quimica y cocina

LA QUÍMICA Y LA COCINA

LA QUÍMICA Y LA COCINA

Autor: JOSÉ LUIS CÓRDOVA FRUNZ

COMITÉ DE SELECCIÓN

EDICIONES

EPÍGRAFE

PRÓLOGO

I. DE COMPRAS

II. ANTES DE LA COMIDA

III. EN LA MESA

IV. LA SOBREMESA

V. LEVANTANDO EL TIRADERO

VI. CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

CONTRAPORTADA

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/093/htm/laquimic.htm07/02/2005 20:07:07



Dr. Antonio Alonso

Dr. Juan Ramón de la Fuente

Dr. Jorge Flores

Dr. Leopoldo García-Colín

Dr. Tomás Garza

Dr. Gonzalo Halffter

Dr. Guillermo Haro †

Dr. Jaime Martuscelli

Dr. Héctor Nava Jaimes

Dr. Manuel Peimbert

Dr. Juan José Rivaud

Dr. Emilio Rosenblueth †

Dr. José Sarukhán

Dr. Guillermo Soberón

Coordinadora Fundadora:

Física Alejandra Jaidar †

Coordinadora:

María del Carmen Farías

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/093/htm/sec_1.htm07/02/2005 20:07:11

EDICIONES

EDICIONES

Primera edición, 1990

Cuarta reimpresión, 1996

La Ciencia desde México es proyecto y propiedad del Fondo de Cultura Económica, al que pertenecen también sus derechos. Se publica con los auspicios de la Secretaría de Educación Pública y del Consejo Nacional de Ciencia y Tecnología.

D. R. © 1990, FONDO DE CULTURA ECONÓMICA, S. A. DE C.V.

D.R. © 1995, FONDO DE CULTURA ECONÓMICA

Carretera Picacho-Ajusco 227; 14200 México, D.F.

ISBN 968-16-3568-X

Impreso en México


EPÍGRAFE

EPÍGRAFE

Si muchos de nosotros diéramos más valor a la comida, la alegría y las canciones que al oro atesorado, éste sería un mundo más feliz.

J.R.R. TOLKIEN. El Hobbit.


PRÓLOGO

PRÓLOGO

Es difícil justificar la aparición de un libro más de química, sobre todo si se considera la gran oferta de textos de nivel preparatoria. Tal abundancia (y el interés que despierta la materia) hacen pensar que no escribir un libro de química es una obra de caridad (sobre todo con los amigos). Con todo, el autor intentará esbozar algunas de las ideas que lo motivaron a escribir lo que confía no será un libro más como los que abundan.

En primer término se halla la gran semejanza en contenidos y en tratamiento de los textos de química. En general, el enfoque es el de una disciplina concluida; una ciencia terminada, en la que ya no hay nada por descubrir y que tiene todo perfectamente explicado sin ninguna laguna conceptual. Tal imagen de ciencia, desafortunadamente, es muy común en los libros escritos para lectores de nivel medio. En otra oportunidad se discutirán y analizarán las complejas causas y consecuencias. Por lo pronto, cabe mencionar que los textos convencionales de ciencias presentan las teorías, conceptos y fórmulas sin comentar el carácter polémico que acompañó su gestación y nacimiento.

En general se cae en un conjunto de leyes, ecuaciones y definiciones que el estudiante debe memorizar la víspera del examen. Conjunto que no despierta gran interés al estudiante y del que no obtiene una idea del problema que intentan resolver los científicos con tales lucubraciones. Es muy cierto que no es esa la intención de los autores de textos convencionales pero.. ¿cómo puede mostrarse la validez y belleza de una teoría científica sin mencionar a las que se han abandonado por incompletas o erróneas?

El autor de este libro considera que dos de los puntos más descuidados en la enseñanza de ciencias son:

1) el espíritu juguetón de la ciencia,

2) el carácter estético de la ciencia.

La ciencia ha sido y seguirá siendo, para muchos científicos, un juego, en el sentido de que les interesa, les divierte, les apasiona, los obsesiona, y no tanto porque sean "excéntricos" o "chistosos" como suele presentarlos la mitografía popular. Son, más bien, gente común y corriente que ha tenido la habilidad de profundizar en sus propios pensamientos, la constancia y tenacidad para llegar a premisas a partir de conclusiones; es gente con disposición a jugarse la vida en un experimento o perder el sueño por un problema.

Proponer que el estudiante encuentre en sí mismo la posibilidad de disfrutar el descubrimiento de una teoría suena irreal. Pero sí parece alcanzable que el estudiante encuentre gusto en "descubrir" por su cuenta, o con sus compañeros, o con su maestro, que la ciencia no es tan oscura como se la presenta. Más bien, los textos, los profesores, los exámenes, la oscurecen para que parezca profunda.

Una de las materias que difícilmente llega a entusiasmar a los estudiantes de nivel medio es la química. Las razones son muy diversas: profesores improvisados, programas obsoletos, métodos de enseñanza inadecuados, falta de textos didácticos, etc. Un grave resultado de lo anterior es el descenso en la matrícula de la carrera de química y áreas afines. Más grave si se considera que la mitad de lo que enseñan los libros es obsoleto y la mitad de lo que necesitará el estudiante todavía no se descubre.

Particularizando el punto mencionado arriba de falta de textos didácticos se debe mencionar:

1) La abrumadora cantidad de información de los mismos.

2) La reducción de la esencia de los fenómenos químicos a su formulación matemática.

3) La ausencia de ejemplos accesibles a los estudiantes.

4) La concepción disciplinaria que impide otras aproximaciones a los principios y términos químicos (por ejemplo, no se discuten teorías alternativas, etimología de los términos, relación entre principios científicos e ideología dominante, etc.).

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/093/htm/sec_4.htm (1 of 2)07/02/2005 20:07:18

PRÓLOGO

Uno de los objetivos del libro La química y la cocina es atacar el punto tres de la lista anterior. Terreno particularmente fértil para ilustrar los principios químicos es la cocina, pues en una bien surtida pueden hallarse más de 200 reactivos químicos, además de equipos y procedimientos semejantes a los de un laboratorio. Muchas de las reacciones químicas que ocurren en una cocina (como añadir azúcar al cocimiento de elotes para ablandarlos) tienen una explicación científica que ilustra y respalda a la inobjetable experiencia culinaria.

Ciertamente, hay muchos fenómenos gastronómicos (como el frotado de los extremos de un pepino para que no se amargue, o el bailar alrededor de los tamales para que no salgan pintos) que podrían clasificarse entre las consejas familiares o las tradiciones pintorescas de la cocina. El autor; discretamente, los menciona sin profundizar. Son un buen campo para la aplicación del método científico por parte de los lectores.

La historia de la ciencia muestra que conocimiento científico y conocimiento común están íntimamente imbricados. Piénsese en Kepler y los sólidos perfectos o en Kekulé y el anillo bencénico. Sin embargo, la hoy obligada especialización profesional frecuentemente desalienta al dilettantismo (en el mejor sentido del término) de profesores y estudiantes de preparatoria.

Por otro lado, el libro pretende llevar al lector del asombro a la reflexión. Asombro de lo cotidiano e inmediato, reflexión sobre fenómenos aparentemente desconectados. (Sorprenderse de lo evidente revela que no se ha confundido comprensión con familiaridad.) La química y la cocina no quiere ser un libro monotemático pues el asombro y el humor no conocen especialidades ni disciplinas.

Sólo habiendo interés y entusiasmo, sólo sintiendo la necesidad del conocimiento, podrán desarrollarse actitudes científicas. No tiene ningún efecto positivo dar una colección de fórmulas tediosas y faltas de sentido entre sí y con la realidad de los estudiantes.

Para terminar es inútil esperar que los estudiantes cambien sus actitudes ante el aprendizaje si los maestros no cambiamos nuestra actitud ante la enseñanza, si no empezamos a descubrir la ciencia como algo que tiene que ver cotidianamente con nuestra vida. Como la cocina.


I. DE COMPRAS

I. DE COMPRAS

UNA buena parte de este libro hace referencia a las reacciones químicas que acompañan a la preparación de los alimentos. De forma que, a pesar del mal sabor de boca que produzca al lector, debemos tratar algunos aspectos de la química de comestibles y bebestibles.

Comenzaremos con los constituyentes de los alimentos.

LOS COMPONENTES DE LOS ALIMENTOS

Hay tres grandes grupos: 1) carbohidratos, 2) proteínas y 3) grasas.

Además se tienen componentes minerales inorgánicos y sustancias orgánicas en proporciones muy pequeñas: vitaminas, enzimas, emulsificantes, ácidos, oxidantes y antioxidantes, pigmentos y sabores. Un ubicuo

componente de los alimentos es el agua. 1

Los carbohidratos

En este grupo se encuentran los azúcares, dextrinas, almidones, celulosas, hemicelulosas, pectinas y ciertas gomas. Algunos alimentos que contienen carbohidratos son el azúcar, las frutas, el pan, el espagueti, los fideos, el arroz, el centeno, etc. etcétera.

Figura I. 1. Diferentes tipos de glucosa.

Químicamente los carbohidratos 2 sólo contienen carbono, hidrógeno y oxígeno. Uno de los carbohidratos

más sencillos es el azúcar de seis carbonos llamado glucosa, 3 que no es un azúcar sino varios azúcares con estructura anular como se indica en la figura I.1. Las diferencias en la posición del oxígeno e hidrógeno en el anillo dan lugar a diferencias en la solubilidad, dulzura, velocidad de fermentación y otras propiedades de los azúcares.

Si se eliminan moléculas de agua de estas unidades de glucosa (tomando — OH de una y —H de otra) se forma

una nueva molécula llamada disacárido, 4 figura I.2; si se encadenan más unidades de glucosa se forma,


I. DE COMPRAS

obvio, un polisacárido, uno de éstos es la amilosa, 5 figura I.3, también conocida como almidón; igual que en el caso de la glucosa no hay un almidón sino varios tipos de almidón. Cabe mencionar que el azúcar de mesa, la sacarosa, es un disacárido.

Figura I. 2. Maltosa

Figura I. 3. Amilosa.

Figura I. 4. Celulosa.

Encadenando las unidades de glucosa de una manera un poco diferente se forma la celulosa, figura I.4, la cual es un polisacárido. En el capítulo II se habla del nixtamal, las brevas y otros alimentos que se preparan con lejía o cenizas a fin de romper las cadenas de celulosa.

La importancia de los azúcares en los alimentos estriba en que son constituyentes de las dextrinas, 6

almidones, celulosas, 7 hemicelulosas, pectinas 8 y gomas. El rompimiento (o digestión)9 de estas cadenas se logra con ácidos, enzimas o microorganismos. Y, como veremos más adelante, los azúcares intervienen en la fabricación de las bebidas alcohólicas, consuelo de la humanidad doliente.

Las plantas verdes producen los carbohidratos en la reacción de fotosíntesis, que sirven como componentes estructurales (p.ej. la celulosa), reservas de alimento (p.ej. el almidón que abunda en las papas) o componentes de


I. DE COMPRAS

los ácidos nucleicos, claves de la herencia.

En los animales se halla un polisacárido, el glicógeno, semejante al almidón; está presente en los músculos y especialmente en el hígado; sirve como reserva de carbohidratos al organismo y proporciona la energía necesaria para el movimiento muscular; cuando hay glicógeno en exceso se convierte en grasa. Saquen sus conclusiones, gorditas.

Las proteínas

Las proteínas 10 están compuestas principalmente de carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, en ocasiones con trazas de azufre, fósforo y otros elementos. Se encuentran en plantas y animales; en éstos ayudan a formar estructuras tales como cartílagos, piel, uñas, pelo y músculos.

Las proteínas forman parte de las enzimas, los anticuerpos, la sangre, la leche, la clara de huevo, etc. Son moléculas extraordinariamente complejas, la más pequeña de las conocidas tiene una masa molecular de 5 000; las más grandes tienen masas moleculares del orden de los diez millones. Ejemplo de una proteína "sencilla" es la llamada lactoglobulina (presente en la leche) que tiene una masa molecular de sólo 42 000 y una fórmula aproximada de C1864H3012 O576 N468 S21.

A semejanza de los carbohidratos, las proteínas están formadas de unidades más pequeñas (en este caso los llamados aminoácidos), las cuales se unen para formar cadenas más largas.

Tan sólo en las plantas se cuentan más de 100 aminoácidos identificados, sin embargo hasta la fecha sólo unos 22 han sido identificados como constituyentes de las proteínas. Los aminoácidos se emplean en la digestión para construir nuevas proteínas y tienen, como podía suponerse, un grupo ácido (llamado carboxil) —COOH y un grupo amino —N H2 o imino = N H. Ambos grupos están unidos, junto con un átomo de hidrógeno, al mismo

átomo de carbono (llamado carbono α). La diferencia entre los aminoácidos radica en la cadena R de átomos unida al grupo antes descrito (Figura I.5).

La complejidad del encadenamiento de los aminoácidos es extraordinaria: se puede tener cadenas rectas,

enrolladas, dobladas; en la figura I.6 se representa esquemáticamente la hemoglobina, 11 proteína contenida en la sangre. Al parecer los encadenamientos se logran entre los carbonos a de los aminoácidos, eliminando agua. Las cadenas de proteínas pueden estar acomodadas paralelamente, como en la lana, el pelo o el tejido fibroso de la pechuga de pollo, o bien estar enredadas semejando una bola de estambre, como en la clara de huevo. Pueden desempeñar funciones muy diversas en el organismo; la miosina, por ejemplo, es una proteína contráctil presente en los músculos y también una enzima que hidroliza al ATP.

H

R — C — COOH

NH2

Figura I.5. Aminoácido


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Figura I. 6. Hemoglobina.

La compleja configuración de una proteína es muy delicada; puede modificarse por agentes químicos o por

medios físicos, a este cambio se le llama "desnaturalización". Así, al añadir alcohol 12 a la clara de huevo ésta se coagula igual que al calentarla. La caseína, proteína contenida en la leche, se coagula en un medio ácido; por lo que bastan unas gotas de jugo de limón para cortar la leche, o bien esperar a que se produzca suficiente ácido en la misma leche para que se corte. Las pezuñas y huesos animales (formados principalmente por la

proteína llamada colágeno)13 se disuelven por calentamiento con álcalis para formar la cola. La leche, además de coagularse por medio de un ácido, también lo hace por calor (flanes y natillas) y la carne, por su parte, encoge al cocerla por el colapso de la estructura del colágeno. Los fenómenos anteriores resultan de cambios en la configuración de las proteínas constituyentes.

Las soluciones de proteínas pueden formar películas y esto explica por qué la clara de huevo puede ser batida. La película formada retiene el aire, pero si uno la bate excesivamente la proteína se "desnaturaliza " y se rompe la película.

La carne, junto con muchas otras proteínas, contiene colágeno, el cual con la temperatura se transforma en otra

proteína más suave, soluble en agua caliente, la gelatina. 14 Nuevamente, como en el caso del azúcar hay muchos tipos de gelatinas; éstas tienen masas moleculares de 100 000, en contraste con los valores de 300 000 a 700 000 del colágeno. La desnaturalización de las proteínas de la carne se logra también con un ácido (jugo de

limón, vinagre, salsa de tomate) como se comprueba al "marinar" las carnes o el cebiche 15 de pescado.

Escabechar 16 es, al menos químicamente, lo mismo que marinar: una desnaturalización ácida de proteínas que ablanda la carne y además la sazona.

Al igual que los carbohidratos las proteínas pueden descomponerse; dan lugar a peptonas, polipéptidos,

aminoácidos, amoniaco, nitrógeno y unos compuestos muy olorosos como los mercaptanos, 17 el 3 metil-

indol, también conocido como escatol, 18 la putrescina 19 y el ácido sulfhídrico.

El lector ya sospechará que el añejamiento del queso implica una degradación proteica controlada, aunque con el Port Salut o el Ementhal uno lo dude.

Las grasas

La principal diferencia entre las grasas y las proteínas estriba en que aquéllas no están constituidas por estructuras que se repiten. No son cadenas como las celulosas o proteínas en tanto que no hay una unidad básica que se presenta sucesivamente. En general son sustancias suaves y aceitosas insolubles en agua.


I. DE COMPRAS

CH2 — OH

CH — OH

CH2 — OH

Figura I. 7. La base de las grasas, la glicerina.

La molécula típica de grasa es la de glicerina, 20 figura I.7. La molécula básica de grasa está formada por tres ácidos grasos y una molécula de glicerina; las grasas naturales resultan de desarrollos mucho más complejos de esta estructura básica. Sin embargo tan sólo hay unos 20 diferentes ácidos grasos que pueden ligarse a la glicerina; difieren en la longitud de sus cadenas de carbono y en el número de átomos de hidrógeno de las

mismas. El ácido esteárico 21 es uno de los que tienen cadena más larga (CH3(CH2)16COOH). Si un ácido

tiene el mayor número posible de átomos de hidrógeno se dice que está "saturado". El ácido oleico tiene cadenas

de la misma longitud que el esteárico pero con dos hidrógenos menos (Figura I.8), es decir es insaturado. 22 De la importancia de la saturación tratamos en la sección "La margarina" de este mismo capítulo.

ácido oleico CH3 ( CH2 ) 7 CH = CH ( CH2 ) 7 COOH

ácido esteárico CH3 ( CH2 ) 16 COOH

Figura I. 8. Ácidos oleico y estéarico.

Las grasas naturales no están compuestas por un solo tipo de grasa sino que son mezclas. A medida que aumenta la longitud de la cadena de las grasas (o bien su insaturación) disminuye su suavidad. Un aceite no es sino grasa líquida a temperatura ambiente. En general las grasas se oxidan al estar expuestas al ambiente, esto es, se arrancian. En este proceso el hierro y el cobre de las ollas intervienen acelerando el arranciado, como lo veremos en el capítulo III.

Las grasas forman emulsiones con el agua (p.ej. leche, crema) y el aire (p.ej. betún para pasteles). Por sus propiedades lubricantes facilitan la ingestión de los alimentos.

MÁS COMPONENTES DE LOS ALIMENTOS

Los ácidos orgánicos

Las frutas contienen ácidos naturales tales como el cítrico 23 (naranjas, limones, toronjas), el málico 24

(manzanas), el tartárico 25 (uvas) que disminuyen el ataque de las bacterias. En general un medio ácido alarga la vida de los alimentos, razón por la cual se fermentan intencionalmente el yogurt, el vinagre, el queso, etc. En el capítulo II hablamos de los ácidos y su naturaleza.

Los conservadores

Como mencionamos, las grasas son atacadas por el oxígeno del ambiente modificando su sabor. El cobre y el hierro son fuertes promotores (catalizadores) de la oxidación, ésta es una de las razones por la que se prefiere emplear recipientes de acero inoxidable o aluminio en las baterías de cocina. Un antioxidante, como el nombre lo indica, tiende a evitar la oxidación. Ejemplos de antioxidantes son las vitaminas C (contenida en los cítricos) y E


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(contenida en la leche, hígado de pescado, aceites vegetales), ciertos aminoácidos con azufre y la lecitina (contenida en la yema de huevo); cuando lleguemos a la sobremesa (capítulo IV) veremos algunos trucos para evitar la oxidación de las manzanas y plátanos, responsable del color pardo que aparece cuando se han pelado.

Las enzimas

Todo ser viviente emplea reacciones químicas para realizar sus funciones, muchas de las cuales son promovidas y dirigidas por las enzimas que, aunque se encuentran en muy pequeña cantidad, son indispensables para fomentar y orientar los miles de reacciones químicas que ocurren en los organismos. Por ejemplo, la digestión de los alimentos en el estómago y los intestinos depende de la actividad secuencial de enzimas como la pepsina. 26

De estas reacciones depende que el organismo pueda oxidar los compuestos ingeridos y obtener la energía química necesaria para el movimiento muscular y la regeneración de los tejidos, reacciones también controladas por enzimas.

Muchas reacciones biológicas pueden ocurrir en el laboratorio a temperaturas y concentraciones de ácido o base adecuadas. Así, por ejemplo, las proteínas del colágeno dan lugar a la gelatina cuando se hierven con cenizas, o bien el almidón puede convertirse en glucosa (véase el interesantísimo apartado "La cerveza"). Sin embargo, todas estas reacciones ocurren en el organismo a menos de 38°C y con condiciones mucho menos severas gracias a la participación de las enzimas. Ninguna de las casi 100 000 000 000 000 de células del cuerpo humano es ajena a la intervención de las enzimas. Y lo mismo puede decirse de los alimentos. Este tema se tratará con más detalle en el capítulo II.

Los aditivos

Los productos químicos se añaden a los alimentos con dos finalidades principales: mejorar su aspecto y prolongar su vida útil.

Para ello el químico de los alimentos cuenta con: conservadores, antioxidantes, acidulantes, neutralizadores, ajustadores iónicos, agentes afirmadores, emulsificantes y estabilizadores, humectantes, agentes de maduración, agentes de blanqueo, revestimientos, saborizantes, edulcorantes, colorantes y demás sustancias que le abren el apetito a cualquiera (aunque no lo parezca).

Desde luego no trataremos de todos ellos en este libro, aunque la cocina sí trate con ellos. Comencemos con los conservadores. En su acepción más amplia son agentes químicos que sirven para retardar, impedir o disimular alteraciones en alimentos. En rigor se trata de sustancias que impiden la proliferación de microorganismos, aunque no los destruyan.

El ácido benzoico (C6H5COOH) y sus sales de sodio y amonio figuran entre los agentes conservadores más

usados. La acidez del medio, como se indica en el capítulo II, influye en las propiedades bactericidas y antisépticas. El papel morado con que se suelen envolver manzanas y peras se ha tratado con ácido benzoico a fin de conservarlas.

El óxido de etileno, el óxido de propileno y el bromuro de metilo son líquidos tóxicos muy volátiles a la temperatura ambiente, por lo que estos conservadores se emplean en envases permeables. El producto por conservar se envasa con su líquido, el cual esteriliza al contenido; después el óxido de etileno volátil escapa a través del envase sin dejar residuo. Esto último es muy importante ya que estas sustancias también se emplean como fumigantes.

Por otro lado, para conservar el pescado en salmuera se suele emplear cloroformo. Tiene la ventaja, a semejanza de los conservadores del párrafo anterior, de evaporarse a la temperatura ambiente sin dejar residuos.

El anhídrido sulfuroso (SO2) se emplea mucho en las frutas y hortalizas, así como en el mosto (en la producción

de vino). Es uno de los antisépticos más antiguos usados en la conservación de los alimentos.

Los alimentos que contienen grasas o aceites (mantequilla, cacahuates, galletas, etc.) suelen inutilizarse al arranciarse. En general, el sabor rancio es debido a la oxidación de los aceites, pero también puede ser provocado por la formación de peróxidos en los enlaces dobles de las moléculas con posterior descomposición para formar


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aldehídos, cetonas y ácidos de menor masa molecular.

