится в красный цвет, значит реакция кислая и нужно брать индикаторы с интервалом перехода в кислой среде. Затем, последовательно проводя пробы с разными индикаторами, находят такой, при котором окраска раствора соответствует щелочной форме индикатора. Значение рН раствора будет находиться между интервалами перехода двух последних индикаторов. Например, если при добавке метилового красного раствор окрашивается в красный цвет, а при добавлении метилового оранжевого – в оранжевый, то рН раствора лежит в пределах 3,1 – 4,2.

Для ориентировочного определения рН пользуются универсальными индикаторами, представляющими собой смесь индикаторов с интервалами перехода от сильнокислой до сильнощелочной реакции среды.

рН-индикаторы применяют в виде растворов, индикаторных карандашей и индикаторных бумажек.

Определение титруемой кислотности

О кислотных свойствах растительного сырья и продуктов его переработки более полное представление дает величина титруемой кислотности, а не рН. Это объясняется тем,

130