Вплив процесу заморожування на властивості харчових продуктів

Біологічні багатокомпонентні системи (молоко, кров) замерзають при температурі нижче 0 С. Клітини нативної м’язової тканини продукту та між м’язовий простір заповнені рідиною, в якій у різному колоїдному стані знаходяться білки, мінеральні та інші речовини.

При заморожуванні з води, що міститься у м’язових волокнах і міжм’язовому просторі, утворюється лід, який має більший об’єм, ніж вода. Тому лід викликає деструкцію та інші зміни м’язової тканини (риби, м’яса). При температурі від 0,5 до – 5 С утворюється максимальна кількість кристалів льоду, однак при цьому не вся вода замерзає; при ‑18 С замерзає 75% води; повністю розчин замерзає при – 56 С. Розмір кристалів льоду та їх місце утворення залежать від швидкості заморожування. При швидкому заморожуванні кристали утворюються в основному у середині клітин, із зменшенням швидкості заморожування – кристали утворюються у міжклітинному просторі. При цьому волокна зневоднюються і між ними виникають порожнини.

Розміри кристалів обернено пропорційні швидкості заморожування. При повільному заморожуванні утворюється незначна кількість кристалів крупного розміру (ширина 5·10^-4см, довжина 1·10^-2см) і значно пошкоджують м’язову тканину. При швидкому заморожуванні утворюється значна кількість дрібних кристалів (ширина 5·10^-6см, довжина 1·10^-4см), які менше пошкоджують м’язову тканину.

Із збільшенням тривалості заморожування в продуктах збільшуються структурні зміни: при тривалому заморожуванні (понад 5хв.) сарколема (клітинна плазма) пошкоджується, і кристали льоду утворюються спочатку всередині волокон, а потім ззовні. При незначному пошкодженні сарколеми м’язи можна розморозити без втрати соку. При цьому вода, утворена при таненні льоду , повністю поглинається білками.

У промислових умовах швидкість заморожування нижче тієї, що спричиняє внутрішньоклітинне утворення льоду. При такій швидкості кристали льоду спочатку утворюються ззовні волокон, оскільки осмотичний тиск у міжклітинному просторі менше, ніж у середині клітини. При зовнішньоклітинному утворенні льоду іонна сила незамороженої внутрішньоклітинної рідини збільшується і вода осмотично видаляється із переохолодженої внутрішньої частини м’язових клітин. Виділена вода намерзає на кристали льоду і збільшує їх, в результаті чого волокна деформуються і руйнуються. Більш того, при високій іонній силі відбувається денатурація частини м’язових білків, що зменшує вологозв’язуючу здатність м’язових білків і нездатність волокон після відтанення поглинати воду, видалену при заморожуванні.

Лекція №12. Властивості розбавлених розчинів електролітів

Основні питання:

1. Електроліти. Відхилення властивостей розчинів електролітів від законів Рауля, Вант-Гоффа.

2. Сильні електроліти. Теорія сильних електролітів.

3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації. Закон розведення Оствальда.

4. Водневий показник. Методи визначення рН.

5. Вплив рН середовища на перебіг ферментативних і технологічних процесів. Буферні суміші.

Електроліти – речовини, розплави або розчини яких, проводять електричний струм.

Ступінь дисоціації (α) – відношення числа частинок електроліту, що розпалися на іони, до загального числа його частинок у розчині.

α = α = 1 – дисоціація повна; α = 0 – дисоціація відсутня; 0< α < 1 – часткова дисоціація.

α залежить від:

• природи електроліту та розчинника;

• концентрації електроліту (С↓, α ↑);

• температури (Т↑, α ↑).

Експериментальне визначення ступеня дисоціації (α) проводиться:

• за значенням ізотонічного коефіцієнта;

• вимірюванням електропровідності розчинів різних концентрацій.

Колігативні властивості розчинів електролітів не підлягають законам Вант-Гоффа і Рауля.

Основна ознака дисоціації – експериментальні дані більші теоретично обчислених за формулами для розчинів неелектролітів.

Для оцінки міри відхилення від ідеальних розчинів використовують ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа – відношення відповідних експериментальних значень величин зниження тиску пари, зміни температури кипіння та замерзання, осмотичного тиску до теоретично обчислених.

і =

З алежно від значення ступеня дисоціації електроліти поділяють на:

Сильні електроліти (α>0,3) – повністю дисоційовані на іони у розчинах будь – яких концентрацій. Належать: розчинні солі, гідроксиди лужних і лужноземельних металів, мінеральні кислоти (HCl, HNO3, H2SO4, HСlO4). ί = 1+(n ‑ 1) · αуявн. Фактично виміряний ступінь дисоціації сильних електролітів (<1) називається уявним ступенем дисоціації. З розведенням розчину αуявн. зростає і наближається до αіст.. n – кількість іонів, що утворюються в результаті дисоціації молекули електроліту. Δtкип.експ., Δtзам.експ., πосм.експ. – експериментальні значення підвищення температури кипіння, зниження температури замерзання, осмотичного тиску. Δtкип.теор.., Δtзам.теор.., πосм.теор. – теоретично обчислені значення підвищення температури кипіння, зниження температури замерзання, осмотичного тиску розчинів за формулами для розчинів неелектролітів. Теорія сильних електролітів (Дебай, Гюккель, 1923): особливості розчинів сильних електролітів зумовлені наявністю в розчинах міжіонних взаємодій (посилюються зі збільшенням концентрації електроліту). Кожен іон утворює навколо себе іонну атмосферу (оболонку з іонів протилежного заряду); Іонна атмосфера під дією електричного поля рухається в зворотному напрямі, центральний іон відтягується назад (іонноелектрофоретичний ефект) – зниження рухливості іона. Під час руху іонна атмосфера весь час порушується, позаду іона залишаються залишки іонної хмари, які гальмують його рух (релаксаційний ефект). Результат – зменшення електропровідності розчину (α < 1). Поняття активності іонів (Льюїс, 1907) – для характеристики властивостей і стану іонів у розчинах сильних електролітів. Активність (а) – це реальна концентрація з урахуванням взаємодії іонів; а = f · с , де f – коефіцієнт активності, характеризує ступінь відхилення властивостей, визначається експериментально (f < 1) f залежить від: природи електроліту; температури; іонної сили розчину (І) – у різних електролітів з однаковими величинами іонної сили, коефіцієнти активності однакові. Розчини електролітів, які використовуються як кровозамінники, повинні мати однакові значення іонної сили з електролітами, що знаходяться у крові. У біохімічних дослідженнях, змінюючи іонну силу електролітів, можна збільшити або зменшити розчинність білків і амінокислот, що використовуються для їх розділення.