Hay dos tipos de antioxidantes: uno tiene un grupo hidroxilo (OH) en su fórmula (como los fenoles) y el otro posee grupos ácidos. Curiosamente hay mezclas de ácidos que producen un efecto conservador bastante mayor

que sus componentes aislados; tal efecto es conocido como sinergismo.27 Entre los ácidos más empleados como sinergistas están el cítrico y el fosfórico. También se usan el tartárico, el oxálico, el málico, el ascórbico, etcétera.

Muchos de los ácidos anteriores, como podrá inferirse, también se emplean como (es obvio) acidulantes; así el ácido fosfórico se utiliza en la "chispa de la vida" (también conocida como "Coca-Cola"). Al mismo fin sirven algunas sales ácidas, como el fosfato monocálcico (en el polvo "Royal") y el tartrato ácido de potasio (en el crémor tártaro) usados en repostería.

Los neutralizadores se emplean para disminuir la acidez de alimentos como el queso, la crema, las salsas, etc. Ya Shakespeare menciona el uso de neutralizadores en el vino: Falstaff acusa al tabernero de haber echado cal al vino; y aún se emplea la cal como base de neutralizadores que se añaden también a la leche a fin de evitar que se cuaje, véase "Ácidos y bases en la cocina", capítulo II. El bicarbonato de sodio, infaltable en la cocina, también se emplea como neutralizador, sobre todo en la salsa de tomate para los spaghetti.

Los emulsificantes se emplean a fin de mantener la homogeneidad de las emulsiones. Así, por ejemplo, para mejorar la textura y la apariencia de la margarina se emplea el C17H35COOCH2CHOHCH2OOCCH2SO2ONa

monoestearicosulfoacetato sódico. Muchos de los emulsificantes son, por comodidad y brevedad, más conocidos

por sus nombres comerciales: CMC,28 Fondin, 29 etcétera.

Y para blanquear algunos alimentos (como harina, frutos y jugos) se emplean cloro, cloruro de nitrosilo, anhidrido sulfuroso, etc. La desventaja eventual es que el blanqueo afecta en ocasiones la maduración del producto.

A fines del siglo pasado comenzó la práctica de emplear colorantes artificiales en los alimentos. Ya en 1886 se tenía una legislación sobre el uso de colorantes obtenidos de alquitrán de hulla. Actualmente se obtienen de la misma fuente pero se han diversificado notablemente: colorantes azoicos, nitrosados, nitrados, colorantes de pirazolona, indigoides, colorantes de xanteno, quinolina, trifenilmetano, etc. etc. Muchos de ellos se emplean también en medicamentos (para hacerlos atractivos) y cosméticos (para hacerlas atractivas).

Hasta donde la ciencia lo ha podido comprobar los efectos de tales sustancias artificiales no son dañinos, 30

aunque, como es sabido, las verdades científicas no son verdades absolutas. En contraparte existe la creencia, muy generalizada, de pensar que los componentes "naturales" no son perjudiciales. Casi es sacrilegio negar la "pureza" de la naturaleza. En rigor; ningún alimento (natural o no) carece de sustancias dañinas: el azafrán, la pimienta y las zanahorias contienen substancias que inducen el cáncer así como: la col, el repollo y el palmito alteran el funcionamiento de la tiroides.


I. DE COMPRAS

Figura I. 9. Colorante monoazoico (Rojo FD & C Núm. 1).

Prácticamente no hay alimento industrializado que no tenga algún colorante: gelatinas, margarina, salchichas, helados, refrescos, dulces, pan, fideos y espaguetis, etc., etc. Aunque no son más de 20 los colores aprobados para su consumo en alimentos, son suficientes para obtener los tonos necesarios. Así, para hacer apetitosas las salchichas, se emplea la sal disódica del ácido 1— seudocumilazo— 2—nafto 3, 6 —disulfónico (Figura I.9), mientras que para los refrescos de "uva" se emplea la sal disódica del ácido 5,5'—indigotindisulfónico (Figura I.10).

Como saborizantes naturales suelen emplearse los aceites extraídos de diversas partes de las plantas. A estos

componentes también se les llama aceites etéreos, esenciales o simplemente "esencias". 31

Figura I. 10. Colorante indigoide (Azul FD&C Núm. 2).

Son sólo cerca de 200 especies vegetales las que se explotan industrialmente para la producción de aceites

esenciales. La mayor parte de éstos está compuesta por terpenos, 32 sesquiterpenos 33 y una pequeña cantidad de sustancias no volátiles. Un aroma no está compuesto por una sola sustancia. Por ejemplo, en el alcanfor se han identificado... 75 sustancias. Sucede lo mismo con los sabores: resultan de la mezcla de una gran cantidad de compuestos químicos. Por ejemplo, en el durazno se han identificado... 150 sustancias. Como podrá suponerse los saborizantes artificiales no llegan nunca a la complejidad de los naturales; si bien la industria del sabor artificial dispone de 3 000 compuestos diferentes (entre extractos y sintéticos) no resulta económico emplear más de 20 para imitar un sabor (o crearlo). De olores y sabores tratamos también en los capítulos II y III.

ALGUNAS FORMAS DE CONSERVAR LOS ALIMENTOS


I. DE COMPRAS

Liofilización

La liofilización 34 es uno de los procesos de desecación de los alimentos empleado para prolongar su vida útil. Otras forma de desecación son: por ahumado, por presión, por aire seco, por secado al Sol y salado.

La liofilización es un secado por congelación; en este procedimiento se eliminan los líquidos (generalmente agua) de los alimentos y de otros productos solidificándolos (de —10 a —40°C) a baja presión (de 0.1 a 2 torr). Se emplea en la industria farmacéutica para preparar vacunas y antibióticos, así como para conservar piel y plasma sanguíneo. En la industria de alimentos se usa principalmente para preparar café instantáneo, leche en polvo, leche condensada, etcétera.

Los costos del proceso de liofilización son 2 a 5 veces mayores que el de los de otros métodos de deshidratación, por lo que se emplea sólo en alimentos caros y delicados: fresas, camarones, champiñones rebanados, espárragos y, en ocasiones, chuletas y bistecs. Estos alimentos, además de colores y sabores delicados, tienen atributos de textura y apariencia que no pueden conservarse con los métodos convencionales de secado por calor. Una fresa, por ejemplo, está casi completamente compuesta por agua, si se seca por calor se deforma y pierde su textura; al reconstituir la fresa añadiendo agua, tendría más apariencia de mermelada. Lo anterior se evita deshidratando la fresa congelada de manera que no se pueda deformar.

El principio de la liofilización es que, bajo ciertas condiciones, el agua se evapora del hielo sin que éste se derrita. A 0° y 4.7 torr el agua permanece congelada y la velocidad con que las moléculas salen del hielo es mayor que la de las moléculas de agua del ambiente que se reincorporan, de esta manera el porcentaje de humedad disminuye a 3% del valor original. Puesto que el alimento permanece congelado y rígido durante la liofilización, la estructura resultante es esponjosa y seca. Uno de los medios más prácticos de aumentar la velocidad de secado es emplear energía con gran capacidad de penetración como las microondas. El producto deshidratado y poroso se encuentra a una presión muy baja y si se expone a la presión atmosférica el aire entraría rápidamente destruyendo su estructura. Para evitarlo se emplea nitrógeno gaseoso, que rompa paulatinamente el vacío y, finalmente, se envasa el producto en una atmósfera de nitrógeno.

Una forma de deshidratar las papas empleada desde tiempos precolombinos por los incas es la liofilización. La

presión atmosférica es tan baja (255 torr)35 a tal altura que el frío de los diablos que hay en los Andes da lugar a la liofilización.

Cuando se trata de líquidos y purés 36 se puede obtener productos aceptables secándolos a la presión atmosférica. Los líquidos se convierten previamente en espuma a fin de tener una mayor área de evaporación, en ocasiones se añade algún aglutinante (proteínas vegetales, gomas, monoglicéridos emulsificantes).

Salado

Desde hace muchos siglos se ha acostumbrado "salar" las carnes (bacalao, ternera, caballo, etc.) para lograr que duren más tiempo sin descomponerse.

La función del "salado" es compleja. En una primera etapa, sirve para deshidratar la carne. En efecto, el

fenómeno de la ósmosis 37 permite extraer el agua del interior de las células con lo que se prolonga la conservación de los alimentos. Por otro lado los microorganismos no pueden sobrevivir en una solución cuya concentración salina es de 30 a 40% en peso, pues la ósmosis tiende a igualar las concentraciones de las soluciones en ambos lados de una membrana. Las bacterias y microorganismos pueden contener 80% de agua en

sus células; si se colocan en una salmuera o en almíbar, 38 cuya concentración es mayor, el agua pasa de la célula a la salmuera provocándose la muerte de los microorganismos. Desafortunadamente las levaduras y los

mohos tienen mayor resistencia, con lo que frecuentemente se les encuentra en mermeladas,39 cecina, 40

etc. Los mohos llegan a producirse en alimentos que contienen poca agua como el pan o las frutas secas.

El lector habrá notado que las carnes secas generalmente se venden en rebanadas muy delgadas. De esto tratamos


I. DE COMPRAS

en el capítulo II bajo el tema "Superficie activa".

En las canteras del siglo XIII se empleaban cuñas de madera dispuestas en la veta de la piedra, hecho lo cual se mojaban continuamente hasta que la madera, hinchándose, desgajaba la piedra. Una aplicación capitalina de la ósmosis es el jugo de naranja del puesto de la esquina. Cualquier naranjero sabe que después de una noche de estar sumergidas en agua las naranjas dan más "jugo". Lo mismo puede notarse en ciruelas, zanahorias, etc., dejarlas una noche en agua hace que absorban tanta agua que se rompe la cáscara.

Figura I. 11. Ilustración casera de la presión osmótica.

Un bonito ejemplo de la acción de la presión osmótica se puede ver con unos mondadientes. Si se quiebran cuatro palillos por la mitad, de forma que los vértices así formados se toquen, al poner una gota de agua en el centro se hincha la madera y se forma "automáticamente" una estrella de cuatro picos (Figura 1.11).

Ahumado

El ahumado de la carne como método de preservación ya se practicaba en el antiguo Egipto. Y también era conocido por los indígenas a la llegada de los conquistadores españoles. Los indios secaban y ahumaban las partes más tiernas de la carne, cortadas en tiras delgadas (véase en el capítulo II, "Superficie de contacto"), para mejorar su sabor y preservarlas; posteriormente las colgaban para su secado.

El fin principal del ahumado de la carne, el pescado y sus derivados es la conservación del producto debido a la

acción secante y bactericida del humo. En efecto, los componentes del humo: creosota,41 formaldehído,42

fenoles,43 ácidos acético y piroleñoso,44 etc., inhiben las bacterias y la oxidación de las grasas. Además los cambios en aspecto, color, olor y sabor son muy agradables. Algunos autores opinan que es mayor la acción preservativa de la deshidratación por el calentamiento que la debida a los conservadores químicos que contiene el humo. Con todo, es muy probable que haya un efecto combinado. Tanto el calor del tratamiento como la acción de los compuestos químicos del humo coagulan las proteínas exteriores. Debe hacerse notar que muchos de los compuestos producidos en el ahumado son reconocidos agentes cancerígenos.

Generalmente para el ahumado se emplean maderas de nogal, arce, abedul, enebro y, casi siempre, de maderas duras.

EL ENVASADO Y EMPAQUE DE LOS ALIMENTOS

Enlatado

El envasado y empaque de los alimentos desempeña otras funciones, aparte de conservarlos. Por ejemplo, facilitar su transporte, mejorar su apariencia, etc. Por otro lado "conservar" el alimento implica muchas cosas: evitar pérdidas de gases y olores; asimilación de gases y olores, protección contra la luz, impedir el paso a


I. DE COMPRAS

toxinas, microorganismos y suciedad, etcétera.

El enlatado, por su carácter hermético 45 e inerte, 46 constituye un gran logro de la ingeniería. Las latas

deben tener; además del engargolado 47 lateral de fondo y tapa, recubrimientos internos que mantengan la calidad de los alimentos y recubrimientos externos que hagan atractivo el producto. El engargolado lateral consta, generalmente, de cuatro capas de metal y la protección adicional de una soldadura de estaño. Hoy día se hacen envases de aluminio sin engargolado lateral o en el fondo (por ejemplo en la cerveza "Tecate").

El bote de hojalata 48 está hecho de acero recubierto por una capa delgada de estaño o, en ocasiones, por una laca no metálica. Si bien el estaño no es completamente resistente a la corrosión, la velocidad con que reacciona con los alimentos es mucho menor que la del acero. El grosor de la capa de estaño está entre 8 y 32 millonésimos de centímetro, razón por la que no conviene comprar latas golpeadas pues se pueden haber formado pequeñas fracturas en la película interior exponiendo el acero al alimento y cambiando los sabores. También se emplean recubrimientos oleorresinosos, fenólicos, polibutadieno, etc., dependiendo del tipo de alimento.

Puede tenerse una idea de cuánto ha avanzado la tecnología de la conservación de alimentos al saber que las primeras latas, fabricadas en Inglaterra hacia 1830, no eran engargoladas y pesaban casi medio kilo ¡vacías! Las instrucciones para abrirlas decían: "Corte alrededor con un cincel y un martillo."

Obviamente los fabricantes de latas emplean diferentes tipos de acero y de recubrimientos de acuerdo con el tipo de alimento. El jugo de toronja, por ejemplo, es más corrosivo que unas botanas enlatadas o una crema de papa y una cerveza enlatada genera mayor presión interna que un jugo de durazno.

La lata no sólo debe resistir al manejo y almacenaje sino también los esfuerzos debidos al tratamiento térmico en

autoclave, 49 enlatado al vacío, y otros procesos. La resistencia de la lata depende del tipo de acero, grosor de la hoja, tamaño y forma de la lata (el lector habrá notado que las latas grandes tienen costillas horizontales para aumentar su rigidez).

Laminados

Los empaques flexibles, con muy raras excepciones, no son realmente herméticos; sin embargo proporcionan una barrera excelente contra los microorganismos y la suciedad, lo que para muchos alimentos es suficiente pues no todos requieren un envase hermético.

Los metales tienen propiedades muy diferentes en cuanto a permeabilidad al vapor de agua y al oxígeno, resistencia mecánica, etc., de aquí que se empleen laminados de hasta seis capas diferentes a fin de lograr la envoltura adecuada para cada producto específico. Un ejemplo es el empleado para las botanas:

1) Una película exterior de celofán en la que se imprimen marca, contenido, etc.,

2) una película de poliestireno que funciona como barrera contra la humedad y como adhesivo para la siguiente capa,

3) una hoja de papel para dar rigidez,

4) una película de caseína que sirve de adhesivo para la siguiente capa,

5) una película de aluminio, principal barrera para los gases,

6) finalmente, una capa interior de polietileno, que funciona como otra barrera para la humedad y que permite sellar el envase con calor.

Envases de vidrio

El vidrio es en la práctica químicamente inerte pero, con todo, no evita los problemas usuales de corrosión y reactividad pues éstos se presentan en las tapas metálicas. Las ventajas del vidrio se ven contrarrestadas por su


I. DE COMPRAS

peso y fragilidad pues se puede romper por presión interna, impacto, choque térmico, etcétera.

Hay varios tipos de recubrimientos que disminuyen la fragilidad del vidrio; generalmente están hechos con base de ceras y silicones que dan lisura al exterior del envase de vidrio; con esto los frascos y botellas resbalan fácilmente uno sobre otro en lugar de golpearse directamente durante el envasado. Además, el manejo de los envases provoca rasguños en la superficie exterior; los cuales se convierten en puntos débiles. El recubrimiento de las superficies externas después del templado del vidrio elimina esos rasguños protegiendo y mejorando la apariencia de los envases.

Envolturas de plástico

Los materiales más empleados en el empaque de alimentos son: celofán, acetato de celulosa, hidrocloruro de caucho (pliofilm), poliamida (nylon), resina poliéster (mylar; scotchpak, videne), cloruro de polivinilideno (saran, cryovac), cloruro de vinilo, etc., etc., etc. Éstos se presentan en gran variedad de formas que se pueden diversificar aún más modificando el método de fabricación (grado de polimerización, organización espacial de

polímeros, 50 uso de plastificantes, método de formación: moldeado, extrusión, etc.). Y, como en todo, cada uno de ellos presenta ventajas y desventajas.

Un ejemplo es el polietileno en película con orientación biaxial que favorece el encogimiento uniforme a unos 83°C. Este plástico es particularmente útil en el empaque de pollos y carnes congelados. Para ello se aplica el vacío y se cierra la bolsa con una grapa, después se pasa por un túnel a temperatura de 80°C o se sumerge en agua caliente. El encogimiento provoca un ajuste perfecto y elimina las bolsas de humedad que provocarían el "quemado" de la piel por congelamiento. Este plástico también se emplea para fijar verduras y frutas frágiles en una charolita de espuma de plástico y para envolver regalos de bodas, en cuyo caso se emplea el chorro caliente de una secadora de pelo para encogerlo.

Películas comestibles

A veces conviene proteger un alimento con un recubrimiento comestible. Tal es el caso de las salchichas, el chorizo, etcétera.

Las pasas que acompañan a los cereales industrializados los humedecerían, razón por la que se recubren con almidón. De manera semejante las nueces se cubren con derivados de monoglicéridos para protegerlas del oxígeno que las arrancia.

Hay sustancias alimenticias, como la amilosa, la zeína 51 y la caseína, que en solución se pueden moldear en forma de películas comestibles. Con ellas es posible hacer paquetitos con productos para horneado. Al agregar agua, la película se disuelve liberando los ingredientes.

Otro caso en que se emplean películas comestibles es el de los helados de nuez, pistache, etc. La grasa de estas semillas provoca arenosidad (cristaliza la lactosa) al absorber agua del helado y romper el equilibrio de la emulsión. Véase en el capítulo III, "Nieves y helados".

DE REFRESCOS Y CERVEZAS

Los refrescos

Los refrescos son, en general, bebidas endulzadas, saborizadas, aciduladas, coloreadas, carbonatadas y, a veces, conservadas mediante un aditivo químico.

El origen de los refrescos gaseosos se remonta a los antiguos griegos que apreciaban las aguas minerales por sus propiedades medicinales y refrescantes. En 1767, Joseph Priestley encontró una manera de carbonatar el agua por medios artificiales sin imaginar los capitales efectos de su descubrimiento. En su método obtenía el bióxido de carbono CO2 haciendo reaccionar una sal sódica (generalmente bicarbonato de sodio) con un ácido, razón por la

que aún se les llama "sodas" a los refrescos gaseosos.


I. DE COMPRAS

En 1860 ya había en Estados Unidos 123 fábricas de "sodas" de diferentes sabores: piña, cereza, naranja, manzana, fresa, zarzamora, pera, etc., etcétera.

Un saborizante artificial puede contener más de 24 compuestos químicos diferentes (extractos o sintéticos). Los sabores de cola son todavía más complejos y sus formulaciones son un secreto celosamente guardado. En ocasiones los fabricantes incluyen ingredientes que hacen más difícil el análisis químico por parte de los competidores. Los sabores de cola contienen cafeína, un estimulante suave.

Cuando se emplean extractos aceitosos de fruta se debe añadir un emulsificante a fin de impedir que los aceites se separen en la bebida.

Los colorantes más empleados en los refrescos son las anilinas 52 sintéticas, aprobadas por la Secretaría de Salud. Los colorantes naturales de la fruta no son tan estables ni tan intensos como los sintéticos, por lo que casi no se emplean, véase "El color en los alimentos" en el capítulo III.

El C02 en solución da carácter ácido a la bebida pero, en ocasiones, se añaden otros ácidos: fosfórico, cítrico, tartárico y málico. Excepto el primero (empleado en los refrescos de cola) todos los demás son ácidos presentes en las frutas. El ácido mejora el sabor y ayuda a preservar al refresco del ataque microbiano. Para tal efecto se añade también un conservador (comúnmente benzoato de sodio) al 0.04% aproximadamente.

Generalmente el CO2 se disuelve en la bebida en la proporción de 1.5 a 4 volúmenes de gas (a condiciones

estándar de temperatura y presión) por cada volumen de líquido. Puesto que la solubilidad del gas disminuye al aumentar la temperatura, las botellas de los refrescos a veces llegan a estallar. La agitación y los golpes también afectan a la solubilidad del CO2 con las mismas explosivas consecuencias.

Hay una observación interesante al destapar un refresco gaseoso. Al destaparlo comienza a burbujear pues disminuye la presión sobre el líquido y se rompe el equilibrio que mantenía al gas disuelto. Sin embargo al poco rato de destapado se suspende el burbujeo... hasta que se vierte el refresco a un vaso. Lo anterior es debido a que el líquido en la botella desprende CO2 que se acumula en el cuello de la botella, el cual nuevamente equilibra la

presión de vapor del gas de la solución. Cuando se pone en un vaso se produce el burbujeo porque no hay suficiente CO2 en el ambiente como para neutralizar la tendencia a separarse de la solución y, además, porque el

vaso está a mayor temperatura que el refresco con lo que disminuye la solubilidad del gas.

Hay ocasiones en que al destapar un refresco muy frío éste se congela dentro del envase. Este caso lo trataremos en el capítulo III donde hablamos de 'La Coca- Cola y la termodinámica'.

Terminemos estas observaciones con la siguiente: el bebedor de un refresco gasificado (o mejor de cerveza) notará que las burbujas aumentan de tamaño al irse acercando a la superficie; confirmará así que el volumen de un gas aumenta al disminuir la presión que soporta.

¡La cerveza!

Como es universalmente sabido, cualquier solución de azúcares puede ser atacada por microorganismos y, con cierto cuidado, llevar a una bebida ligeramente alcohólica: la cerveza. El hombre hizo este feliz descubrimiento siempre que cultivó granos, si bien no todas las cervezas se obtienen de granos. Existen evidencias arqueológicas

de que la fabricación de cerveza 53 era ya un arte formal hace 6 000 años en el valle del Nilo. Según la leyenda, Osiris, el dios egipcio de la agricultura, enseñó a los hombres a fabricar cerveza. Los pueblos de Oriente, sin necesidad de esta intervención, aprendieron a fabricarla a partir del arroz. El Nuevo Mundo no podía permanecer ajeno a este frenesí cervecero; en 1502 Colón fue agasajado con "una especie de vino hecho de maíz, parecido a la cerveza inglesa".

Prácticamente cualquier material que contenga almidón puede hacerse fermentar con levadura. Los orígenes y la química de la fabricación de la cerveza están muy relacionados con la fabricación del pan.

La universalidad de la cerveza se nota en su difusión y variedad. Las hay obtenidas de diferentes fuentes: el bousa africano del mijo; el khadi africano de miel y bayas, el kviass ruso del centeno; el samshu chino, el suk


I. DE COMPRAS

coreano y el sake japonés del arroz y el pulque mexicano del maguey.

La cerveza —obtenida de malta de cebada y sazonada con las esencias amargas de la flor femenina del lúpulo 54

— ha sido una bebida popular desde la antigüedad en el norte de Europa. En los monasterios medievales empleaban los símbolos XX y XXX para certificar la calidad de la cerveza, la cual fue uno de los primeros satisfactores en ser industrializado (y gravado con impuestos). En el siglo XVII ya eran famosos los centros cerveceros de Oxford, Burton-on-Trent y Munich. Con el tiempo aumentó la producción de cerveza y su consumo como alimento y fuente de frescura y solaz.

Si bien la fabricación de cerveza siempre ha sido apreciada desde el punto de vista estético, la comprensión de todo lo que este arte realmente implica es relativamente reciente. Hoy día la bioquímica y la microbiología nos permiten atisbar que el maestro cervecero ha estado manejando, por ensayo y error, los más sutiles procesos de la vida. Luis Pasteur descubrió que la levadura produce la anhelada fermentación a alcohol; sin embargo, también hay bacterias que producen ácido láctico, ácido acético y otros productos finales indeseados. Este descubrimiento dio fundamento al estudio científico de la fabricación de cerveza y originó la bioquímica y la microbiología. Esta última ha sido útil para determinar qué microorganismos son propicios a la biotecnología de la cerveza y en qué condiciones se pueden reproducir.

La cebada fue uno de los cereales más importantes en las antiguas civilizaciones aunque posteriormente la desplazó el trigo en el horneado del pan. La semilla de la cebada tiene una gran masa de tejido que constituye las reservas alimenticias para la germinación del embrión. Estas reservas son, principalmente, polisacáridos, es decir, moléculas hechas de unidades de azúcares como glucosa y maltosa.

La germinación (¿clara u oscura?)

Si se añade levadura a una suspensión de granos de cebada en agua no ocurre fermentación. La levadura no puede convertir los polisacáridos directamente en alcohol y bióxido de carbono. Sólo actúa en los azúcares

simples obtenidos por la ruptura de los polisacáridos en medio acuoso (hidrólisis).55 Si bien lo anterior se puede lograr con un ácido débil, el maestro cervecero, en su genial intuición, emplea un procedimiento mucho más sutil. En la germinación se producen dentro del grano unas enzimas que rompen los polisacáridos en sus componentes. Las más importantes son las amilasas. Las proteínas contenidas en el grano también se rompen en sus componentes: péptidos y aminoácidos. Las fábricas de cerveza de luenga y añeja tradición emplean este elegante y prefabricado sistema enzimático de la Madre Natura para fermentar la cebada.

De aquí que el primer paso para fabricar cerveza sea producir la malta. 56 Para ello se empapa el grano y después se coloca en tambores giratorios con un cariñoso cuidado de temperatura, humedad y ventilación para lograr una germinación uniforme en cosa de 60 horas. Alcanzada que fue, un suave calentamiento detiene la germinación sin dañar las enzimas. Un calentamiento excesivo produce un grano más oscuro, empleado para elaborar la cerveza oscura. De hecho, en este paso no se intenta hidrolizar los polisacáridos del grano sino permitir la elaboración de las enzimas necesarias.

La maceración (¿ligera o de andamio?)

La fabricación de cerveza, en rigor comienza con el macerado o machacado de la malta en agua caliente a fin de facilitar el rompimiento de los polisacáridos, véase el capítulo II "Cortar y picar o superficie de contacto". Puesto que la capacidad enzimática supera al contenido de almidón de la cebada, se añaden otras sustancias con almidón, por ejemplo maíz y arroz, a fin de aprovechar el exceso de enzimas; este añadido no contribuye mucho al gusto y aroma de la cerveza pero sí a la producción de alcohol. Las enzimas comienzan a romper los polisacáridos y a producir péptidos, azúcares, aminoácidos, etc., los cuales se disuelven en el agua dando lugar al

"mosto", 57 el caldo que fermentará más tarde.

Los artífices cerveceros, en momentos de divina inspiración, descubrieron empíricamente la importancia de la temperatura en el tipo y calidad de la cerveza. Como veremos a continuación es una de las variables más importantes.


I. DE COMPRAS

Para fabricar la vivificante bebida generalmente se comienza mezclando la malta con agua a 40°C y se deja en reposo 30 minutos. En otro recipiente se prepara una infusión del cereal machacado con agua y se lleva a una temperatura cercana a la de ebullición. Cuando el cereal alcanza una textura gelatinosa (la cual favorece la extracción de almidón y proteínas y la acción enzimática), se añade a la malta obteniéndose una mezcla que se calienta por etapas hasta alcanzar 77°C. Después de mantener la mezcla por media hora a esta temperatura se eleva a 80°C a fin de destruir las enzimas, con lo cual se controla el grado de fermentación.

Actualmente podemos entender la importancia de la temperatura durante el macerado. En el intervalo de reposo de la malta a 40°C las enzimas que descomponen a las proteínas tienen sus condiciones ideales para la producción de péptidos y aminoácidos. Si bien éstos no contribuyen directamente a la producción de alcohol son alimento para los microorganismos que constituyen la levadura y dan a la cerveza su "cuerpo" y espuma.

Cuando la pasta de las dos mezclas (de malta y de grano) se calienta por etapas, se logra que las amilasas (enzimas que descomponen al almidón) entren en acción. El almidón, como se sabe, no es un polisacárido simple, está constituido por una mezcla de dos polímeros de la glucosa: amilosa (hecha de cadenas rectas de glucosa) y amilopectina (hecha de cadenas ramificadas). Hay además dos tipos de amilasas: la α —amilasa y la β—amilasa; esta última descompone a la amilasa de cadenas rectas produciendo una maltosa disacárida (formada por dos unidades de glucosa). Teóricamente esta descomposición puede producirse totalmente, pero está limitada en la práctica por la presencia de los productos de la reacción. Por otro lado, la β—amilasa no puede descomponer a la molécula ramificada de amilopectina pues su acción se detiene en los puntos donde la cadena se ramifica. La α-amilasa suple esta limitación: ataca a los puntos de ramificación produciendo cadenas rectas que son, a su vez, descompuestas por la β—amilasa. La enzima prefiere temperaturas de 60°C mientras que la de 65°C a 77°C. Así que el calentamiento por etapas permite controlar la acción de las enzimas α y β y, por lo mismo, la cantidad de productos obtenidos.

La temperatura alta favorece la producción de dextrinas (unidades parcialmente ramificadas) que influyen en la espuma y el "cuerpo" de la deliciosa bebida, pero disminuye la producción de azúcares fermentables (y en consecuencia de alcohol); en otras palabras, la temperatura alta da lugar a una cerveza "ligera". La temperatura baja, por el contrario, produce cervezas "fuertes".

A continuación se cuela la mezcla a fin de obtener un caldo transparente; en este paso el mismo hollejo del grano sirve como filtro. El mosto claro se hace hervir durante 30 a 60 minutos para destruir cualquier enzima remanente, esterilizarlo y concentrarlo un poco. Se añade, a intervalos regulares (en cantidades que dependen del

tipo de cerveza), la flor seca del lúpulo. 58 Como mencionaremos más adelante, el lúpulo tiene una función preservativa y, seguramente, con tal intención se comenzó a añadir. Con todo, el lúpulo da un sabor característico inevitablemente asociado a la cerveza. La cerveza inglesa es más amarga y aromática que la alemana por llevar más lúpulo.

La ebullición del caldo claro con el lúpulo le extrae muchas sustancias: humulona, 59 cohumulona,

adhumulona, lupulona, 60 taninos, 61 etc. Las tres primeras contribuyen al sabor y aroma de la cerveza; los taninos, aunque no influyen en el sabor; son muy importantes pues se combinan con las proteínas del mosto formando sedimentos que de otra manera enturbiarían la cerveza del feliz bebedor. El lúpulo contiene también sustancias antisépticas que evitan el ataque microbiano.

Después de la ebullición se eliminan los restos del lúpulo y se enfría a 10°C con lo cual se producen más depósitos de taninos—proteínas eliminados posteriormente por filtración.

La fermentación

(Lager, Bohemia, Corona, Victoria, Superior, etc.)

Hay dos tipos principales de fermentación denominadas superior e inferior por el lugar donde termina

depositándose la levadura.62 Las cervezas inglesas (ale, porter, stout, contienen aproximadamente 11% de alcohol en volumen) emplean la superior y las alemanas, menos fuertes, más carbonatadas, más claras, menos


I. DE COMPRAS

aromáticas y con menor contenido alcohólico (como las típicas de Munich, Pilsen, Dortmund, con 3.5% de alcohol) la inferior. Cada tipo de fermentación influye en el sabor; aroma, color; cantidad de gas carbónico, de alcohol, etcétera.

Se necesitan casi 4 g de levadura por litro de cerveza, independientemente del tipo de fermentación. Ésta dura de seis a nueve días, en los cuales los microorganismos no sólo se multiplican casi tres veces sino que tienen tiempo, además, de transformar los azúcares del mosto a alcohol y bióxido de carbono; éste se recoge para, posteriormente, añadirlo a la divina bebida.

Son más de doce las reacciones enzimáticas que producen la fermentación de los azúcares a alcohol, todas

exotérmicas, 63 por lo que el tanque debe refrigerarse para mantener la temperatura óptima de 12°C para las

cervezas lager 64 alemanas y de 18°C para las ales inglesas. Anteriormente el enfriamiento se lograba en cuevas o sótanos. Básicamente la fermentación sigue el esquema siguiente:

C6 H12 O6 + levadura è 2C2 H5 OH + 2CO2

Glucosa alcohol bióxido de carbono

La fermentación requiere unos 9 días, produce un contenido alcohólico en el mosto de un 4.6% en volumen, baja el pH a 4.0 aproximadamente y produce CO2.

La maduración

( la burbujeante frescura)

Al final de la fermentación la levadura se separa para volverla a emplear. 65 Después de haber filtrado la mayor parte de la levadura y sustancias en suspensión, se almacena a cerca de 0°C por periodos que van de semanas a meses a fin de mejorar sabor y aroma. En la maduración ocurre una gran cantidad de reacciones químicas que permanecen sin explicación, tal vez se producen pequeñas cantidades de alcoholes y ésteres no identificados, o de otros compuestos. Durante el almacenamiento se añade CO2 para dar "la burbujeante frescura"

y eliminar el oxígeno disuelto que acortaría la vida de la cerveza; en este paso se logran asentar más partículas del complejo taninos— proteínas.

Después de la maduración se filtra con tierras diatomáceas para eliminar los restos de levadura y las sustancias en suspensión. Se inyecta entonces más bióxido de carbono. Cuando el producto está embotellado o enlatado se pasteuriza a 60°C por 15 minutos para matar a los malditos microorganismos que alterarían la calidad de la inefable bebida. Es de toda justicia mencionar que la pasteurización NO fue desarrollada por el humanitario sabio francés para el tratamiento de la leche sino del vino y la cerveza allá por 1862. Esto no la esteriliza pero sí prolonga su vida. La llamada cerveza de barril no se pasteuriza por lo cual debe mantenerse refrigerada. Debido a lo anterior tiene un sabor diferente; según algunos superior al de la cerveza embotellada o enlatada. Hoy día llegan a llenarse cosa de 300 botellas por minuto con las nuevas unidades embotelladoras. Puesto que la luz ultravioleta de la radiación solar produce reacciones fotoquímicas que dan lugar a ácido sulfhídrico y mercaptanos (véase en el capítulo III, "Ajos y cebollas") suelen emplearse botellas color ámbar.

Hace poco tiempo se desarrolló una técnica de pasteurización en frío a fin de no alterar el sabor de la tonificante bebida. Emplea unos filtros constituidos por membranas microporosas, capaces de retener la mayoría de las bacterias y microorganismos, conservando prácticamente intacto el sabor de la cerveza por lo que se anuncia como "cerveza de barril embotellada".

La turbidez


I. DE COMPRAS

( la dorada transparencia)

Uno de los principales problemas que hay para los fabricantes de cerveza resulta del hábito de beberla en vasos transparentes. Durante siglos su calidad se basaba en el sabor y el aroma pues no era costumbre beberla en vaso de vidrio sino en tarros de cerámica, madera, cobre, etc. Además, la cerveza se somete a condiciones muy diversas de transporte, temperatura, luz, etc., debiendo conservar su "dorada transparencia" a la hora de verterla al vaso. Las propiedaes alimenticias de la cerveza lo son también para los microorganismos que pueden sobrevivir a la pasteurización y a los antisépticos añadidos. Por fortuna, la acidez y el alcohol de la cerveza son inhibidores de los microorganismos patógenos.

Los sedimentos más difíciles de controlar son los complejos tanino—proteínas. La velocidad de la reacción es muy lenta, así que la precipitación continúa durante el almacenaje ante la impotencia de científicos y parroquianos. El sublime grado de perfeccionamiento que lograron los antiguos fabricantes de cerveza puede notarse en que, terminando el siglo XX, el progreso científico ha mejorado las técnicas de fabricación pero no ha creado nuevos tipos de cerveza. Con todo, no hay duda de que 6 000 años de arte cervecero ya han comenzado a recibir beneficios de la todavía titubeante ciencia cervecera.

ALGUNOS ALIMENTOS INDUSTRIALIZADOS

Margarina

La margarina 66 es una substancia grasa de consistencia blanda obtenida artificialmente a partir del sebo fresco de buey por refrigeración lenta, procedimiento inventado en 1870 por Hipólito Mège-Mouriez. En ocasiones se le añaden aceites como el de sésamo, para ablandarla, además de leche, sales, emulsificantes, saborizantes y colorantes.

Mège-Mouriez hizo un estudio extenso acerca del contenido de grasa de la leche y concluyó que podría obtener mantequilla artificial mezclando grasa con leche, agua y otras sustancias. Mantuvo sebo de buey en agua a 45°C

durante varias horas con pepsina 67 obtenida del estómago de un cerdo o una vaca; al final de la digestión se separaba la grasa del tejido en forma de nata. Se enfriaba y prensaba para separar la porción blanda la cual, a su

vez, se mezclaba con una pequeña cantidad de sal y algo de caseína. 68 El material obtenido se enfriaba y llegaba a tener la consistencia de la mantequilla. Este difícil procedimiento partía de varias ideas erróneas, una de ellas era la digestión peptídica, que poco después fue abandonada.

Con todo, la experiencia de Mège sirvió de base para el procedimiento más sencillo generalizado a fines del siglo pasado: agitación de la grasa fundida con leche y sal, solidificación con agua fría y amasado mecánico hasta lograr la consistencia plástica.

En los primeros años de este siglo se comenzó a emplear la yema de huevo como emulsificante (véase "Soluciones, suspensiones..., en el capítulo III) la cual fue reemplazada por la lecitina vegetal.

Antes de 1910 se usaban mucho el sebo de buey y la manteca de cerdo pero no tardaron en ser sustituidos por grasas vegetales como coco, palma, cacahuate y aceites de girasol, soya, maíz, etc. Sin embargo las grasas vegetales son, en general, más suaves que las animales por lo que requieren un endurecimiento logrado por la hidrogenación (véase "Las grasas", capítulo I).

Los ácidos grasos de cadena corta producen grasas más blandas con puntos de fusión más bajos que las que dan los ácidos grasos de cadena larga.

Los ácidos grasos pueden tener puntos de insaturación dentro de sus moléculas, esto es, faltan átomos de hidrógeno en dichos puntos, los cuales sirven como enlaces dobles en las fórmulas de los ácidos grasos. Los siguientes ácidos grasos tienen 18 átomos de carbono, pero tienen diferente grado de insaturación:

HOOC — (CH2)16 CH3


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ácido esteárico

HOOC — (CH2)7 CH = CH (CH2)7 CH3

ácido oleico

HOOC — (CH2)7 CH = CH CH2 CH = CH (CH2)4 CH3

ácido linoleico

El primer ácido no tiene insaturación, al segundo le faltan dos átomos de hidrógeno y al tercero cuatro átomos de hidrógeno. Cuanto mayor es el grado de insaturación de una grasa más blanda será la grasa y más bajo su punto de fusión. Los puntos de insaturación son susceptibles de ataque por el oxígeno, lo que hace que la grasa se arrancie. Es claro que los aceites son grasas líquidas a temperatura ambiente.

Por medios químicos puede añadirse hidrógeno a un aceite, saturar sus ácidos grasos, y así convertirlo en una grasa de mayor temperatura de fusión.

La margarina a base de grasa animal sigue siendo común en Europa. En Estados Unidos se hace a partir de aceites hidrogenados y desodorizados de vegetales y pescado.

Harinas

Los almidones importantes en los alimentos son principalmente de origen vegetal. Aunque no se disuelven fácilmente en agua fría se pueden dispersar en agua caliente formando geles, es decir, líquidos dispersos en sólidos. Los almidones están presentes en semillas como arroz, trigo, etc. y en tubérculos como papa, jícama, rábano, etcétera.

Cuando se calientan los gránulos de almidón en agua se gelatinizan aumentando la viscosidad de la suspensión y formando una pasta. De aquí que se empleen harinas para espesar salsas y caldos.

Los almidones se descomponen por la enzima amilasa presente en la saliva, produciendo azúcares. Si se mastica un pedazo de pan blanco durante un buen tiempo sabrá dulce como resultado de la descomposición en azúcares del almidón.

La más importante de las proteínas de la harina de trigo es el gluten. 69 Cuando se moja da lugar a una masa elástica que puede formar hojas o películas y retener el gas producido en el horneado. Si se le expone al calor el gluten coagula formando una estructura semirrígida y esponjosa.

El gluten de la harina de trigo se combina con el almidón que con el agua se gelatiniza, así que ambos intervienen en la textura final del pan horneado. Veremos más detalles acerca del horneado, en el capítulo III ("Pasteles") donde se trata sobre la función del "Royal" y de la levadura.

Pastas

Si bien al pensar en las pastas uno suele pensar en Italia: spaghetti, lasagna, ravioli, tortellini, vermicelli, farfalloni, dita lisci, fusilli, ricciolini, lancette, macarroni, capelli d'angeli, etc., debemos reconocer que son un invento chino. Marco Polo, al regresar de sus viajes, llevó a Italia la pasta y algunas de sus recetas. Como puede imaginarse, uno de los principales problemas de ese tiempo, y de siempre, era el almacenamiento de los alimentos. Lo anterior explica parte del éxito de la pasta: si se conservaba seca, podía mantenerse durante meses sin perder calidad ni buen aspecto.

La aceptación italiana por la pasta la muestra Boccaccio quien, con su fina sensibilidad de poeta, ya había descrito en el Decamerón, en 1353, lo siguiente:


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En una región llamada Bengodi acompañan el vino con salsas... sirven una montaña de queso parmesano rallado, los hombres trabajan todo el día para hacer spaghetti y ravioli; los cuecen en salsa de pollo y los enrollan, quien más arrebata más come...

El componente clave de las pastas es el gluten, el cual impide que se disuelva la pasta al ponerla en agua caliente, pues evita que se bata, como veremos en el capítulo III en la sección. "La termodinámica y el espagueti".

La pasta es un alimento con base de almidón hecho de semolina, 70 producto granular obtenido del

endosperma 71 de un trigo llamado durum que contiene gran proporción de gluten. Se moldea en cintas, tubos, hilos, y muchas otras formas a fin de lograr propiedades como la retención de calor; la absorción de agua, de salsas, etcétera.

En el proceso comercial la semolina se mezcla con agua tibia, se amasa y extruye a través de placas perforadas para dar la forma deseada. Posteriormente la masa pasa a un moldeado y secado especial que le da la forma final. Las pastas pueden ser coloreadas con yema de huevo, jugos de espinaca, betabel, etc., a fin de hacerlas más atractivas al comensal.

El secado es la etapa mas crítica en la producción de pastas. La finalidad del secado es que la pasta endurezca lo suficiente para mantener su forma y pueda almacenarse sin deterioro. Los resultados de una velocidad de secado inadecuada son la formación de grietas (secado rápido); o de moho, pegado de la pasta y deformación (secado lento). Las pastas secas pueden mantenerse en buen estado de tres a seis meses.

Salchichas

Las salchichas 72 constituyen una de las formas más antiguas de carne procesada. No se conoce ni el lugar ni la época en que se desarrollaron pero ya Homero en la Odisea hace mención a la salchicha como uno de los alimentos favoritos de los griegos.

Los romanos las acostumbraban en sus bacanales, saturnales, festines, convites, banquetes y demás reunioncillas modestas y mesuradas.

Epicuro, como buen epicureísta, conocía varios tipos de salchicha: con cerdo y especias, curadas con vino, ahumadas, con almendras, etcétera.

Durante la Edad Media adquirieron fama las salchichas de Frankfurt, Bolonia, Gothenburg, etc., que conservan aún los nombres de sus lugares de origen. Y, en Estados Unidos, las salchichas forman parte de la cultura nacional en su forma de hot dog.

La carne molida necesaria para la fabricación de las salchichas se mezcla con sal, especias, 73 sales de

curado, 74 grasa y hielo para lograr una emulsión. Ésta contiene partículas finas de grasa recubiertas con proteínas disueltas de la carne. Al calentarla durante el ahumado, la proteína coagula y atrapa las partículas de grasa.

Algunas salchichas se mantienen en refrigeración durante largo tiempo para lograr una fermentación semejante a la del queso o la cerveza. Lograda que fue se ahúman y secan.

Las composiciones de las salchichas varían notablemente; pueden emplearse: res, cerdo, carnero, pescado, tortuga, cabra, ballena, burro, camello, etc., y mezclas de leche, cereal, papas y harina de soya.

El chorizo 75 es, en principio, una salchicha con componentes poco usados en las convencionales: ajo, orégano, pimentón, etcétera.

Aunque en el pasado se usaron exclusivamente tripas de animales para envolver las salchichas, actualmente


I. DE COMPRAS

predominan los materiales celulósicos y de colágeno. Generalmente estas envolturas están tratadas químicamente con el fin de proteger el relleno de carne.


Nota

[Nota 1]

1 Los músculos del cuerpo humano están formados por casi 75% de agua. El mismo porcentaje hay en el cerebro; independientemente de la profesión de su poseedor.

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/093/htm/mct_1.htm07/02/2005 20:07:30

Nota

[Nota 2]

2 En el siglo pasado se les dio este nombre por pensar que contenían hidrógeno y oxígeno en forma de agua, de aquí el nombre de "hidratos de carbono" o "carbohidratos.