Слабкі електроліти (α < 0,03) – частково дисоціюють на іони у розчинах будь-яких концентрацій. Належать: основи, солі (погано розчинні), кислоти (H2S, H3BO3, H2CO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, HNO2). αуявн. = αіст. (незначна між іонна взаємодія). Дисоціація слабкого електроліту: КА ↔ К+ + А- Кдис. = Кдис. – константа дисоціації, характеризує здатність електроліту до дисоціації (чим більше її значення, тим сильніший електроліт). При ступінчастій дисоціації: К2А ↔ К+ + КА-; К1= КА- ↔ К+ + А2-; К2 = Сумарна реакція: К2А ↔ 2К+ + А2-; К = К – загальна константа дисоціації; К1 – ступінчаста константа дисоціації (І стадія); К2 – ступінчаста константа дисоціації (ІІ стадія), причому К1> К2 , К = К1·К2 рКа = ‑ lgKa , де Ка – константа іонізації кислоти; рКb= ‑ lgKb, де Кb– константа іонізації основи. Кдис. не залежить: від концентрації електроліту в розчині. За величиною Кдис. слабкі електроліти поділяють: відносно слабкі (Кдис. = 10-2 – 10-4); слабкі (Кдис. = 10-5 – 10-9); дуже слабкі (Кдис. < 10-9). Зв’язок між ступенем дисоціації електроліту та його константою дисоціації – закон розведення (розбавляння) Оствальда (1888). Кдис. = , для дуже слабких електролітів: α <1, (1-α) → 1: α = Висновки: ступінь дисоціації зростає з розведенням розчину водою; чим більша константа дисоціації слабкого електроліту, тим більший ступінь дисоціації. Увага! Основні положення теорії електролітичної дисоціації стосуються електролітів, які зазнають неповної дисоціації. Оборотний характер процесу дисоціації, його ступінчастість втрачають зміст при наявності в розчині сильного електроліту (α =1) Основні положення ТЕД (Арреніус, 1887) Розчинення електроліту супроводжується розпадом його молекул на іони (дисоціація). Електролітична дисоціація є оборотним процесом. Електропровідність розчинів електролітів пропорційна загальній концентрації іонів у розчині. Дисоціація (іонізація) відбувається під впливом полярних молекул розчинника з утворенням сольватів (гідратів). Одночасно з дисоціацією відбувається – асоціація. Сольватні (гідратні) оболонки іонів заважають іонам утворювати молекули вихідних речовин.

Розрізняють:

• Загальну кислотність (лужність) ‑ число моль еквівалентів кислоти (лугу), що містяться в 1л розчину (відповідає загальній концентрації кислоти або лугу).

• Активну кислотність (лужність) – концентрація вільних гідратованих іонів Н⁺ (або ОН ^-).

Сильні електроліти рН= -lg[Н+] – для сильної кислоти; рН=14 ‑ рОН – для сильної основи; рОН= ‑ lg[ОН-] – гідроксидний показник; Загальна кислотність (лужність) дорівнює активній кислотності (лужності). Загальна кислотність визначається титруванням. Активна кислотність визначається вимірюванням рН.

Слабкі електроліти рН= ‑ ½ рКa – ½ lgСа – для слабкої кислоти, де Ка і Са – константа іонізації та концентрація слабкої кислоти. рН= ‑ ½ рКb– ½ lgСb – для слабкої основи, де Кв і Св – константа іонізації та концентрація слабкої основи. У розчині слабкої кислоти: [Н+]<Са У розчині слабкої основи: [ОН-]<Сb Загальна (лужність) відрізняється від активної кислотності (лужності).

До складу шлункового соку входять кислоти різної сили, але його кислотність визначається тільки концентрацією іонів водню. Тому безпосереднє вимірювання рН і титрування шлункового соку дадуть різні результати.

Кислотність молока виражають в одиницях титрованої кислотності (у градусах Тернера) і величиною рН при 20^оС.

Титрована кислотність свіжовидоєного молока становить 16-18^оТ, зумовлена кислими солями – дигідрофосфатами і і дигідроцитратами, казеїном і білками сироватки, вуглекислим газом, кислотами (молочною, лимонною, аскорбіновою, вільними жирними), є критерієм оцінки якості молока при його заготівлі.

При зберіганні сирого молока титрована кислотність зростає відповідно із розвитком у ньому молочнокислих бактерій, які перетворюють лактозу в молочну кислоту. Підвищення кислотності – небажаний процес, знижується стійкість білків молока до нагрівання. Молоко з кислотністю 21^оТ приймають як несортове.

Активна кислотність молока – рН ‑ зумовлена дисоціацією кислот і кислих солей, становить 6,5 (відносно стійка завдяки буферній системі). При розвитку в молоці молочнокислих бактерій суттєво зростає титрована кислотність, рН- практично не змінюється.