Nota

[Nota 3]

3 Del griego gleúkos mosto, vino dulce.


Nota

[Nota 4]

4 Por razones obvias, está formada a partir de dos moléculas de azúcares o sacáridos.


Nota

[Nota 5]

5 Del griego ámylon "la harina más fina", "no-molida en un molino"; llevar la harina al molino es arriesgar a que la cambie el molinero.


Nota

[Nota 6]

6 Del griego dextr— "a la derecha". Son polisacáridos capaces de girar la luz polarizada en sentido de las manecillas del reloj.


Nota

[Nota 7]

7 Las celulosas constituyen en gran medida las paredes de las células vegetales.


Nota

[Nota 8]

8 Del griego pektos "fijo", "coagulado". Presentes en las frutas y plantas suculentas, dan consistencia a las jaleas.


Nota

[Nota 9]

9 Del latín dis gerere "llevar aparte", "separar", "distribuir".


Nota

[Nota 10]

10 En el siglo XVIII los científicos encontraron que algunas substancias como la sangre y la clara de huevo se solidificaban al calentarlas; tal comportamiento anómalo aumentaba al bajar la temperatura pues no volvían a su estado líquido original. Pensaron que en estos materiales se hallaba la sustancia básica de la vida y la llamaron "proteína" e.d. "de primera importancia".


Nota

[Nota 11]

11 Originalmente era llamada "hematoglobulina". Del griego haimato "sangre", y del latín globulus "pequeño globo". Véase "glúteos", nota 69 del capítulo I. La masa molecular de la hemoglobina es cercana a 66 000 y hay más de 100 variedades en el hombre.


Nota

[Nota 12]

12 Del árabe al kohol polvo para oscurecer los párpados. No parece haber relación entre el alcohol árabe y el nuestro, consuelo de todos los males. Sin embargo, los árabes calentaban el polvo negro (sulfuro de antimonio) para purificarlo por sublimación (con posterior enfriamiento). El espíritu del vino (alcohol) se obtenía por calentamiento (con posterior enfriamiento).


Nota

[Nota 13]

13 Del griego colla genus "pegamento" y "producir". ¡El colágeno produce cola!


Nota

[Nota 14]

14 Del latín gelare "enfriado". Se obtiene al enfriar la solución en la que se ha disuelto el colágeno.


Nota

[Nota 15]

15 Al parecer del inglés shellfish "marisco", "crustáceo.


Nota

[Nota ]

Del árabe çichbech "comida ácida".


Nota

[Nota 17]

17 El nombre antiguo de mercaptano proviene del latín mercurium captans "que captura mercurio". Estas sustancias, hoy día llamadas "tioles", forman sales cristalinas de mercurio muy características. Los químicos prefieren denominar las substancias por su constitución y no por sus propiedades. "Tiol" indica, por convención, "formado por azufre que sustituye a oxígeno y por un -OH". Se añaden mercaptanos al gas doméstico para saber si hay fugas. El olfato normal distingue una partícula de mercaptano entre 460 millones de partículas de aire.


Nota

[Nota 18]

18 Del griego skat "excremento". A no ser que esté muy diluido, como en el jazmín o la gardenia, el olor es sumamente desagradable. Se encuentra en las heces.


Nota

[Nota 19]

19 Omitimos el significado del nombre por razones obvias.


Nota

[Nota 20]

20 Del griego glykys" "dulce". El principal componente de muchas costosas cremas llamadas "de belleza".


Nota

[Nota 21]

21 Del griego stear "grasa".


Nota

[Nota 22]

22 Recientemente comenzó a anunciarse un aceite comercial como "altamente polinsaturado". El publicista quiere decir con esto que el aceite se digiere fácilmente.


Nota

[Nota 23]

23 Del latín citrus "cidro, limonero".


Nota

[Nota 24]

24 Del latín malum "manzana".


Nota

[Nota 25]

25 Del latín Tartarus "región infernal, "abismo". Se deposita en forma de pequeños cristales en los barriles de vino.


Nota

[Nota 26]

26 Del griego pepsin "digerir".


Nota

[Nota 27]

27 Del griego syn+ergos "juntos" + "energía, trabajo", "cooperación".


Nota

[Nota 28]

28 Carboximetil celulosa sódica.


Nota

[Nota 29]

29 Glicolato de celulosa y sodio.


Nota

[Nota 30]

30 "Dañino" es un concepto complejo: depende de cantidades, hábitos alimenticios y de salud, de predisposición, etc.


Nota

[Nota 31]

31 Se creía que en ellos se encontraba la "quintaesencia" de las plantas.


Nota

[Nota 32]

32 Son hidrocarburos isómeros con fórmula C10 H16 como limoneno y pineno. El término proviene del griego

terpentin, "trementina", "aguarrás".


Nota

[Nota 33]

33 Del latín sesqui "una y media veces". Obviamente los sesquiterpenos tienen la fórmula (C15 H24).


Nota

[Nota 34]

34 Del griego lyo, lyein "disolver, perder", y del griego —philic "afín a".


Nota

[Nota 35]

35 Al nivel del mar a presión atmosférica es 760 torr.


Nota

[Nota 36]

36 Del francés purée purificado; pasar legumbres por un colador.


Nota

[Nota 37]

37 Del griego "acción de empujar".


Nota

[Nota 38]

38 Del árabe almíbar "el jarabe".


Nota

[Nota 39]

39 Del latín melit "miel" "melon" y " manzana".


Nota

[Nota 40]

40 Del latín siccina "cosa seca".


Nota

[Nota 41]

41 Del griego kreo, soler "preservar la carne". Se emplea como expectorante y para conservar la madera.


Nota

[Nota 42]

42 También conocido como aldehído fórmico es base de fabricación de muchos plásticos laminados como la "Formica".


Nota

[Nota 43]

43 Del griego phainein "manifestar". Es un alcohol sólido cristalino fácilmente "manifestable" por cambiar de color al aire. Se emplea en la fabricación de la aspirina.


Nota

[Nota 44]

44 Del griego pyr- "fuego" y del latín lignosus "leñoso".


Nota

[Nota 45]

45 Se atribuye al dios griego Hermes el haber inventado una manera de evitar que pasara aire en los recipientes.


Nota

[Nota 46]

46 Del latín in ars "sin arte", "sin capacidad". Del mismo origen: inercia, artefacto, artesanía.


Nota

[Nota 47]

47 El término gárgola es de origen onomatopéyico y es el nombre que se dio a los vertederos de agua de lluvia de las catedrales góticas.


Nota

[Nota 48]

48 El sentido original de latta en latín vulgar era "vara", "tira de madera" luego, probablemente pasó a "tira de metal".


Nota

[Nota 49]

49 Autoclave: véase "Olla de presión" en el capítulo II.


Nota

[Nota 50]

50 Del griego poly meros "muchas partes", compuesto formado esencialmente por unidades estructurales que se repiten.


Nota

[Nota 51]

51 Del griego zea "trigo".


Nota

[Nota 52]

52 Del griego anilin "índigo", "azul oscuro".


Nota

[Nota 53]

53 E1 término, al parecer, se origina del antiguo irlandés cuirm, posiblemente del latín cremor caldo espeso; o con el sentido de "bebida color de ciervo" del latín cervus: ciervo.


Nota

[Nota 54]

54 Lúpulo: "pequeño lobo", quizás por la creencia de que la planta trepadora devastaba como un lobo.


Nota

[Nota 55]

55 Como habrá concluido el lector hidrólisis significa "ruptura por el agua".


Nota

[Nota 56]

56 La malta es el germinado de cebada; el término viene del inglés antiguo mealt (hoy día melt): ablandar, fundir, semilla ablandada. A su vez mealt viene del latín molle: suave. Y aquí hay una reveladora conexión entre la cerveza y la música: bemol: b mollis en la notación musical de la Edad Media se empleba una "b" cuadrada para la nota Si natural, y una "b" redonda (suave) para la nota Si bemol.


Nota

[Nota 57]

57 Del latín mustus: joven, fresco. De meug—, mojado.


Nota

[Nota 58]

58 Antes del siglo XVII era común emplear diferentes hierbas además del lúpulo: hierbabuena, menta, tomillo, betónica, ajenjo, etcétera.


Nota

[Nota 59]

59 Del latín humulus "lúpulo". Es el ácido a —lupulínico, C21 H30 O5.


Nota

[Nota 60]

60 Es el ácido β —lupulínico, C26 H38 O4.


Nota

[Nota 61]

61 Del francés tannin "curtiente".


Nota

[Nota 62]

62 La fermentación inferior emplea cepas de Saccharomyce carlsbergensis o Sacharomyces cerevisiae. La fermentación superior, igual que la fabricación de pan, emplea sólo esta última.


Nota

[Nota 63]

63 Del griego exo thermos "calor hacia afuera", dícese de las reacciones químicas que liberan calor.


Nota

[Nota 64]

64 Del alemán lagern: almacenar.


Nota

[Nota 65]

65 En las cervecerías los cultivos se renuevan cada 10 meses, aproximadamente, pues se contaminan con otros microorganismos.


Nota

[Nota 66]

66 Del griego margarin "perla". Los glóbulos de grasa se ven como pequeñas perlas con un microscopio.


Nota

[Nota 67]

67 Del griego pepsis "digestión". Es el principal ingrediente activo del jugo gástrico. Industrialmente se emplea para digerir la gelatina de las películas fotográficas y recuperar la plata.


Nota

[Nota 68]

68 Del latín caesus, "queso", es una de las fodfoproteínas que constituyen la leche.


Nota

[Nota 69]

69 Del latín gluten" pegamento", "engrudo". El término se origina del indoeuropeo glue— "masa", "bola". De la misma familia: aglomerar; aglutinar, club, glúteo; y, quizás, globo.


Nota

[Nota 70]

70 Del latín semola "cáscara del grano", "salvado", trigo a medio moler. La semolina se obtiene del trigo durum ámbar.


Nota

[Nota 71]

71 Del griego endo sperme "dentro de la semilla", es el tejido que rodea al embrión de una semilla.


Nota

[Nota 72]

72 Del italiano salciccia "carne salada"; recordemos que salar es una forma de conservar.


Nota

[Nota 73]

73 Es secreto de cada fabricante cuáles emplea, pero entre ellas se hallan: pimienta, clavo, nuez moscada, cilantro, salvia, canela, albahaca, etcétera.


Nota

[Nota 74]

74 Suelen emplearse nitrato de sodio o potasio y nitrito de sodio.


Nota

[Nota 75]

75 Al parecer del portugués souriço "embutido".




EN ESTE capítulo veremos algunas de las operaciones imprescindibles para la elaboración doméstica de los alimentos y su relación con algunas variables fisicoquímicas. Así trataremos la influencia del tamaño de los trozos de zanahoria en la preparación de las sopas, el encendido de los cerillos y su composición, el funcionamiento del horno, etcétera.

CORTAR Y PICAR O SUPERFICIE DE CONTACTO

Un procedimiento muy común al preparar los alimentos es el trozado de los mismos. Sea que se vayan a cocinar zanahorias, filetes, etc., es casi inevitable cortarlos.

En general la velocidad de una reacción aumenta cuando aumenta la superficie de contacto (o superficie activa) entre ambos reactantes. Lo anterior explica que sea "más violenta" la reacción de la "Sal de uvas Picot" que la del "AlkaSeltzer".

La traducción del párrafo previo, en términos culinarios, es: se cuecen más rápidamente los alimentos cortados en trozos pequeños.

Es notable cómo aumenta la superficie activa de una zanahoria cuando se corta sucesivamente. Si consideramos un cubo de arista x su volumen es x3 y su área total es 6x2. Al partir en mitades al cubo el volumen total es el mismo pero el área total es 6x2 + 2x2 por las dos nuevas caras obtenidas. Si se parte el cubo original en 8 cubos iguales el área total será 8(6(x/2)2) = 12x2 si cada uno de estos cubitos se vuelve a partir en 8 tendremos un área total de 8(8(8(6(x/4)2))) = 24x2. Así cada vez que se parte en dos la arista de un cubito el área total se duplica.

En otras palabras, mientras más molido esté el café más cargado queda, aunque sea el mismo número de

cucharadas. Los químicos conocen como lixiviación 1 al proceso de extracción por disolventes, esto es, a la preparación de café express, como veremos en el capítulo IV.

Análogamente para obtener un color intenso al preparar la sopa de betabel conviene cortarlo en trozos muy pequeños.

El bicarbonato de sodio casero (mal llamado "carbonato" por las amas de casa) tiene una gran superficie de contacto por lo que es un eficaz eliminador de olores, sean de alimentos en el refrigerador o de tabaco en los ceniceros, véase el capítulo II "Donde se trata acerca de los olores...".

Por otro lado, en los gases las partículas son del tamaño de las moléculas, por lo que hay una enorme superficie activa, de aquí que resulta sumamente fácil encender la estufa. Cosa muy distinta cuando se trata de hacer carnitas al carbón; en este caso los trozos grandes de carbón presentan poca superficie activa y conviene trozarlo en pedazos pequeños, poner pedazos de periódico por abajo y encenderlo. Rociar con gasolina el carbón resulta poco efectivo pues la temperatura más alta se tiene cerca del extremo superior de la flama, no en la base. Del mismo modo, si se desea enfriar rápidamente las cervezas conviene tener el hielo en trozos pequeños. Hay más detalles para resolver esta emergencia en el capítulo III, "El enfriamiento de las chelas".

Una forma tradicional de eliminar el olor a quemado de arroz, frijoles, etc., es poner un paño húmedo sobre la olla. Como es sabido, el olor lo producen sustancias volátiles, generalmente gases muy solubles a baja temperatura. La función del paño húmedo es no sólo proveer el agua para que se disuelvan sino también, una gran superficie de contacto. Con ello las abuelas nos dan la prueba de que "más sabe el diablo por viejo.. .".

La carne seca (cecina) y el bacalao seco se fabrican en rebanadas de poco espesor a fin de tener una gran superficie de contacto con el aire; de esta manera se asegura que el agua de la carne se evaporará rápidamente sin dar tiempo a que los microorganismos la descompongan. Ciertamente también se les añade sal; de esto ya hablamos en el capítulo 1. Un ultimo ejemplo acerca de la importancia de, la superficie activa: si se añade ablandador a los bisteces conviene que éstos sean delgados.



LOS CERILLOS

Es bien sabido que para encender una vela lo primero que se necesita es la vela. Y para encender la estufa, lo

segundo es un cerillo 2 o un fósforo. 3

Pero ¿qué contiene un cerillo? ¿Por qué se mantiene la reacción una vez iniciada?

Antes veamos algo sobre el origen de los cerillos.

Los intentos de producir cerillos comenzaron en 1680 con Robert Boyle, poco después del descubrimiento del

fósforo 4 por el alquimista Hennig Brand. Con todo, el cerillo, tal como lo conocemos, fue inventado en 1834. Un ayudante de Boyle, Godfrey Haukewitz, empleaba astillas de madera con cabeza de azufre, la cual, con ayuda del fósforo y frotamiento se encendía. Sin embargo tales cerillos eran malolientes, peligrosos, caros y, por si no bastara lo anterior; venenosos.

Al comenzar el siglo XIX el método usual de encender un fuego era usar un pedernal y un eslabón 5 martillo para encender una mecha. La idea de emplear trocitos de madera con azufre reapareció en 1800 y al poco tiempo ya se mezclaban clorato de potasio y azúcar al azufre para mejorar su combustión. En 1830 ya había una versión doméstica de los cerillos, los llamados "cerillos prometeicos" estaban hechos de un rollito de papel, el cual tenía en un extremo la mezcla con un pequeño tubo hermético que contenía un poco de ácido sulfúrico. Rompiendo el tubito con un par de tenacillas o ¡con los dientes! el ácido reaccionaba con la mezcla encendiendo el papel.

También por esas fechas aparecieron los primeros cerillos de fricción, conocidos con la marca "Lucifer"; la cabeza estaba formada por sulfuro de antimonio y cloruro de potasio aglutinados con goma y agua; tenían en la caja una advertencia para que no los usaran "las personas de pulmones delicados". Se encendían frotándolos entre dos hojas de papel de lija.

Los cerillos de seguridad, fabricados con el menos peligroso fósforo rojo (el cual no presenta combustión espontánea ni es tóxico), se comenzaron a usar en Suecia en 1852. En éstos, los ingredientes necesarios para la combustión se hallan separados, unos en la cabeza y otros en una superficie especial para frotarlos. Sin embargo, se seguían fabricando cerillos con fósforo blanco debido a su gran resistencia a la humedad. Cuando se descubrieron sus efectos tóxicos en los obreros de las fábricas se prohibió la fabricación de cerillos con fósforo blanco en la Conferencia de Berna de 1905.

Los cerillos actuales tienen en la cabeza sulfuro de antimonio y diversos agentes oxidantes como clorato de potasio y azufre o carbón; y en la superficie de frotamiento, fósforo rojo, vidrio molido, y aglutinante.

Para que ocurra una reacción química se necesita cierta energía mínima para su inicio, llamada "energía de activación". Al encender la estufa esta energía es suministrada por el cerillo. En las reacciones de combustión,

como la del gas doméstico, se libera suficiente energía calorífica 6 como para sostener la reacción y, además, calentar la sopa.

El encendido de un fósforo implica muchas reacciones sucesivas. Aunque el mecanismo no está del todo comprendido es, en principio, el siguiente: la energía mecánica debida al frotado del cerillo es mayor que la energía de activación para la reacción del fósforo rojo (contenido en la tira café oscuro de la cajetilla); ésta reacción libera suficiente calor como para iniciar la combustión del azufre (en la cabeza del cerillo); y ésta libera suficiente calor como para iniciar la combustión de la madera (o papel encerado) del cerillo.



Figura II. 1. Chimenea de calentador doméstico.

EL HORNO

Al parecer, los antiguos egipcios ya empleaban hornos para la fabricación de pan hace cosa de 6 000 años. De entonces a la fecha el diseño básico no ha cambiado. Hay, sin embargo, adelantos. Una ventana de vidrio doble permite ver el interior sin tener que abrir la puerta lo que (bajaría la temperatura del horno), una chimenea especialmente diseñada permite aprovechar mejor el combustible y hay, también, un dispositivo para controlar la temperatura. A continuación algunas observaciones acerca de este utensilio:

Al encender el horno podrá notarse que el vidrio de éste primero se empaña y luego se seca. La combustión del gas doméstico produce H20 que se condensa en la superficie fría del vidrio (y del metal, pero es más fácilmente

visible en el vidrio)... hasta que éste se calienta por la misma combustión.

13

C4 H10 + O2 è 4CO2 + 5H2O

2

La función de la chimenea en un calentador de gas, como el horno, no es únicamente dar salida a los gases de la combustión. Puesto que la densidad del aire es menor que la de los gases calientes, se produce una diferencia de presión entre dos columnas, figura II.1, la cual asegura el suministro indispensable del aire a la cámara de combustión.

Desde luego el alto de la chimenea tiene que ver con la eficiencia del calentador: un chimenea larga da un gran "tiro" con lo que se asegura una combustión completa por tener exceso de oxígeno. Sin embargo un gran tiro hace que se pierda mucho calor por la chimenea en vez de transmitirlo al material que se desea calentar.



Figura II. 2. Controlador de temperatura.

Para controlar la temperatura del horno se emplea el mal llamado "termopar" que es, realmente, un bimetal. Se trata de un tubo de cobre que contiene una varilla con un extremo altamente dilatable, este extremo se halla cerca de la flama sea del horno, sea del calentador de agua, figura II.2, según la temperatura es el desplazamiento del extremo que llega a una válvula, así se controla el suministro de gas.

EL REFRI

En 1824 Faraday encontró que el AgCl absorbe a temperatura ambiente al NH3. Dispuso un aparato como el

mostrado en la figura II.3 de forma que al calentar la sal de cloruro de plata amoniacal se liberaba NH3 que se

condensaba en el otro extremo del tubo. Al apagar la flama encontró que el NH3 líquido comenzaba a hervir

¡enfriando el tubo!

Cuando se deja escapar el gas de un encendedor de bolsillo (sin encenderlo) puede notarse que el gas sale frío. Se tiene en este caso una expansión Joule—Thomson. El lector sospechará acertadamente que tal es la base del funcionamiento de un refrigerador. Pero no todos los gases se comportan de la misma manera. El helio, por ejemplo, se enfría cuando se comprime y se calienta cuando se expande. Hay una temperatura, característica de cada gas, en la cual no ocurre cambio de temperatura con la expansión y se le llama "temperatura de inversión"; el lector perspicaz podrá hallar el valor aproximado de la temperatura de inversión para el He y el N2 a partir de

la tabla II.1. El coeficiente Joule—Thomson (µ J T) indica la variación en grados Kelvin de la temperatura del gas debida a una variación de 1 atmósfera en su presión.

Figura II. 3. Refrigerador de Faraday. Tabla II. 1. Temperatura de inversión, m J T en K/at.



t° µ JT H E 1 at µ JT N 2 1 at

-100

0

100

200

- 0.058

- 0.062

- 0.064

- 0.064

0.649

0.266

0.129

0.056

Es claro que mientras mayor sea el coeficiente µ J T del gas usado en el refrigerador mayor será su eficiencia.

Comercialmente se usan los "freones" 7 para tal fin. Éstos tienen un alto µ J T y una baja temperatura

crítica, 8 de forma que no se llegan a licuar a la temperatura de operación.

La primera patente norteamericana para la fabricación de un refrigerador fue presentada en 1834 por Jacob Perkins. Por otro lado un impresor escocés, James Harrison, empleaba éter para limpiar los tipos de su imprenta, según era costumbre. Notó entonces la capacidad del éter de enfriar al evaporarse. Tanto el refrigerador de Perkins como el de Harrison empleaban la evaporación de líquidos muy volátiles para enfriar; éstos posteriormente se comprimían para licuarlos y volverlos a usar.

La ventaja de la refrigeración, y de la congelación en particular; es que inhibe el desarrollo de bacterias y de otros microorganismos contenidos en los alimentos; sin embargo, éstos recuperan su actividad al regresar a la temperatura ambiente.

Pero no todo son ventajas, al congelarse el agua aumenta su volumen, lo que produce un cambio en la textura de los alimentos congelados, desnaturaliza las proteínas y rompe las emulsiones, como ocurre al congelar la leche, que se forman gotas de aceite que se hallaban emulsionadas. Por lo mencionado conviene hacer la congelación lo más rápidamente posible a fin de que los cristales de hielo formados sean microscópicos y no rompan la estructura de los alimentos. Para ello el congelador debe estar a muy baja temperatura (aproximadamente —18°C). Si al descongelar la carne se forma un líquido sanguinolento es señal de que los cristales de hielo formado rompieron la estructura celular.

La mayoría de las bacterias, levaduras y mohos crecen mejor entre 16 y 38°C. A una temperatura menor de 10°C el crecimiento es mucho más lento. De aquí que, como mencionamos, los alimentos refrigerados o congelados se conserven más tiempo debido a la disminución de la actividad microbiana, con ello se evita la descomposición de los alimentos que puede provocar intoxicaciones, amén de mal sabor. Debe anotarse que algunos alimentos, debido a la presencia de componentes disueltos, se congelan a cerca de —10°C. Por lo anterior la temperatura del congelador se mantiene cerca de —18°C, mientras que la del refrigerador está entre 4.5 y 7°C.

Debe subrayarse que ni la refrigeración ni la congelación esterilizan los alimentos; en cuanto los alimentos se sacan del refrigerador los organismos sobrevivientes reinician su crecimiento y, dividiéndose, se multiplican.

Tabla II. 2. Duración promedio de algunos alimentos.

Alimento 0°C Duración en días 22°C 38° C

Carnes rojas 6 a 10 1 1

Pescado 2 a 7 1 1



Aves 5 a 18 1 1

Carne seca 1 000 o más 350 o más 100 o más

Frutas 2 a 180 1 a 20 1 a 7

Frutas secas 1 000 o más 350 o más 100 o más

Hortalizas 3 a 20 1 a 7 1 a 3

Raíces 90 a 300 7 a 50 2 a 20

Semillas secas 1 000 o más 350 o más 100 o más

Una gran ventaja de la refrigeración es la de no modificar el sabor; la textura ni el valor nutritivo de los alimentos (cosa que no ocurre siempre con la deshidratación o el enlatado); sin embargo el grado en que evita el deterioro de los alimentos es muy reducido, tabla II.2. Los valores indicados son meramente indicativos. Los cerdos alimentados con cacahuates y soya (grasas no saturadas) dan carne y manteca más blandas que los alimentados con cereales, además la carne de estos últimos se conserva mejor en el frío. Si los animales están descansados antes de su sacrificio su carne se conserva mejor pues no han consumido sus reservas de glucógeno (almidón animal), el cual se convierte en ácido láctico con poder conservador.

Una desventaja del refrigerador doméstico es la facilidad con que se intercambian los sabores y olores. Así, por ejemplo, la mantequilla y la leche absorben el olor del pescado y la fruta; los huevos el de la cebolla.

El enfriamiento disminuye la velocidad de algunas reacciones químicas y enzimáticas, no sólo la velocidad de crecimiento de los microorganismos, de aquí que se le emplee para controlar el envejecimiento de los quesos.

Por otro lado el enfriamiento facilita el pelado y deshuese de los duraznos y el rebanado de la carne y del pan, precipita las ceras de los aceites comestibles y conserva el CO2 de los refrescos y cervezas al aumentar la

solubilidad del gas con la baja temperatura.

LA TEMPERATURA EN LA COCINA

Y ya que hablamos de temperatura conviene distinguir y precisar los siguientes términos: temperatura, calor; conductividad térmica y otros relacionados.

La ambigüedad cotidiana del término calor se puede ver en expresiones como: "este suéter es muy calientito", "¡qué calor hace en el Metro!", etc. Lo anterior se relaciona, desde luego, con la sensación de temperatura. Cosa muy diferente del concepto de temperatura empleado por los científicos. La sensación de temperatura se puede

comprender en términos de la ley cero de la termodinámica. 9 Ésta es, como todas, una generalización de la experiencia: "dos cuerpos que estén en equilibrio termodinámico con un tercero están en equilibrio termodinámico entre sí." Otra generalización es que la energía calorífica se transmite de los cuerpos de mayor temperatura a los de menor; así como los objetos caen de los lugares más altos a los más bajos. Ahora bien, puesto que el cuerpo humano tiene una temperatura de 37°C continuamente está en desequilibrio termodinámico con el ambiente (suponiendo unos 20°C en el medio). De aquí que la sensación de temperatura resulta del sentido de flujo de calor en el sistema cuerpo- ambiente.

El organismo humano tiene un pérdida continua de calor del orden de 15 kilocalorías/hora, tabla II.3. Es interesante mencionar que, como señala la tabla, una persona sentada y pensando no consume más energía que un foco de 20 watts.

Es precisamente este flujo de calor el que nos dice si "hace calor" o no. Si el cuerpo pierde calor a baja velocidad "sentimos calor"; y al contrario, si se disipa calor a gran velocidad "sentimos frío".

De hecho un suéter "calientito" no produce calor. En todo caso es un buen aislante térmico y, en rigor científico, es un suéter "con un bajo coeficiente de conductividad térmica".



Tabla II. 3. Requerimientos energéticos.

Sentado 15 kcal/hora 17 wats

De pie relajado 20 21

Escribiendo 20 21

Caminando 200 a 350 210 a 400

Corriendo 800 a 1 000 930 a 1 160

Bailando 200 a 400 210 a 460

Gimnasia 200 a 500 210 a 460

Tenis 400 a 500 460 a 600

Natación 300 a 900 350 a 1 050

Escalamiento 700 a 900 800 a 1 050

Puesto que el flujo de calor depende de una diferencia de temperaturas... si en el Metro la temperatura es alta, el flujo de calor del cuerpo humano al ambiente es menor y, obviamente, "sentimos calor". La función de la ropa (aparte de la social y erótica) es controlar la pérdida de calor del organismo por las corrientes de convección. Véase en el capítulo III, "La convección en el atole".

Ahora bien, la sensación de calor depende de muchos factores. Basta mencionar que al soplar con la boca abierta sobre una mano se siente calor; sin embargo, al soplar con la boca casi cerrada se siente frío. En la sensación de temperatura influyen la humedad ambiental, la humedad del organismo, la presencia de corrientes de aire y, por supuesto, la temperatura (la de los científicos, se entiende).

Una de las formas en que el cuerpo controla su temperatura es la transpiración. Debido al alto calor latente de

evaporación 10 del agua (10.5 kcal/mol a 25°C), al pasar a fase vapor; el sudor "toma calor" del organismo y así disminuye su temperatura. Obviamente se requiere que el porcentaje de humedad en el ambiente sea bajo para que haya evaporación... lo que explica que "se sienta más calor" en los lugares húmedos (el bello puerto jaibo, p.

ej.)11 que en los lugares secos (Monterrey). Anotemos marginalmente que los perros casi siempre tienen la lengua de fuera porque no sudan; para controlar su temperatura exhalan el calor... por la lengua y las orejas.

La capacidad que tienen los materiales para conducir la energía calorífica 12 determina que una sustancia sea más "fría" que otra. Así el hierro es más "frío" que la madera porque el cuerpo humano pierde fácilmente calor en contacto con el metal; en otros términos: el metal conduce más rápido el calor que le cede el cuerpo humano produciendo una sensación diferente que la madera.

LA OLLA DE PRESIÓN

Una gráfica, llamada diagrama de fases del H2O, nos permite entender la ventaja de bajar la flama cuando ya

están hirviendo los frijoles de "l'olla".

A continuación una breve explicación del diagrama de fases. La figura II.4 muestra con líneas continuas las temperaturas y presiones de equilibrio de las diferentes fases del agua: líquido, sólido y vapor. Así, a una presión de 1 at la temperatura de equilibrio para las fases vapor y líquido es 100°C. Como ilustración de lo complejo que puede ser el hielo, en la figura II.5 se muestra su diagrama de fases a una presión que no es, obviamente, muy frecuente.

A presión constante, la temperatura máxima de equilibrio entre el vapor y el líquido es la temperatura de ebullición del H2O. Nótese, que la curva de equilibrio LG (líquido—gas) se interrumpe a 374°C; ésta es la

temperatura crítica del agua; la presión correspondiente se llama, obviamente, "presión crítica".



Por lo dicho, la máxima temperatura a la que se puede hervir los frijoles es 93°C en el D.F. Si se "sube" la flama de la estufa lo único que se logra es evaporar el agua más rapidamente y... que haya que poner más agua (previamente calentada, según establece la mexicana tradición culinaria). Los frijoles de ninguna manera se cuecen más rápido por subir la flama pues esto no aumenta la temperatura del agua en ebullición. La única manera de reducir el tiempo de cocimiento es emplear una marmita de Papin, digestor u olla de presión.

Figura II. 4. Diagrama de fases del H2O.

Figura II. 5. Diagrama de fases del hielo a altas presiones.

En este punto es oportuno mencionar el origen de este implemento y su funcionamiento.

Denise Papin fue ayudante de Robert Boyle y ambos se movían en el ambiente de la Royal Society. En 1679 presentó un "digestor de vapor" que era un recipiente con una tapa hermética de forma que se podían cocinar alimentos a una temperatura mayor que la usual. Puesto que la tapa hermética permitía una presión interior mayor que la atmosférica, la temperatura de ebullición del agua era mayor que la ordinaria, véase la figura II.6. El "digestor de vapor" contaba, por lo que pudiera ofrecerse, con una válvula de seguridad, también diseñada por Papin. Esta contribución fue completada un año más tarde con un recetario (elaborado por el mismo Papin) para cocinar conejo, pichón, carnero, pescado, frijol, cereza, etc. Los autoclaves son, en principio, marmitas de Papin, empleadas para fines tan diversos como la obtención de caucho sintético, hidrogenación de aceites insaturados (véase en el capítulo I, "Margarina"), fabricación de colorantes, margarinas, fármacos y plásticos, para la esterilización de instrumental quirúrgico, etcétera.

Actualmente las ollas de presión cuentan con varios dispositivos que aumentan su eficiencia y seguridad. Una



olla de presión típica, figura II.6, tiene una válvula de seguridad en el centro de la tapa, una válvula pequeña de saturación, y una rosca de seguridad.

Cuando comienza la cocción queda aire encerrado en la olla, el cual conviene eliminar pues, mientras mayor sea el porcentaje de humedad, mayor será la dificultad para conseguir la evaporación (y por consiguiente mayor será

la temperatura de ebullición).13 La valvulita permite la salida del aire y se cierra al aumentar lo suficiente la presión interna. Si la presión dentro de la olla es muy grande se bota la válvula central. En caso de no ocurrir lo anterior la rosca de la tapa se deforma y salta la tapa, pero la olla no explota con fractura.

Figura II. 6. Olla de presión.

De esta manera el fabricante garantiza lo más posible la seguridad del usuario o, menos frecuentemente, de la usuaria.

La presión interna que se llega a generar en la olla es de 1.40 kg cm2, lo que implica una temperatura de ebullición del agua de casi 130°C. No parece mucho, pero basta para aumentar la velocidad de las reacciones de cocimiento casi diez veces.

Y ya que hablamos de presión, es decir; de:

F

P =

A

fuerza aplicada al área unitaria, se entiende por qué hay que afilar cuchillos, tijeras, navajas, etc. En tanto sea menor el área en que se aplica una fuerza dada, mayor será el cociente F/A, esto es, la presión.

De los efectos de la presión en el azúcar tratamos en el capítulo IV, en "Triboluminiscencia".

LAS ENZIMAS

En 1897 Eduard Büchner; químico alemán, hizo un extracto de levadura que, para su sorpresa, al ponerlo en jugo

de uva produjo fermentación. 14 Por primera vez en la historia la glucosa se transformó en alcohol y bióxido de carbono sin usar microorganismos. El extracto que obtuvo Büchner lo llamó "enzima" que significa "en el jugo".

Las enzimas controlan innumerables reacciones del organismo. Una rebanada de chocolate contiene 400 kilocalorías, suficientes para elevar la temperatura del cuerpo humano a 43°C, lo que provocaría la muerte. Sin embargo, las enzimas del cuerpo controlan una cadena de reacciones que dosifica notablemente el poder



energético del chocolate almacenándolo para el momento que se requiera.

El mecanismo por el que actúan las enzimas se puede ilustrar con una cerradura y su llave. Para abrir la puerta de la reacción se necesita una llave (enzima). La presencia de una llave semejante puede impedir la acción de la enzima, por lo que se le llama "inhibidor". Algunos agentes químicos empleados para conservación de alimentos actúan como llaves equivocadas que bloquean la cerradura, de esta manera impiden que la enzima correcta provoque las reacciones de descomposición.

La mayoría de las enzimas se desnaturalizan fácilmente por el calor. 70 u 80°C durante cinco minutos bastan para impedir la actividad de las enzimas, como puede verse en "La carne", capítulo III, donde hablamos de los ablandadores. De aquí que se conserven mejor los alimentos cocinados que los crudos. Por ejemplo, si continúa la actividad enzimática se tiene un cambio de color en la clorofila o en los carotenos, o una modificación en el sabor de las grasas (rancidez) o un cambio en el valor nutritivo de las proteínas y vitaminas, o una modificación de la textura de los alimentos.

Además, el calentamiento es un método conveniente para destruir los microorganismos de los alimentos. De aquí que, con el mismo procedimiento, se logran dos objetivos: la preservación microbiológica y la estabilización enzimática de los alimentos.

Se dan casos de enzimas que, después del calentamiento, se regeneran. La inactivación térmica se debe a la pérdida de la estructura de los sitios activos como resultado de la desnaturalización, esto es, a que la llave pierde su forma. La regeneración se debería, entonces, a un proceso de reorganización de la molécula de proteína que conduce a la restauración de los sitios activos. La estabilidad de los alimentos frente a la acción enzimática depende de la temperatura, del pH, del estado físico de las enzimas (Si está adsorbida en partículas sólidas) y del tiempo de almacenamiento.

En los alimentos, igual que en todos los sistemas biológicos, el agua es uno de los componentes más importantes. Como disolvente, el agua sirve para poner en contacto las diferentes moléculas que interaccionan. Más aún, la reactividad de muchas sustancias depende del grado de disociación iónica y de la configuración molecular; es decir; del grado de hidratación. El agua misma es frecuentemente uno de los reactivos o de los productos de la reacción.

La influencia del agua en la velocidad de las reacciones enzimáticas de los alimentos se ha conocido empíricamente desde hace muchos años, de aquí que el secado, ahumado y salado de los alimentos sean formas antiguas de conservación de los mismos, véase capítulo I, "Algunas formas de conservar los alimentos".

El contenido de agua en los alimentos varía desde más de 90% en algunas hortalizas, como el tomate, hasta un bajo porcentaje en granos y alimentos deshidratados.

La influencia del agua en la reactividad de los alimentos depende del estado en que se hallan las moléculas de agua. En los alimentos el agua se halla fuertemente adsorbida en la superficie de las proteínas, carbohidratos, etc., en sus sitios polares, p.ej. los grupos -OH de los carbohidratos. El papel del agua en las reacciones enzimáticas es semejante al de un lubricante en la analogía llave-cerradura. En gran medida el papel del agua es el de disolvente, permitiendo la difusión del sustrato hacia la enzima.

La papaína es una enzima de origen vegetal que hidroliza al colágeno de la carne. En términos culinarios, "ablanda la carne". También una enzima de la piña (bromelaína, capítulo III) tiene tal propiedad, por lo que se emplea en la preparación de algunas carnes (tacos al pastor; jamón Virginia, alambres, etc.).

Las enzimas intervienen en una gran cantidad de procesos para la elaboración de alimentos y bebidas. La fermentación alcohólica, por ejemplo, es producida por levaduras, hongos microscópicos unicelulares que liberan unas sustancias, precisamente las enzimas, causantes de las fermentaciones.

En general las levaduras requieren materia orgánica para alimentarse y se desarrollan muy bien en líquidos azucarados, obteniendo de ellos la energía almacenada en los glúcidos.

A continuación veremos con algún detalle el papel de la levadura de pan (o de cerveza) en la elaboración de estos satisfactores de la humanidad.



La levadura de pan libera dos enzimas, una de las cuales, la "invertasa" o "sacarasa", convierte la sacarosa en glucosa:

C12 H22 O11 + H2O è 2C6 H12 O6

La glucosa, a su vez, se convierte en etanol y bióxido de carbono por la acción de otra enzima: la "zimasa":

C6 H12 O6 è 2C2 H5 OH + 2CO2

Esta fermentación alcohólica tiene diversas aplicaciones en el campo de la alimentación. En unos casos se aprovecha el CO2 (para que esponje el pan) y en otros el etanol (cerveza, vino, etc.). En este caso la reacción no

requiere oxígeno, lo que químicos y biólogos llaman proceso anaerobio. 15

Las bacterias útiles en la alimentación son las llamadas saprófitas,16 que producen sustancias útiles para el medio en que viven o bien descomponen la materia orgánica pasándola a material mineral.

Las principales fermentaciones bacterianas son:

1) Fermentación acética:

C2 H5 OH è CH3 COOH + H2O

Alcohol etílico ácido acético

Una implacable reacción de desastrosas consecuencias, como lo puede atestiguar cualquiera que haya sufrido los terribles efectos de la "cruda".

Esta fermentación requiere oxígeno y la producen bacterias del tipo acetobacter. La fermentación acética es

responsable de la fabricación del vinagre 17 a partir del vino.

2) Fermentación láctica:

lactosa è ácido láctico

La produce el lactobacillus. Tiene lugar en la fabricación del yogur; kéfir, quesos con mohos, col fermentada, etcétera.

3) Fermentación butírica:

glúcidos è ácido butírico

requiere oxígeno y es producida por el clostridium butiricum y el bacillus amylobacter. Es la fermentación que tiene lugar al enranciarse la mantequilla; también se emplea para la obtención de fécula de papa.

4) Fermentación pútrida: Consiste en la desintegración de las proteínas en aminoácidos a partir de los restos vegetales o animales; en el proceso se liberan gases como el amoníaco, bióxido de carbono, hidrógeno, metano y otros de olor fétido como sulfuro de hidrógeno, nidol, escatol, etc. Se producen también las "ptomaínas", 18

sustancias muy tóxicas.

Con la descomposición, los alimentos no sólo toman un mal aspecto, mal olor y mal sabor sino que pueden enfermar al que los ingiere.



Cocinar los alimentos es una forma de retrasar la descomposición y una forma de disimular el sabor, debido a ésa son las especias. No es raro que la pimienta, el chile, etc., se hayan comenzado a usar en regiones calurosas donde los alimentos se descomponen más facilmente, además de que son las regiones donde se producen.

Sin embargo no todas las descomposiciones son desagradables. Piénsese, por ejemplo, en el vino, la cerveza, el queso, el pan, el yogurt, etc. Por otro lado estos alimentos tienen una vida útil mayor que los alimentos de los que se obtienen, lo cual explica que hayan sido importantes vituallas de las primeras civilizaciones. Otras reacciones enzimáticas útiles son las que intervienen en el curtido de pieles.

Ya señalamos que la baja temperatura ayuda a conservar los productos vegetales, como las frutas; pero "nada con exceso, todo con medida", así que conviene mantenerlos a temperatura baja sin llegar a la congelación pues se puede perder la textura. En las frutas la oxidación de los hidratos de carbono es un proceso continuo que se acompaña de generación de calor y bióxido de carbono y, por consiguiente, se calientan durante el almacenamiento llevando a un círculo vicioso: cuanto más sube la temperatura más rápidamente actúan las enzimas y mayor es el calentamiento. Por eso conviene refrigerarlas.

ÁCIDOS Y BASES

Una de las clasificaciones más útiles en la química es la de ácidos 19 y bases (también llamadas "álcalis"20).

Como mencionaremos más adelante el color de muchos vegetales depende de la acidez o basicidad de la

solución, esto es, del pH; 21 y, en consecuencia, el aspecto de frutas, verduras y ensaladas tiene que ver con los ácidos y las bases.

Algo de historia

En la antigua Roma era bien sabido que la fermentación de los jugos vegetales podía llegar más allá del vino produciendo vinagre. Químicamente esto implica la oxidación del alcohol transformándose en ácido acético. Aparte de su uso culinario, el vinagre era importante por ser el ácido más fuerte de la antigüedad.

Si bien en el siglo IX eran pocos los ácidos conocidos (vinagre, jugos de frutas) ya se habían desarrollado los métodos y equipos de laboratorio necesarios para la producción de muchos más. Los alquimistas alejandrinos conocían los procesos de destilación pero es poco probable que tuvieran aparatos lo suficientemente avanzados como para conseguir componentes volátiles puros antes del siglo XlI. El descubrimiento de los ácidos minerales (es decir; derivados de materiales inorgánicos) comenzó en Europa en el siglo XIII. Probablemente el primero fue el ácido nítrico, obtenido mediante la destilación de salitre (nitrato de sodio y potasio) y vitriolo (sulfato de cobre) o alumbre (sulfato de aluminio y magnesio). Seguramente fue más difícil de descubrir el ácido sulfúrico, pues requiere mayores temperaturas y equipo más resistente a la corrosión. Y más difícil aún el ácido clorhídrico, pues los vapores no pueden condensarse sino que deben ser disueltos en agua.

Si bien la química comenzó su desarrollo con el curtido de pieles, la elaboración de alimentos, etc., esto es, con el origen mismo del hombre, la elaboración precisa de los conceptos químicos fundamentales comenzó en el siglo XVII. Sólo entonces se definieron elementos, compuestos, ácidos, bases, sales, etc. Robert Boyle (1627-1691) dio una descripción precisa de los ácidos al decir que tales sustancias podían enrojecer al "tornasol". 22

Existían, además, otras formas de reconocer a los ácidos: su sabor peculiar; el ataque a los metales y a la

piedra caliza, el cambio de color de algunos vegetales. (p. ej. líquenes);23 y, aunque sea redundante, los ácidos se caracterizaban por su sabor ácido. Las sustancias que cambiaban de color en medio ácido o básico se llamaron "indicadores", uno de los más empleados fue el tornasol.

No es de sorprender que las primeras clasificaciones de las sustancias se hayan hecho empleando los recursos más disponibles por los investigadores: sus sentidos, esto es, la vista, el tacto, el gusto. Hoy día esto puede parecer poco preciso y subjetivo, sin embargo el entrenamiento logra mejorar notablemente tales sentidos. Por ejemplo, el olfato; la mayoría de la gente puede distinguir algunos cientos de olores pero un químico hábil logra identificar casi 3 000. En cuanto al color, el ojo humano llega a distinguir hasta 700 matices distintos de forma que, sin entrenamiento, pueden distinguirse unos 4 000 colores distintos.



Fue Robert Boyle, en 1661, quien buscó características más allá de lo inmediato: análisis a la flama, análisis de los rastros metálicos en la célebre "piedra de toque", análisis de manchas, de humos, de precipitados, acción de disolventes, peso específico, etc.; los álcalis los identificaba por su tacto aceitoso (luego veremos por qué tal carácter aceitoso) y su capacidad para neutralizar a los ácidos formando sustancias cristalinas de sabor salado. Los ácidos, en cambio, por la efervescencia que producían con los metales, y ambos, ácidos y bases, porque anulaban sus características al combinarse para dar lugar a una sustancia de gusto salado. Probablemente ya era común en ese tiempo quitar la acidez al vino pasado con cal: una reacción de neutralización.

Estas observaciones permitieron la clasificación de muchas sustancias en ácidos y bases lo cual llevó a relacionar una gran cantidad de observaciones experimentales. Así muchas sustancias pudieron catalogarse como ácidos (nítrico, sulfúrico, carbónico, etc.), como bases (sosa, potasa, cal, amoniaco, etc.) y como sales (sal de mesa, salitre, bórax, alúmina, etc.).

El primer intento de dar una explicación teórica del comportamiento de los ácidos fue hecho por Antoine-Laurent

Lavoisier a fines del siglo XVIII, quien afirmaba que todos los ácidos contenían oxígeno. 24 Sin embargo el elemento clave para el comportamiento ácido no está en el oxígeno sino en el hidrógeno, como propuso Humphry Davy en 1815. Con todo, no basta que exista hidrógeno en una sustancia, se requiere que éste sea sustituible por un metal (como sugirió Justus von Liebig en 1838). Esta definición de ácido fue un poco más duradera que las anteriores, aproximadamente 50 años, pero no dio ninguna explicación acerca del comportamiento de las bases, éstas simplemente se definían como sustancias que neutralizaban a los ácidos.

El tema adquirió una nueva perspectiva con los trabajos de Wilhelm Ostwald y Svante A. Arrhenius en la década de 1880. A grandes rasgos la teoría de Arrhenius propone que los ácidos son sustancias que en solución acuosa producen iones H+ y las bases, a su vez, producen iones (OH)— de forma que la neutralización de ácidos y bases se explica en términos de la reacción:

H++ (OH)-#151; è H2O

La teoría de Arrhenius tuvo una vigencia de 35 años pues no tardaron en presentarse inconsistencias. Por ejemplo, hay sustancias que producen el vire al color básico de indicadores pero no producen iones (OH)— sino (CH30)-#151; si el disolvente es metanol (CH3OH), o bien forman iones (NH2)— si el disolvente es amoniaco

líquido (NH3). También la definición de "ácido" como sustancia que produce iones H+ tiene excepciones. La

más importante es que en solución acuosa no existe el H+ como tal sino asociado, al menos, con una molécula de disolvente como (H30)+ en agua ((H904)+ según algunos), como (CH30H2)+ en metanol y como (NH4)+ en

amoniaco líquido. Aún más, en disolventes como benceno o cloroformo, donde se dan las reacciones y propiedades típicas de ácidos y bases... ¡no se ha detectado la existencia de iones!

Otro escollo a la teoría de Arrhenius lo constituyen las sustancias que no tienen (OH—) en su composición y se

comportan como bases. Tales son la mayoría de los alcaloides. 25 Son ejemplos de alcaloides: nicotina, efedrina, mezcalina, morfina, heroína, etc. Cabe aclarar que algunos alcaloides (como la morfina) sí tienen grupos (OH)—.

Además, según la teoría de Arrhenius, un ácido produce iones H+ sólo si hay una base que los reciba. Por ejemplo, el ácido acético:

CH3 COOH è (CH3 COO)— + H+

produce el ion H+ (asociado a H20 como H3O+) sólo si hay H20 que se comporte como una base:

CH3 COOH + H2O è (CH3 COO)— + (H3O)+

Análogamente, una base sólo produce iones (OH)— si hay un ácido presente, así el ion bicarbonato (HC03)—

producido por la disolución de una sal (por ejemplo: bicarbonato de sodio) recibe un H+ del agua (que en este caso se comporta como ácido):



(HCO3) — + H2O è (OH)— + H2 CO3

Hoy día existen otras teorías (como la de Lewis) con mayor poder explicativo, sin embargo están fuera de los objetivos de este parágrafo. Y volviendo al tema, resumiremos con lo siguiente: la definición de ácido y de base depende del disolvente involucrado y, por ser el más común el agua, suelen emplearse los conceptos de ácido y base con ese referente. Esto significa que un pH menor de 7 indica acidez, uno mayor de 7, alcalinidad y un pH = 7 corresponde a neutralidad.

Ácidos y bases en la cocina

Pero... veamos cómo podemos reconocer ácidos y bases en el laboratorio cotidiano llamado cocina.

A decir verdad hay una gran abundancia de sustancias, además de las ya mencionadas (extracto de violetas, tornasol, etc.), que pueden emplearse como indicadores. Por ejemplo el repollo morado, por su contenido de antocianinas (véase "El color en los alimentos", capítulo III), puede usarse como indicador ácido—base.

Para obtener el pigmento se necesita dejar el repollo rallado en una taza con agua y agitarlo ocasionalmente. Cuando el agua tome un fuerte color rojo se vierte con cuidado de forma que se elimine lo más posible los sólidos.

Se puede averiguar el color del indicador para el ácido con jugo de limón, y el color para el medio básico con

bicarbonato de sodio (mal llamado por muchas amas de casa carbonato).26

Examine, por ejemplo, las siguientes sustancias:

1) Agua resultante del cocimiento de vegetales, chícharos, frijoles, cebollas, espárragos, etcétera.

2) Líquidos que acompañan a los vegetales y frutas enlatadas.

3) Crémor tártaro.

4) Refrescos gaseosos, Coca—Cola, Tehuacán, etcétera.

Figura II. 7. Moléculas de clorofila.

5) Jugos de frutas.

6) Tomate.



7) Yoghurt, queso, etcétera.

8) Leche refrigerada.

9) Leche a punto de "cortarse".

Como mencionamos, las bases se caracterizaban por ser aceitosas al tacto y poder cambiar a azul el color del liquen llamado "tornasol"; también se caracterizaban por su sabor "amargo".

Boyle encontró que muchas sustancias orgánicas cambiaban de color con ácidos y bases. El alcatraz y el jazmín, por ejemplo, se ponen amarillos con vapores ácidos. Las rosas cambian a púrpura con el amoniaco y, en general, los vegetales verdes cambian a color pardo en medio ácido.

Por lo anterior la sabiduría de las abuelas elaboró una receta consistente en poner un poco de bicarbonato o

tequesquite 27 en el agua empleada para cocer los vegetales y mantener su color verde. Con el cocimiento se libera el ácido contenido en las células del vegetal y cambia el color de la clorofila. Pero al haber bicarbonato el ácido producido se neutraliza y se conserva el color de los vegetales.

La molécula de clorofila tiene un átomo de magnesio, figura II.7, el cual es eliminado por los ácidos destruyendo la estructura de la clorofila y dando lugar a nuevas moléculas; si el vegetal contiene carotenos (casi inertes al calor y a los ácidos) se revela un color pardo que disminuye el atractivo de las legumbres. Esto explica por qué el aderezo de ensaladas (el cual contiene vinagre) se ponga justo cuando está por servirse, de esta suerte se retrasa el "marchitado" de los vegetales verdes.

Volviendo a la receta de las abuelas, al poner exceso de bicarbonato en el agua de cocido de vegetales se tiene el riesgo de ablandar la textura de éstos y hacerlos poco apetitosos pues, como ya señalamos, las sustancias con características básicas reblandecen o disuelven los tejidos orgánicos. Esta propiedad explica que se usen cenizas

o cal para hacer el nixtamal.28 Hay otras ventajas en el empleo de álcalis para el nixtamal. Las proteínas del maíz son de bajo valor nutritivo pero mejoran su calidad con la nixtamalización pues se libera la niacina 29

al hidrolizarse los enlaces que la mantienen unida a otros constituyentes.

Otra forma de mantener el color verde brillante de los vegetales es cocerlos en olla de cobre o de aluminio, se evita así que se pongan cafés debido a la formación de Cu(OH)2 (o Al(OH)3) que neutraliza al ácido responsable

de la pérdida del Mg de la clorofila.

Otra forma de conservar el verde de las verduras es cocerlas rápidamente. Basta hervir una gran cantidad de agua y vaciar en ella las legumbres. Con esto disminuye el tiempo de cocimiento y la cantidad de ácido liberado. Otra aplicación culinaria de los ácidos es la disminución del olor a pescado o pollo. Lo tratamos en el capítulo siguiente.

Los conceptos de acidez y basicidad surgieron de nociones y experiencias cotidianas, así como la mayoría de los conceptos de la ciencia surgieron de las prácticas de artesanos y artistas.

Sin embargo, hoy día difícilmente podemos afirmar que el concepto científico de ácido o base forma parte de la experiencia común. Esto parece ser muy "común" en la química moderna: el "sentido común" lo es solamente en el sentido de que debe ser "común" para el que tiene una preparación especial y está consagrado a un campo específico. Sólo él puede mirar sus problemas y las soluciones como algo "común". Tan "común" como puede ser a un(a) cocinero(a) su tarea.

Ahora bien, durante mucho tiempo se consideró que la "acidez" o "basicidad" de una sustancia era una característica intrínseca (como podría serlo su masa molecular o su estructura molecular). En la actualidad es más aceptado pensar en la "acidez" o "basicidad" como una forma de comportarse de las sustancias en determinadas situaciones. El ejemplo más notable es el H2O. Tiene las características de un ácido y de una base.

Según la teoría de Arrhenius un ácido se caracteriza por producir iones H+; esto es, desde luego, simplificado



pero permite explicar muchos fenómenos. Pocos científicos sostienen que realmente hay iones H+ involucrados, proponen, más bien, la intervención de iones complejos del tipo (H9O4)+.

Al encontrarse sustancias como el cloruro de aluminio, el trióxido de azufre y el trifluoruro de boro que, sin producir H+ en solución, reaccionan con bases y producen sales (y muchas otras características de los ácidos) fue necesario revisar el concepto de Arrhenius para los ácidos.

Desde luego, esto ha tenido su precio: la ciencia se ha alejado de las representaciones sensibles que fácilmente nos permiten "imaginar" a un "protón" cambiando de "amante". Ante tal situación recordemos que la validez de los conceptos científicos no está ni en su evidencia ni en la posibilidad de representarlos con analogías sino en la posibilidad de definir los conceptos sin ambigüedad ni contradicción a partir de efectos mensurables permitiendo explicar fenómenos. Como ha dicho Einstein, el científico se presenta ante los filósofos como un tipo oportunista y sin escrúpulos:

...un científico parece realista en cuanto busca describir el mundo independientemente de su acto de percepción; idealista, en cuanto considera los conceptos y teorías como libres invenciones del espíritu humano (y que no se derivan lógicamente de los datos empíricos);positivista, en cuanto considera sus conceptos y teorías justificados solamente porque proporcionan una representación lógica de las relaciones entre las experiencias sensibles. Incluso puede parecer platónico o pitagórico porque considera la simplicidad lógica como el instrumento indispensable y efectivo de su investigación.

La importancia de ácidos y bases no es teórica exclusivamente. Ambos desempeñan un importante papel en la cocina y en la industria química, sea como reactantes o como catalizadores. Casi no hay proceso biológico, en la célula o en el organismo como un todo, que sea indiferente a la acidez o alcalinidad del medio. La sangre, por ejemplo, es ligeramente alcalina y sólo en un pequeño intervalo de pH (7.35 < pH < 7.45) se mantiene la óptima regulación de las reacciones químicas del organismo. Se pueden citar muchos otros ejemplos: la acidez o alcalinidad de un terreno influye en los cultivos, la lluvia ácida en el deterioro de monumentos, lagos y bosques, etc. etc. Y en los alimentos, tema que nos ocupa y preocupa, el pH interviene en la conservación de los alimentos y su sabor. Véase el capítulo III donde hablamos de la sazón.

COCER, HORNEAR, FREÍR, ROSTIZAR, ETC.

Son muy diversas las razones por las que se cocinan los alimentos. Entre ellas podemos enumerar:

1) Se prolonga la vida del alimento pues se interrumpen reacciones enzimáticas y microbianas.

2) Se mejora el sabor de los alimentos.

3) Se mejora la textura, así como el color y el olor.

4) Se disfruta en la comida de unos lazos culturales más fuertes que el mismo idioma. 30

Los procedimientos para lograr el cocimiento de los alimentos son muy variados; aunque básicamente son: freír; cocer en agua, cocer al vapor y hornear; son tantas y tan ricas las variantes de cada uno de ellos que no se puede hacer una descripción completa. Por otro lado, muchos platillos implican más de un procedimiento; para la

"lasagna", 31 por ejemplo, primero se cuece la pasta en agua y luego se hornea. 32

Rostizar, dorar, tostar, freír, sofreír, saltear, capear, acitronar, guisar, escalfar, rebozar; mechar, adobar, manir, trinchar, aderezar, gratinar, hervir; etc., etc., etc., son apenas unas muestras de la fertilidad de la imaginación cuando se trata del placer cotidiano de la comida. Remitimos al lector (o simpática lectora) a las recetas de su respetabilísima abuela quien, sin duda, puede abundar en el tema.



Por nuestra parte sólo podemos indicar algunas características fisicoquímicas de los procedimientos de cocinado más comunes: cocer al vapor; cocer con agua, hornear y freír.

Cocer al vapor

En 1770, José Antonio Alzate, astrónomo, físico, historiador; geógrafo, arqueólogo y naturalista mexicano, presentó ante la Academia de Ciencias de París una memoria donde explicó la forma en que los indios mexicanos preparan... los tamales. A tal fin colocaban en el fondo de una olla de barro un poco de agua y encima de ella el

tapextle 33 de tejamanil 34 y sobre ese emparrillado colocaban los alimentos: tamales, 35 chayotes,

36 elotes, 37 etcétera.

Los tamales son un ejemplo de cocimiento al vapor rodeado de consejas y consejos. Uno de los de la abuela es no hacer tamales cuando la mujer está "esperando", pues los tamales se ponen prietos. Otro es poner unas monedas en el recipiente con agua. Ciertamente, este último sí tiene fundamento: el sonido de las monedas, resultado de las corrientes convectivas del agua hirviente indica la existencia de líquido en el recipiente y, en consecuencia, una temperatura constante (la del vapor) en los tamales; en terminándose el agua, dejan de sonar las monedas y no tardan en quemarse los tamales. En el cocimiento al vapor se tiene una temperatura constante, como puede entenderse con el diagrama de fases del agua, véase "La olla de presión", capítulo II; aunque no es un método muy rápido, tiene la ventaja de que es casi imposible sobrecocer los alimentos.

Aunque ya no se acostumbran las tortillas del comal, los que tengan buena memoria recordarán que se forma una película delgada en la cara superior de la tortilla, antes de voltearla. Esta capa resulta de cocerla al vapor primero y, después, de ponerla sobre el comal para que se ase.

Cocer con agua

El cocimiento con agua es uno de los procedimientos más empleados en la cocina. Casi todas las sopas, consomés, caldos, etc. se preparan con los mismos fundamentos fisicoquímicos: la alta conductividad térmica del agua, las corrientes de convección, la constancia de la temperatura de ebullición.

Ya señalamos en otra parte de este capítulo la importancia de la temperatura para la destrucción de microorganismos e iniciar el rompimiento de las moléculas que atacarán las enzimas durante la digestión. El cocimiento con agua es común en la cocina por varias razones: rapidez, economía, facilidad y sazón. En efecto, la velocidad se debe a la producción de corrientes de convección en el agua que, agitando continuamente los alimentos, aseguran uniformidad de cocinado. El costo del agua respecto al aceite, el tiempo empleado, la versatilidad del cocimiento con agua para preparar diferentes tipos de alimentos lo hace, con mucho, el método más económico. Además, la alta (y constante) temperatura de ebullición del agua hace que el tiempo no sea una variable crítica en el cocinado (hay mayor flexibilidad en el tiempo de cocido que en el de asado). Véase, en este mismo capítulo: "Olla de vapor". El agua es un disolvente eficaz de la mayoría de las especias y sales para sazonar; lo que explica en términos gastronómicos que el cocimiento con agua sea un método muy empleado.

A continuación mencionaremos algunos fenómenos asociados con la preparación de los huevos cocidos.

Es común, que al cocer huevos se rompa el cascarón debido a la dilatación del gas contenido en la cámara de aire. Una manera de evitar que se agriete el cascarón es hacer un pequeño orificio en la parte ancha, esto facilita la salida del gas y, por otro lado, hace que el huevo cocido sea perfectamente curvo sin esa parte plana típica, figura II. 8.

Desde hace tiempo nuestras abuelas saben que para cocer huevos conviene poner un poco de sal en el agua. Si bien ese poco de sal aumenta la temperatura de ebullición del agua (véase el capítulo III) la principal razón de la sal es que funciona como catalizador para coagular la albúmina que sale del cascarón, figura II.9. Con ello se evita que se formen las poco apetitosas tiras de clara coagulada en donde se cuecen los blanquillos.



Figura II. 8. ¿Cuál fue cocido después de perforar el cascarón?

Figura II. 9. Acción de sal en la albúmina.

La clara de huevo está constituida de aproximadamente 88% agua y 11% proteína. La molécula de proteína semeja una bola de estambre enrollado y se mantiene así por unos enlaces muy débiles. Cuando aumenta la temperatura los enlaces ya no pueden mantener la forma de la bola y la molécula se desenrolla dejando expuestos los puntos de enlace; al encontrar otras moléculas en las mismas condiciones se forma una red tridimensional. Como los enlaces químicos tienen base eléctrica, al poner sal (sólido iónico) en agua se producen partículas eléctricas que sirven para unir las moléculas en sus puntos de enlace. Así, si el cascarón del huevo se rompe al hervirlo, la sal sirve para coagular la albúmina en la fisura misma taponando la grieta.

Por otro lado es interesante anotar la capacidad de la clara de huevo para formar un estuco muy resistente cuando se combina con yeso. En efecto, durante la época colonial se preparaba un estucado con los materiales citados para hacer el decorado barroco de las iglesias. Como es sabido, el barroco se caracteriza por sus volutas, hornacinas, imágenes, etc. Entre tantas madres de ese tiempo no faltó alguna religiosa que aprovechara las yemas de los huevos en... repostería; lo cual explica que Puebla, Morelia, etc., famosas por su arte religioso colonial, también lo sean por su rompope, yemitas y borrachitos, hechos, naturalmente, con yema de huevo.

Hornear



El horneado es parecido al cocimiento al vapor en cuanto que emplea gases a alta temperatura para transferir el

calor. Y la diferencia entre el horneado y el rostizado 38 radica en que éste emplea sólo el aire caliente y el calor que se refleja en las superficies del rostizador. Los pollos así preparados se colocan fuera de la trayectoria de los gases de combustión; en el horneado los gases de combustión influyen en el sazón de los alimentos más que en el rostizado.

Curiosamente, aunque la temperatura del horno sea de casi 400°C, 300 grados más que la de ebullición del agua, el tiempo de horneado es mayor que el de cocido. La razón es que la conductividad térmica del aire es mucho menor que la del agua, para el aire es 31.8 cal/(hora m grado) y para el agua es 540 ca1/(hora m grado) a 300°C.

Por otro lado, las corrientes de convección del agua durante el cocimiento son mayores que en el horneado, pues el horno se mantiene cerrado (en la olla de frijoles siempre hay una zona expuesta a la temperatura ambiente, lo que propicia la convección). Lo anterior también explica que hornear sea más lento que cocer.

Ya mencionamos en el capítulo II un hecho curioso: al encender el horno ¡se humedece el vidrio de su puerta!

Por otro lado, la fabricación de barbacoa en hoyos es una combinación de horneado, rostizado y ahumado. Con ello se obtiene un producto totalmente sazonado y tierno.

Freír

La temperatura de ebullición del aceite casero es, aproximadamente, 280°C razón por la que freír 39 permite preparar los alimentos más rápidamente que cocer con agua o vapor. La alta temperatura del aceite produce reacciones de caramelización y de Maillard en las proteínas (véase en capítulo III, "La carne") que hacen muy apetitosos los alimentos fritos; además el aceite remanente los lubrica facilitando la deglución.

Sin embargo hay bemoles en el concierto de las frituras. La inmiscibilidad del agua y el aceite hace que éste brinque (casi todos los alimentos tienen agua). Si el aceite está muy caliente, el agua de los alimentos se evapora rápidamente produciendo salpicaduras. Las freidoras eléctricas tienen un calentamiento más uniforme y una superficie expuesta mucho menor que las sartenes por lo que son más seguras en cuanto a las salpicaduras.

Una forma de disminuir las salpicaduras de aceite cuando se trata de pescados, berenjenas, etc. (alimentos con gran porcentaje de agua), es empanizarlos o enharinarlos. El agua de la superficie de los alimentos queda incorporada a los radicales OH de los polisacáridos; de esta manera se evita su rápida evaporación y, por consiguiente, las salpicaduras. El enharinado tiene una ventaja extra: disminuye el tiempo de freído; puesto que el agua requiere de una gran cantidad de calor para evaporarse, al estar enlazada a los polisacáridos ya no se evapora y no se desperdicia el calor del aceite.

También en la preparación de chicharrones hay riesgo de salpicaduras; para evitarlas la tradición pide emplear cazuelas de cobre (la alta conductividad térmica del cobre asegura un calentamiento uniforme).


Nota

[Nota 1]

1 Del latín lixivius "lejía", licor". Antes se aplicaba el término al agua que ha pasado a través de una capa de cenizas y ha disuelto sus sales (principalmente carbonato sódico), véase "Ácidos y bases", capítulo II.


Nota

[Nota 2]

2 De cerilla vela de cera, pequeña vela.


Nota

[Nota 3]

3 Del griego phosphorus "portador de luz". El fósforo blanco brilla en la oscuridad. Del mismo origen "semáforo": portador de señal.


Nota

[Nota 4]

4 Se trata del elemento químico "fósforo". Mismo que por emplearse en los "fósforos" les dio tal nombre.


Nota

[Nota 5]

5 De esclavón, de "esclavo", quien carece de libertad.


Nota

[Nota 6]

6 Los científicos la llaman "entalpía de reacción" cuando el cambio químico se produce a presión constante.


Nota

[Nota 7]

7 Nombre comercial.


Nota

[Nota 8]

8 La temperatura crítica de un gas es la máxima a la cual se puede licuar. Véase mas adelante "Olla de presión".


Nota

[Nota 9]

9 E1 siglo XIX fue de grandes síntesis: los fenómenos ópticos y electromagnéticos quedaron integrados por el trabajo de Maxwell, algunos fenómenos químicos y físicos, por Arrhenius; los mecánicos y caloríficos por Helmholtz, etc. Esa tendencia se hallaba presente también dentro de cada ciencia, esto es, integrar los fenómenos en el menor número de leyes. Así se enunciaron las tres leyes de la termodinámica, pero en l921 Planck descubrió que ¡faltaba una fundamental! A fin de no cambiar la nomenclatura de las tres leyes ya aceptadas se le denominó "ley cero".


Nota

[Nota 10]

10 El "calor latente de evaporación" mejor llamado "entalpía de evaporación" se refiere a la cantidad de energía calorífica necesaria para evaporar cierta cantidad de líquido a una temperatura determinada. El término "entalpía" proviene del griego enthalpein "entibiar".


Nota

[Nota 11]

11 Esta humedad ambiente se condensa en las botellas de cerveza debido a la baja temperatura imprescindible en las cerbatanas, razón por la cual "sudan". De aquí la simpática frase "quiero una güera bien sudada".


Nota

[Nota 12]

12 Conocida como "conductividad térmica".


Nota

[Nota 13]

13 Véase "La temperatura en la cocina" en este mismo capítulo.


Nota

[Nota 14]

14 Del indoeuropeo bher- "hervir" quemar. Del mismo origen: abrasar, Brasil, brea, fervor.


Nota

[Nota 15]

15 E1 perspicaz lector o lectora habrá concluido acertadamente que el término anaerobio es incorrecto. Fue acuñado antes de que se descubriera la composición del aire de nitrógeno y oxígeno.


Nota

[Nota 16]

16 Del griego sapr phyte "pudrirse, planta". Que se alimenta de materia orgánica en descomposición.


Nota

[Nota 17]

17 Del latín vinum acris vino ácido.


Nota

[Nota 18]

18 Del griego ptomaine "que cae", "cadáver"; son compuestos orgánicos como la cadaverina y la putrescina.


Nota

[Nota 19]

19 Del latín acetum "vinagre", "vino agrio".


Nota

[Nota 20]

20 Del árabe al kali "cenizas".


Nota

[Nota 21]

21 Abreviatura de "potencial de hidrógeno". Un pH de 7 corresponde a una solución neutra como el agua pura. Un pH mayor de 7 indica alcalinidad y uno menor de 7, obvio, acidez.


Nota

[Nota 22]

22 Liquen del género Crozophora, se empleó para teñir de violeta la seda y la lana en el Oriente. Alrededor del año 1 300 d.C. llegó a Europa.


Nota

[Nota 23]

23 Entre ellos la "orchilla de mar" (género Rochella).


Nota

[Nota 24]

24 Etimológicamente oxígeno significa: oxys ácido, amargo, y genna producción, e. d. generador de ácidos.


Nota

[Nota 25]

25 El sufijo griego oide significa "semejante a", p. ej .humanoide, intelectualoide, hidrogenoide.


Nota

[Nota 26]

26 La fórmula del bicarbonato de sodio es NaHCO3, la del carbonato Na2CO3. Ambos producen CO2 con los

ácidos pero, para la misma cantidad de Na el primero produce dos volúmenes respecto al segundo. Por eso se le llamó bi-carbonato.


Nota

[Nota 27]

27 Del náhuatl tetl "piedra" y quizquitl "brotante".


Nota

[Nota 28]

28 Del náhuatl nextli "ceniza", "cal" y tamalli "masa de maíz".


Nota

[Nota 29]

29 Abreviatura de "ácido nicotínico". El ácido nicotínico C5 H4 NCO OH (el nombre se debe a Jean Nicot, 1600)

es miembro del grupo de la vitamina B que previene la pelagra.


Nota

[Nota 30]

30 Lo muestra el término "simposio"; del griego syn posion "beber juntos".


Nota

[Nota31]

31 Del griego lasanon "marmita, caldero".


Nota

[Nota 32]

32 Ésta no es, desde luego, la receta.


Nota

[Nota 33]

33 Del náhuatl tlapechtli "tablado", "andamio".


Nota

[Nota 34]

34 Del náhuatl tlaxamanalli "tablas hendidas", "astillas".


Nota

[Nota 35]

35 Del náhuatl tamalli "pan de maíz envuelto en hojas y cocido al vapor", i.e. "tamal".


Nota

[Nota 36]

36 Del náhuatl tzapatli "espina" y ayotli "calabaza".


Nota

[Nota 37]

37 Del náhuatl elotl "mazorca tierna de maíz".


Nota

[Nota 38]

38 Del inglés to roast "asar, cocinar a fuego".


Nota

[Nota 39]

39 Del latín frigere "asar, freír".


III. EN LA MESA

III. EN LA MESA

LA GRAN variedad de gustos y preferencias por determinados alimentos puede analizarse en términos de cuatro características básicas que hacen apetecible la manducatoria: textura, color; olor; sabor.

En este capítulo trataremos desde el punto de vista fisicoquímico lo que cotidianamente se trata desde el punto de vista gastronómico.

Por ejemplo, la textura de los alimentos (cremoso, batido, tostado, dorado, esponjoso, etc.) se reduce en términos fisicoquímicos a... dispersiones, De éstas trataremos a continuación. Y del color; olor y sabor.

PARA ABRIR EL APETITO

Soluciones, suspensiones, emulsiones, coloides, etc.

Las soluciones, las suspensiones, las emulsiones y los coloides son mezclas con dos fases, esto es, pueden estar constituidas por dos de los tres más abundantes estados de la materia: líquido, sólido, gaseoso. La principal

diferencia en estas mezclas es el tamaño de las partículas de la fase dispersa, conocida como soluto. 1

En una solución las partículas son aproximadamente del tamaño de las moléculas del soluto, es decir de 0.1 a 1 x

10-7 cm, casi diez veces el tamaño de un átomo de hidrógeno.

En una suspensión las partículas son suficientemente grandes como para ser retenidas en un filtro, .6 a 2 x 10-4 cm.

En una emulsión las partículas se mantienen dispersas por la presencia de una tercera sustancia llamada emulsificante. El tamaño de las partículas de una emulsión es semejante al de un coloide aunque en ocasiones es

mayor. En estos casos las partículas tienen un diámetro de 10-7 a 10-4 cm. De estas últimas dispersiones hablaremos al final de este apartado. El sutil lector (o lectora) habrá notado con razón que no hay una frontera precisa entre solución, suspensión y coloide.

En la última clase de mezclas de dos fases: los coloides, 2 las partículas son mayores que las moléculas pero menores que las de una suspensión, de manera que se tiene una mezcla homogénea. A simple vista no se puede

distinguir las soluciones de los coloides.3 Sin embargo, las partículas en un coloide son suficientemente grandes como para dispersar la luz de la misma forma en que se dispersa en un cuarto con polvo en suspensión. Si se hace pasar el haz de luz de una lámpara de mano a través de una cerveza, figura III.1, puede notarse la dispersión de luz que produce un coloide. Haga la misma prueba con: jugo de naranja, café, consomé, vinagre, clara de huevo, sidra, miel, agua con sal, agua con azúcar; etcétera.


III. EN LA MESA

Figura III. 1. Un refresco de cola, ¿es coloide?

Cuando la luz viaja a través de un medio en el que hay partículas, parte de su energía se dispersa en todas

direcciones (efecto Tyndall).4 Este fenómeno también se da en las plumas de ciertas aves, sus colores iridiscentes se deben a burbujas de aire de tamaño coloidal suspendidas en el medio transparente sólido. Tales burbujas dispersan la luz azul pero dejan pasar la luz roja la cual llega al cuerpo del ave y como resultado las plumas se ven azules. Muchos de los colores que vemos son resultado de la dispersión de la luz por partículas coloidales, colores que dependen del tamaño de las partículas, de su orientación y de su textura.

Volviendo a las dispersiones, las de partículas mayores a 2 x 10-4 cm se consideran simplemente mezclas.

Según el medio dispersor y el tipo de coloide disperso se tienen nueve tipos de dispersiones, tabla III. 1.

Tabla III. 1 Diferentes tipos de disperciones.

Fase dispersa Medio dispersor Nombre Ejemplos

Sólido Gas Aerosol Humos

Sólido Líquido Sol o suspensoide Atole, puré, cerveza, etc.

Sólido Sólido --- Vidrios coloreados

Líquido Gas Aerosol Nieblas, nubes

Líquido Líquido Emulsión Aderezos, mayonesa, mantequilla

Líquido Sólido Gel Gelatinas, ópalos

Gas Gas --- Olores

Gas Liquido Espuma Crema batida, merengue

Gas Sólido --- Pan, helados, piedra pómez

Uno de los coloides más representativo que se encuentra en la cocina es la gelatina,5 una proteína con muchos grupos polares, tales como —C = O (carbonilo) y = N — H (imino), dispuestos a formar enlaces de hidrógeno con el agua que, como es sabido, está formada por moléculas muy polares. Cuando la gelatina está dispersa en agua caliente forma lo que se llama sol. Al enfriarse forma un gel, un líquido disperso en un sólido, en este caso las partículas coloidales de gelatina están en contacto entre sí formando una red tridimensional, la cual engloba al líquido, como en albercas microscópicas.

La gelatina, como buen coloide que es, se precipita fácilmente cuando se le añade un líquido que disuelve al medio dispersor. Así, al añadir alcohol a una gelatina que no ha cuajado se provoca la coagulación (resultado de


III. EN LA MESA

eliminar el agua a las partículas coloidales), figura III. 2.

Figura III. 2. Cuajado de gelatina con alcohol

Hay un fenómeno común en los geles, denominado sinéresis, 6 consiste en la formación de un líquido constituido por las mismas moléculas coloidales muy diluidas. Este fenómeno se presenta cuando se enfrían gelatinas y postres semejantes: el gel se contrae y expulsa agua. La contracción se debe a un rearreglo de las moléculas del coloide que adquiere una estructura más estable.

Otro coloide cotidiano es la leche. Si ésta se diluye más de lo que el fabricante ya ha hecho puede notarse la

dispersión de luz característica de los coloides. Las moléculas de caseína, 7 una proteína de la leche, se mantienen dispersas por tener carga negativa. Obviamente la leche se "corta" cuando se aglomeran las partículas de caseína. Esto ocurre por la producción de ácido láctico debida a la fermentación de los azúcares de la leche. El ácido (que tiene carga positiva) se une a las moléculas de caseína neutralizándolas, al no repelerse en éstas se forman los grumos característicos de la leche cortada. Éste es un fenómeno semejante al coagulado de la gelatina por alcohol mencionado en el párrafo anterior; pero con un origen diferente. En el primer caso se elimina al medio dispersor; en el segundo se anula la repulsión entre partículas.

Ya hemos dicho que hay muchas clases de sustancias que no se disuelven en agua y, dependiendo del tamaño de las partículas mezcladas en el líquido, dan lugar a suspensiones o coloides; en particular; si la mezcla de una sustancia en un líquido se separa cuando se deja reposar se llama suspensión.

Suspensiones muy comunes en la cocina son: puré, cremas de espárragos, alcachofa, betabel, etc. Y en el botiquín la suspensión infaltable es la leche de magnesia (hidróxido de magnesio).

Casi todos los aderezos 8 para ensaladas están constituidos por dos líquidos inmiscibles: vinagre y aceite. Desde luego llevan especias, ajo, sal, etc. El punto es que hay que agitar el aderezo para usarlo. Y mientras mayor el tiempo de agitación, mayor el tiempo que tardan en separarse los dos líquidos, pues con la agitación violenta se producen partículas muy pequeñas. Este procedimiento se emplea para fabricar la leche homogeneizada: se hace pasar el lácteo por una fina malla que rompe las pequeñas partículas de grasa a fin de lograr una mayor estabilidad en la dispersión... que se pierde con la congelación, véase en el capítulo II, "El refrigerador".

Ahora bien, cuando el aderezo para ensalada se deja de agitar, las gotitas de aceite comienzan a crecer hasta que forman una capa separada. La adición de una tercera sustancia impide, en ocasiones, que las gotitas de aceite se separen. El resultado es una mezcla estable llamada emulsión y la tercera sustancia es, obvio, el agente


III. EN LA MESA

emulsificante, emulsivo o, simplemente, emulsificante. 9 Unos ejemplos de emulsificantes son el jabón, el detergente y la mayonesa.

La mayonesa o salsa mahonesa 10 (hecha con yema de huevo, aceite, sal y jugo de limón) es una suspensión estabilizada por la lecitina contenida en la yema de huevo. La clave para hacer la mayonesa es verter las gotas de aceite muy lentamente sobre el vinagre, la yema y la mostaza (bien batidos) de forma que la yema de huevo pueda cubrir las gotas de aceite que se están añadiendo impidiendo que se junten. En la mayonesa casera debe cuidarse la velocidad de añadido del aceite a la mezcla vinagre—yema de huevo. La velocidad de adición debe ser menor a la capacidad de dispersión del aceite en la emulsión.

Como indicamos, la mayonesa se mantiene estable por la yema de huevo cuyo ingrediente activo es la lecitina.

Hay muchas lecitinas 11 estructuralmente iguales a las grasas pero con un extremo polar, esto es, cargado eléctricamente, figura III. 3; el otro extremo no tiene carga eléctrica (es no polar).

El extremo polar es atraído por el agua (es hidrofílico) y el extremo no polar es atraído por la grasa (hidrofóbico), figura III.4. El resultado es que el emulsificante disuelve la mitad de sí mismo en el agua y la otra mitad en el aceite. Los extremos no polares de las moléculas de lecitina se orientan dentro de las gotitas de grasa y los extremos polares entran a la fase acuosa. Estas gotitas se repelen y mantienen estabilizada la emulsión. En la mayonesa se tiene una emulsión de aceite en un medio acuoso. La mantequilla es, por el contrario, emulsión de agua en un medio aceitoso.

Figura III. 3. Leticina típica.

Figura III. 4. La mayonesa es una emulsión. La lecitina, el emulsificante.

En el capítulo V se trata de otros emulsificantes: los jabones y los detergentes.

DONDE SE TRATA ACERCA DE LOS OLORES EN ALGUNOS ALIMENTOS,


III. EN LA MESA

DE SU ORIGEN Y DE DIVERSASE INGENIOSAS FORMAS PARA REDUCIRLOS

Ajos y cebollas

Ajos, cebollas, brócolis, coliflor, col etc., no sólo se caracterizan por ser muy olorosos sino también porque tienen el mismo mecanismo de producción de olores. Se trata, en general, de dos sustancias separadas por la membrana celular, la cual al romperse (sea por corte, macerado, cocimiento, etc.) permite que reaccionen

produciendo las sustancias odoríferas. En la coliflor; por ejemplo, la sinigrina12 y la mirosinasa,13 se

encuentran separadas, pero al juntarlas la mirosinasa descompone a la sinigrina en aceite de mostaza, 14 que a su vez da lugar a ácido sulfhídrico (el mismo de los huevos cocidos o peor; podridos).

La mejor manera de limitar los olores de brócolis, coliflor; etc., es cocinar con una gran cantidad de agua para reducir el tiempo de cocción y, obvio, emplear tapadera. Aunque, paradójicamente, puede tenerse menor olor a col en la cocina si no se pone la tapadera; los ácidos volátiles, responsables de la producción del ácido sulfhídrico, se eliminan rápidamente del agua cuando no se pone la tapadera.

El ajo, como mencionamos anteriormente, posee dos compuestos: la aliina 15 y la alinasa. 16 La reacción, como mencionamos, está impedida por la membrana celular que separa ambos compuestos. Sólo cuando rompemos la membrana, al cortarlo, triturarlo, macerarlo, etc., se produce el característico olor a ajo

debido a la nueva sustancia, llamada alicina, 17 un tiol o mercaptano, véase nota 17 del capítulo I. Entre paréntesis, el azufre también se encuentra en las cebollas, los huevos, los puerros y el gas de cocina. En general los tioles son compuestos muy olorosos, un olfato sin entrenamiento especial puede captar a una sola de estas partículas en 3 millones de partículas de aire.

La aliina está presente en el ajo en muy baja concentración, sólo 0.24% y es una molécula inodora; sólo cuando se pone en contacto con la enzima alinasa se produce la alicina. Esta sustancia es la que más contribuye al olor característico del ajo, pero también intervienen el disulfuro de dipropilo (C6H12S2), el disulfuro de dialilo

(C6H10S2), trisulfuro y tetrasulforo de dialilo, etc. Todas estas moléculas contienen átomos de azufre.

Con las cebollas ocurre algo semejante que con los ajos: sólo al triturarlas, macerarlas, cortarlas, etc., se produce el olor típico y, en este caso, el lagrimeo consecuente. Nuevamente hay dos reactantes separados por la membrana celular. La cebolla contiene también un compuesto muy semejante a la aliina, sólo que sus átomos

están acomodados de diferente manera, 18 la alinasa de la cebolla la convierte en una sustancia lacrimógena, el C3H6SO (que, a decir verdad, son más de 50 estructuras químicas diferentes, con sus respectivos nombres). En

este caso la nueva molécula es muy reactiva y muy soluble en agua, de aquí que se disuelva en la película acuosa que cubre los ojos irritándolos y produciendo el lagrimeo. La misma solubilidad es el remedio para evitar el llanto cebollino: cortar las cebollas bajo el chorro de agua. Hay muchos remedios tradicionales al llanto que provoca la cebolla: sostener un pedazo de cebolla en la cabeza (efectivo, pues se mantienen los ojos alejados de los gases); sostener un cerillo usado entre los dientes (efectivo, el carbón absorbe los gases); enfriar las cebollas antes de cortarlas (efectivo, disminuye la volatilidad de las sustancias lacrimógenas), etcétera.

Tanto en el caso de las cebollas como en el de los ajos la alinasa actúa sobre otras sustancias. La aliina del ajo tiene un autoenlace débil en su estructura el cual, al contacto con la alinasa, se rompe quedando expuesto a la acción del agua que parte a la molécula de aliina y la separa de la alinasa. La alinasa queda entonces dispuesta a recibir nuevas moléculas de aliina y repetir la secuencia.

Es obvio que se puede controlar la intensidad del sabor a ajo o cebolla controlando la cantidad de membranas destruidas, es decir; el tamaño de la picadura de ajo y cebolla. También se puede controlar con la temperatura de cocimiento puesto que el calor destruye las paredes celulares. Y también con el tiempo de cocimiento, ya que las moléculas con azufre (responsables del sabor y olor a ajo o cebolla) se evaporan fácilmente de los alimentos. Por otro lado, los compuestos azufrados entran al torrente sanguíneo y salen con el aliento y el sudor. De aquí que el olor de las personas, efectivamente, depende de su dieta y no sólo de su higiene.


III. EN LA MESA

El olor del pescado

El olor del pescado es debido a las laminas que resultan de la descomposición de las proteínas de la carne.

R — NH2

fórmula general de las aminas

En la fórmula, R indica a los grupos alquil, 19 unos compuestos de carbono e hidrógeno que se ajustan a la fórmula general CnH2n+1

La forma tradicional de disminuir el olor a pescado es rociar jugo de limón. El grupo amino (—NH2) presente en

los compuestos volátiles del pescado tiene la capacidad de asimilar iones hidrógeno (H+), con lo cual la molécula queda cargada eléctricamente:

R — NH2 + H+ è R — NH3+

Ahora bien, puesto que los ácidos tienen una gran abundancia de iones hidrógeno (capítulo II), el jugo de limón suministra los iones H+ que cargan eléctricamente a las aminas odoríferas y suministra también el agua en que

quedarán disueltas.20 Con lo anterior las partículas odoríferas quedan disueltas en el agua del jugo de limón sin llegar a las membranas de la nariz del comensal.

El olor de los huevos cocidos

El característico olor de los huevos cocidos lo causa, ya lo hemos dicho, el ácido sulfhídrico (H2S) producido por

la descomposición de las proteínas. La temperatura del cocimiento hace que la albúmina 21 (principal componente de la clara, después que el agua) genere este gas que, afortunadamente, es muy soluble en agua.22

Ahora bien, los gases son más solubles a baja temperatura por lo que conviene poner el huevo recién cocido bajo el chorro de agua fría por unos segundos. Lo anterior tiene una ventaja más: se evita la formación de una

desagradable capa verdosa sobre la yema de huevo. Ésta, como es sabido, 23 y lipovitelinina, que contienen hierro; éste descompone al ácido sulfhídrico formando un sulfuro verdoso que cubre a la yema.

EL COLOR EN LOS ALIMENTOS

En los alimentos hay cuatro tipos fundamentales de colorantes:

1) Los carotenoides 24 constituyen un grupo de pigmentos amarillos, rojos y naranjas distribuidos en casi todos los organismos vivos. Generalmente los carotenoides son insolubles en agua pero se disuelven fácilmente en grasas y en alcohol. Dan el color naranja a las, obvio, naranjas, zanahorias, maíz, duraznos, tomates, etc. También se hallan en la yema de huevo, la piel de pollo, mariscos, etc. En este último caso los carotenoides se hallan unidos a una proteína. Como habrá sospechado el antojadizo lector este complejo caroteno-proteína 25

se rompe con la temperatura (generalmente los mariscos 26 pasan por agua hirviente antes de llegar a la boca del comensal), lo que da lugar al color rojo naranja de los carotenoides de los camarones. El mismo resultado se obtiene con alcohol.

Aunque los carotenoides están presentes en casi todos los vegetales y en las hojas verdes de los árboles permanecen ocultos por la clorofila. Sólo en otoño, cuando disminuye la clorofila, aparecen los carotenos: amarillos, naranjas, rojos, dando la coloración típica de las hojas.


III. EN LA MESA

Figura III. 5. Clorofila a.

2) En general, todos los vegetales verdes contienen clorofila. 27 Son los más abundantes en nuestra dieta: espárragos, alcachofas, lechugas, calabazas, perejil, berros, acelgas, espinacas, chícharos, cilantro, etc., etcétera.

La clorofila forma parte de una clase de compuestos llamados porfirinas. 28 Éstas están formadas por una estructura anillada combinada con un metal y una proteína. La hemoglobina es la porfirina más importante del reino animal mientras que la clorofila lo es del vegetal. En la figura III.5 se presenta la estructura simplificada de la porfirina llamada clorofila a.

En algunos frutos como cítricos, plátanos y tomates puede haber un color verdoso indeseable debido, obviamente, a la clorofila. Para destruirla se emplea etileno. Este compuesto también se emplea para blanquear el apio, melón, peras, piñas, etcétera.

3) Las antocianinas, 29 producen los colores azules y rojos de cebolla morada, repollo morado, fresas, betabel, etc. Como los pigmentos del siguiente apartado, las antoxantinas, casi no se presentan en animales. En particular las antocianinas cambian notablemente de color cuando varía el pH. Los cocineros saben que para conservar el color de los betabeles les conviene un pH ácido y, por lo mismo, les añaden jugo de limón o vinagre.

Una propiedad interesante de las antocianinas es el cambio de color que presentan cuando se tratan con ácidos a álcalis. La exposición de los pétalos de una flor roja a los vapores del amoniaco (o Ajax con "amonia") los vuelve azul verdoso; una flor azul se pone roja al sumergirla en vinagre.

En las frutas enlatadas las antocianinas llegan a corroer el envase formando sales de estaño y hierro disminuyendo la calidad del producto.

4) Las antoxantinas, 30 dan lugar al color cremoso de cebollas, espárragos, coliflor, arroz, etc., que en pH alcalino se vuelve amarillento (de aquí que las amas de casa, para cocer el arroz blanco, le pongan unas gotas de limón).

Los tres últimos tipos de pigmentos vegetales cambian de color cuando se someten a cocimiento. El caso de la clorofila se tratará más adelante al hablar de los aderezos en "Las ensaladas".

Los carotenos, en cambio, son casi insensibles al calor y la acidez. Por eso al cocinar vegetales verdes, cuando se ha descompuesto la clorofila, se manifiestan los carotenos: amarillos, rojos, anaranjados. En consecuencia, para conservar verdes las verduras conviene cocinarlas rápidamente. Para ello conviene calentar primero el agua y añadir después las verduras; mientras más agua se haya calentado más rápido será el cocimiento.


III. EN LA MESA

EL SABOR DE LOS ALIMENTOS

Nuestros sentidos del gusto y del olfato figuran entre los más asombrosos laboratorios químicos. En una fracción de segundo pueden identificar la estructura química y la concentración de una gran cantidad de compuestos independientemente de las sustancias con que se encuentren mezclados.

Cualquier persona que haya estado acatarrada sabe que la percepción del sabor depende del olfato, siendo muy difícil precisar en qué medida interviene éste en aquél. Sin lugar a dudas el olfato es mucho más preciso y sensible que el gusto, además de que actúa a distancia, pues detecta sustancias volátiles. El olfato puede distinguir casi 10 000 olores diferentes.

Así como hay personas que tienen ceguera a algunos colores, las hay que tienen "ceguera" a algunos sabores y olores, como pueden ser las capsicinas de los chiles (de éstas se trata más adelante).

En el siglo pasado Hendrik C. Zwaardemaker ideó un sistema para clasificar los olores en términos de nueve fundamentales:

1) Etéreo: frutas, resinas, éter.

2) Aromático: alcanfor, clavo, limón.

3) Fragante: violeta, vainilla.

4) Ambrosiano: ámbar; almizcle.

5) Aliáceo: cloro, ácido sulfhídrico.

6) Empireumático: café tostado, benceno, creosota.

7) Caprílico: queso, grasas rancias.

8) Repulsivo: chinche, hierba mora, belladona, beleño.

9) Fétido: carroña, heces.

Sin duda muchos olores pueden clasificarse dentro de estos nueve tipos, pero hay muchos otros que escapan de esta división.

Las células olfatorias, como es sabido, llegan a su umbral de sensibilidad a partir de cierta concentración y duración, lo anterior significa que dejan de detectar cierto olor. Tal fatiga puede considerarse específica para cada olor (pues estimula a los mismos receptores), de manera que un examen de fatiga puede comprobar si un olor es esencialmente el mismo que otro. Los experimentos han mostrado que el alcanfor y el clavo producen el mismo tipo de fatiga, esto es, si el olfato ya no llega a reconocer al alcanfor tampoco reconoce al clavo (ambos están en el mismo grupo de aromáticos de Zwaardemaker).

Hace casi 40 años Ernest C. Crocker y Lloyd F. Henderson propusieron reducir los olores a sólo cuatro tipos fundamentales, correspondientes a los cuatro tipos de células olfatorias. Según este sistema todos los olores están compuestos de los siguientes:

1) Fragante o dulce.

2) Ácido o amargo.

3) Empireumático o quemado.

4) Caprino.

Cualquier olor se describe por una fórmula numérica que da la idea de intensidad (de 1 a 8) para cada componente. El olor de una rosa será 6-4-2-3, indicando que es más fuerte en fragancia que en olores


III. EN LA MESA

empireumático y caprino y que tiene un mediano olor ácido. Con este sistema la vainilla tiene la descripción 7-1-2-2 y el alcohol etílico 5-4-1-4. Con todo, intentar describir el universo de los olores en términos de cuatro tipos básicos es realmente una sobresimplificación. Basta mencionar que en el olor del café se han identificado... ¡800 compuestos volátiles!

Hasta donde se sabe los compuestos que tienen olores semejantes tienen átomos agrupados en estructuras semejantes. Así los compuestos que tienen olor a alcanfor poseen pequeños grupos de átomos amontonados junto a un átomo de carbono. Incluso pueden ser grupos de átomos muy diferentes: metil, halógeno, nitro, etc. Sin embargo, en ocasiones la naturaleza del grupo sí interviene en el olor; por ejemplo, si en un compuesto con olor a menta se reemplaza un grupo metil (-CH3) por un hidrógeno (-H) se obtiene olor a alcanfor. Por otro lado, sólo

una parte de la molécula tiene importancia en su comportamiento olfatorio.

En cuanto al sentido del gusto se acepta que hay sabores fundamentales: amargo, salado, dulce y ácido. Sin embargo, hay más de 10 000 compuestos químicos que intervienen en el sabor y olor de los alimentos. Tan sólo en el sabor de chocolate se han identificado 47 compuestos de los que ninguno tiene sabor a chocolate. Éste resulta de la mezcla en proporciones justas de los constituyentes. Y algo parecido ocurre con el pan, la leche, el café, ¡la cerveza!, etcétera.

El aparato gustatorio está colocado principalmente en la superficie superior de la lengua, en la parte posterior de la bóveda del paladar; la epiglotis y el inicio de la garganta. El sabor amargo se identifica en la parte posterior de la lengua, mientras que lo dulce y lo salado se reconoce en la punta y los lados de la lengua. A diferencia del olfato el gusto sólo identifica las sustancias disueltas en agua a concentraciones 3 000 veces mayor que la necesaria para el olfato.

También en este sentido se han hecho intentos por relacionar el sabor con características químicas. El gusto ácido está efectivamente relacionado con la acidez de la solución, es decir, la concentración de iones H+. El sabor salado proviene de... las sales de algunos metales. Hay excepciones, el cloruro de sodio (sal de cocina) es, por supuesto, salado, mientras que el cloruro de cesio es amargo y durante un tiempo se empleó una sal orgánica de plomo como ¡endulzante!

Para las sustancias dulces es muy difícil encontrar algo en común aparte del sabor. Entre éstas se hallan, la sacarina, la dulcina y el cloruro de berilio, compuestos con muy diferente composición y estructura química. Y lo mismo ocurre con las sustancias amargas con un punto sorprendente: una pequeña modificación en la estructura de una sustancia amarga la transforma en dulce, así se puede obtener dulcina al sustituir un átomo de azufre por uno de oxígeno en la p-etoxifeniltiocarbamida. Esta sustancia es particularmente reveladora de la "ceguera" al sabor; para tres de cada diez gentes no es amarga sino insípida.

Durante mucho tiempo las investigaciones acerca de los olores y sabores se limitaban a las sustancias, actualmente se estudia el mecanismo receptor de las células. Hay una teoría enzimática según la cual las sustancias reaccionan por una catálisis enzimática, véanse en los capítulos I y II, "Las enzimas".

Puesto que las enzimas son sensibles a concentraciones muy bajas y a una gran variedad de agentes, se puede explicar la sensibilidad del olfato y la diversidad tan grande de sustancias odoríferas. Asimismo la reversibilidad de los efectos inhibitorios en las enzimas explica la recuperación del efecto de fatiga olfativa.

Los refinamientos en estos sentidos son señal inequívoca del nivel cultural de la sociedad, como aseguran los franceses.

LA SAZÓN

Según algunos entusiastas, la gastronomía debe figurar entre las bellas artes. 31 Lo que sí es indiscutible es que una buena comida causa impresión sobre más de un sentido en más de un sentido. La vista, el olfato, el gusto, el tacto, son los más directamente involucrados. Para alimentos como apio y zanahoria, alguien añadiría el oído, lo mismo que con los melones y sandías, pues suele conocerse el estado de estas frutas por el sonido que producen al golpearlas. Así que lo que denominamos "sabor" de un alimento es resultado de tres sensaciones: tacto, olfato y gusto.


III. EN LA MESA

El aspecto visual de un alimento es el primer paso para predecir el grado de satisfacción que se obtendrá al comerlo. Las decisiones para comprar alimentos se basan en el aspecto, en el color, textura y consistencia. Las sensaciones del tacto al comer son respuestas a la textura, consistencia y temperatura, la cual influye grandemente en el sabor y el aroma. El gusto es un sentido que responde a los componentes químicos de los alimentos por las papilas gustativas, localizadas principalmente en la lengua. Generalmente se aceptan cuatro sabores básicos: dulce (azúcar), agrio (vinagre), salado (sal) y amargo (cafeína). La capacidad de reconocer sabores es resultado de muchos factores: genéticos, fisiológicos, salud, hábitos, etc. Así, por ejemplo, la

capacidad de sentir el picor intenso de la feniltiocarbamida (PTC)32 o de las capsicinas.

El aroma de un alimento no sólo llega a través de las fosas nasales, en la masticación y deglución llega por la región posterior del paladar al tejido olfatorio.

No hay duda de que el arte culinario pretende combinar sabor con nutrición. Y para lo primero se emplean aditivos como sal, azúcar, especias, etcétera.

Curiosamente los principales componentes de los alimentos (proteínas, hidratos de carbono, grasas, etc.) tienen relativamente poco sabor. El azúcar es el único ingrediente que tiene importancia por su sabor. En gran medida son las "impurezas" (sustancias en muy bajo porcentaje) las que suministran el sabor a los víveres. Algunos comestibles toman buen sabor con su desarrollo natural, por ejemplo, frutas, nueces y verduras. Otros lo obtienen de la química de la cocina: la acción de la temperatura produce cambios químicos en carne, pescado, huevos, mariscos, café, etc., y la adición de saborizantes.

Los saborizantes de origen natural pertenecen a diversas familias químicas: alcoholes, cetonas, aminas, ácidos, ésteres, aldehídos, lactonas, hidrocarburos sulfurosos, etc. Sorprenderá saber que se emplean en porcentajes muy bajos, menos de un 0.001%, al preparar los alimentos. Hay ciertas sustancias que mejoran considerablemente el sabor de los alimentos, son los llamados potenciadores por tecnólogos de alimentos y sazonadores por los diletantes culinarios. Entre ellos están la sal y el glutamato, presente en muchos sazonadores comerciales. El glutamato monosódico (MSG) tiene la fórmula

Na OOCCH2 CH2 - CH (NH2) COOH

y consiste en cristales blancos solubles. Es particularmente eficaz para los productos de carne.

Por su efecto potenciador se emplea la sal en repostería: sirve para acentuar el sabor dulce (con menor gasto de azúcar). Con todo, también es cierto que añadir sal reduce el sabor ácido de la fruta verde y un sabor empalagoso puede reducirse agregando una pequeña cantidad de sal.

Para la sazón de las comidas también se emplean las especias que tienen, además, fama de ser preservadores. Sin embargo las especias no constituyen un conservador químico, aunque sí contienen sustancias antibacterianas. Con todo, las bajas cantidades en que se emplean las especias para sazonar hacen muy discutible su papel

antibacteriano. Los terpenos 33 que se obtienen de la nuez moscada, canela, mejorana, tomillo, laurel,

pimientos, 34 cítricos, clavo, menta y cilantro tienen, efectivamente, propiedades antimicrobianas. Los aceites de las especias tienen algunas propiedades inhibidoras para bacterias y hongos, así ocurre con: la alcaravea, el cardamomo, el cilantro, el comino, el hinojo, la cebadilla, el ajonjolí, el anís, el apio, el eneldo y la mostaza.

El ajo y la cebolla también poseen propiedades antimicrobianas debido a los compuestos de tiosulfonato que contienen; estas características se conservan incluso en el ajo deshidratado.

Las hierbas y especias se usan desde tiempo inmemorial para sazonar alimentos. Generalmente las hierbas se clasifican como tales por tener tallos blandos cuyos brotes se emplean frescos o secos. Las hierbas tienen un bajo contenido de aceites volátiles, es decir, que se evaporan. Las especias incluyen cortezas (canela), raíces (jengibre), botones de flor (clavo), semillas (pimienta) y frutas (cardamomo). Tienen un gran contenido de aceites volátiles, por lo que son muy aromáticas. En ciertas especias como los chiles los componentes no volátiles son más importantes para sazonar.


III. EN LA MESA

Los chiles empleados en las salsas son las variedades de Capsicum annum y Capsicum frutescens, que dan sus características propias de sabor y picor. El ingrediente activo pertenece a una extensa familia de compuestos

conocida como cápsicos. 35 La sensación de dolor debida a los picantes es estimulada por muchas especias: pimientas negra y blanca, chiles, mostaza, clavo, canela, etc. y también por ciertas verduras como rábano, cebolla, ajo, jengibre, etcétera.

Aunque la capsicina no tiene sabor ni olor característicos, una parte en cien mil de agua provoca ardor persistente en la lengua. Como suele ocurrir en química orgánica la capsicina no se refiere a una sustancia sino, al menos, a cinco tipos de compuestos.

LA CARNE

La composición de la carne es, en general, 73% de agua, 18% de proteína, 4% de sustancias no proteínicas solubles y 3% de grasa. Estas proteínas son importantes no sólo desde el punto de vista de la nutrición sino también de las propiedades gastronómicas de la carne: textura, color, sabor, olor; etc. A la fecha se han identificado cerca de 50 componentes proteínicos, muchos de los cuales son enzimas que, estando vivo el animal, intervenían en la acción muscular. El colágeno (véase "Las proteínas" en el capítulo 1) y la grasa intramuscular tienen gran influencia en la suavidad de la carne.

Figura III. 6. Estructura simplificada del glicógeno.

La carne es popular por su carácter nutritivo y por su atractivo: aroma, sabor; etc. El cocimiento, por lo general, aumenta tal atractivo mejorando el sabor; la blandura y la digestibilidad. Básicamente hay tres formas de

preparación: calor seco (rostizado 36 y asado), calor húmedo (cocido, estofado37 ) y calor con aceite

(salteado, 38 freído). Otros métodos son: el ahumado, el uso de las microondas y la barbacoa.39 Cada procedimiento tiene su resultado específico en el producto final. Así, por ejemplo, el asado y el freído caramelizan la superficie mejorando el color, la textura y el sabor. Puede pacer extraño hablar de caramelización de la carne pero, recordemos, uno de sus componentes es el glicógeno, figura III.6, esto es, un almidón, esto es, un polisacárido, esto es... ¡un azúcar! Compare la fórmula del glicógeno con la de la maltosa (disacárido), figura I.2.

Casi siempre se usan para estos métodos los cortes más tiernos porque el calor seco tiende a cortar las fibras musculares endureciendo el producto. El horneado, con cierto grado de humedad resultante de la combustión (véase "El horno", capítulo II) da una carne más suave que el asado pues el calor húmedo hidroliza parcialmente el tejido colagenoso. El color y el sabor producidos por calor húmedo no son tan apetecibles como en el asado, razón por la cual la carne horneada lleva muchos condimentos; a la carne asada, en cambio, le basta un poco de sal, cebollitas y cerveza.

El color de la carne preparada influye notablemente en el apetito. "Término medio" indica el punto de oxidación


III. EN LA MESA

de la oxihemoglobina (55 a 62°C); "bien cocida" corresponde a formación de pigmentos hemo (65°C) que dan el color gris café. A mayor temperatura la caramelización (véase "Freír", capítulo II) produce un color café oscuro muy atractivo.

Los principales pigmentos de la carne son proteínas conjugadas: hemoglobina (procedente de la sangre que queda en los tejidos) y, en mayor grado, mioglobina (componente del tejido muscular). La mioglobina, a semejanza de la hemoglobina, tiene una fuerte afinidad por el oxígeno y, en su presencia, se combina con el oxígeno molecular para formar oximioglobina. La reacción es reversible e implica "oxigenación" más que oxidación, ya que el hierro de la fracción hémica de la molécula está en estado ferroso en ambos compuestos. El pigmento de la superficie de la carne, debido a la exposición al oxígeno es oximioglobina. El pigmento no oxigenado sólo se da dentro de la carne. La oximioglobina es de color rojo brillante (como habrá supuesto el bien bañado lector), la mioglobina rojo púrpura.

Si la oximioglobina se oxida forma un pigmento pardo, la metamioglobina. Lo anterior ocurre en la carne vieja o durante el cocimiento de la carne fresca. Como mencionamos, la reacción de oxidación es reversible. Algunos carniceros lo saben y ponen azúcar en la carne molida para recuperar el color rojo de la mioglobina.

Cuando se calienta cualquiera de estos pigmentos se coagulan las proteínas y la hematina se vuelve parda, el típico color de la carne fresca cocida. Cuando las carnes curadas (jamón, tocino, cecina, etc.) se cuecen conservan su color rojo. Las carnes curadas generalmente llevan nitrato de sodio, el cual les da un color rosado estable por la producción de mioglobina nítrica. Si bien este pigmento se descompone con el calor, el producto es, nuevamente, de color rojo claro o rosado (hemocromógeno nítrico).

Hay varios factores que influyen en la suavidad de la carne. Desde los antecedentes genéticos del animal, su salud y alimentación hasta, después de sacrificado, el tiempo de almacenamiento, la temperatura, la adición de suavizantes y la forma de preparación.

Entre una raza y otra existe una gran variedad de suavidades, lo mismo que entre un animal y otro e, incluso, dentro de un mismo músculo. Por lo anterior; la habilidad del carnicero es importante para lograr la suavidad de un "corte".

Las enzimas ya existentes en la misma carne pueden emplearse, bajo condiciones controladas, para suavizarla o endurecerla. Si se añejan los cortes buenos se logra mejor sabor y mayor suavidad. Para ello la carne se almacena de 10 a 40 días a 1°C a fin de que las enzimas naturales lleven a cabo su proceso de suavizamiento.

Para ablandar la carne se emplean diferentes enzimas proteolíticas: papaína,40 ficina 41 y bromelaína. 42

En cualquier caso se trata de disminuir la longitud de las fibras y su anudamiento.

LAS ENSALADAS

Como mencionamos en el capítulo II ("Ácidos y bases en la cocina"), al hablar del color de los alimentos, la molécula de clorofila tiene un átomo de magnesio que es eliminado por los ácidos; así desaparece el característico color verde de la clorofila y aparece el parduzco debido a los carotenos. Puesto que la base universal de los aderezos es el vinagre, es decir una buena parte de ácido acético, añadirlo a las ensaladas les mejora el sabor pero perjudica su color. La solución doméstica al inevitable pardeamiento de las ensaladas aliñadas es poner el aderezo justo antes de consumirlas.

En general, los aderezos son emulsiones en las que se ha dispersado el aceite en agua. 43 Como emulsificante se emplea la yema de huevo, que de suyo es ya una emulsión muy estable, lo que permite la dispersión del aceite vegetal en el vinagre. En los aderezos de ensaladas el aceite está expuesto a muchos factores que lo enrancian: el tiempo, la temperatura, la luz, el aire, la superficie expuesta, la humedad, el material orgánico nitrogenado y algunos metales. Puesto que el aceite se halla disperso, la superficie activa es muy grande (véase "Soluciones, suspensiones, emulsiones...", en este mismo capítulo) y cada vez que se agita para dispersar los demás componentes se incorpora aire a la emulsión. En condiciones atmosféricas normales la oxidación de los aceites (enranciado) pasa por un periodo de inducción: el aceite absorbe oxígeno muy lentamente a una


III. EN LA MESA

velocidad casi constante. En este periodo el cambio de sabor es apenas perceptible. En la segunda etapa el oxígeno forma hidroperóxidos o peróxidos al romper los enlaces dobles de los ácidos grasos no saturados. Esta reacción tiene una velocidad alta que aumenta rápidamente según una curva logarítmica hasta llegar a un máximo. Las mayonesas y aderezos hechos con aceite de soya permanecen en buenas condiciones durante mucho tiempo; pero los aceites de maíz y algodón son superiores.

En los aderezos también se emplean sustancias endulzantes: azúcar de caña, dextrosa, jarabe de maíz, glucosa, miel, etc. Además se añaden especias: mostaza, pimienta, pimentón, cebolla, ajo, jengibre, clavo, etc., etc., etcétera.

Para aumentar la viscosidad del aderezo se emplean almidones. En el capítulo I mencionamos que éstos son carbohidratos altamente polimerizados. En el caso de que sea lineal, como la amilosa, los grupos hidroxilos tienen fuerte afinidad hacia los mismos radicales de las demás moléculas y se forman geles al calentar la suspensión de almidón (si la concentración es suficientemente alta). Hay otros almidones que son polímeros ramificados, como la amilopectina, éstos producen pastas elásticas que no gelatinizan ya que las ramificaciones impiden una orientación uniforme. En la industria de alimentos se emplean ambos tipos de almidones: lineales y ramificados y se modifican sus propiedades haciendo reaccionar sus grupos hidroxilo con diferentes sustancias. De esta forma se reduce a cohesión (semejante a la del caucho) de los almidones ricos en amilopectina y se logra la viscosidad deseada en el aderezo.

Hay otros vegetales empleados en las ensaladas, como el aguacate, que se oscurecen sin necesidad del aderezo. De ellos tratamos en el siguiente párrafo. Véase también "Soluciones, suspensiones, emulsiones..." al inicio de este capítulo III.

Figura III. 7. Orto y para-quinona.

La enzima responsable del color café que aparece sobre las superficies cortadas de ciertas frutas es la fenolasa. 44

A decir verdad, "fenolasa" es un término genérico como azúcar; almidón, gelatina, etc., y se emplea para nombrar a las enzimas que catalizan la oxidación de sustancias mono y ortodifenólicas; tienen un peso molecular de 128 000.

La aparición del color café sobre las frutas y verduras se debe a reacciones de las o—quinonas, 45 figura III.7 que comprenden la oxidación catalizada en forma no enzimática y la polimerización de los productos de oxidación. Donde sí interviene la fenolasa es en la formación de las o—quinonas. Las o—quinonas son precursoras del color café, ellas mismas poseen poco color, sin embargo dan lugar a hidroxiquinonas que se polimerizan y oxidan fácilmente dando, ellas sí, el color café de las frutas. Esta última reacción de oxidación es rápida y no es enzimática.

La fenolasa está ampliamente distribuida en plantas y animales. Entre los productos vegetales que contienen la


III. EN LA MESA

enzima están: la calabaza, los cítricos, los plátanos, las ciruelas, los duraznos, las peras, las manzanas, los aguacates, los camotes, las papas, los mangos, las berenjenas, los melones, el trigo, las espinacas, los jitomates, las aceitunas, etcétera.

La fenolasa es estable a valores de pH cercanos a 7, es decir, valores neutros. Como la mayoría de las proteínas, la fenolasa puede desnaturalizarse por medio del calor. En productos como las verduras que se cocinarán la solución es obvia. Sin embargo, en las frutas que se comerán crudas debe buscarse un inhibidor. El ácido ascórbico es un efectivo agente reductor de las o—quinonas formadas por la fenolasa, pero como no inhiben la acción de ésta debe ponerse una cantidad excedente.

Otra solución para evitar el color pardo es impedir el contacto del oxígeno con la superficie de la fruta: la clásica mayonesa en el aguacate.

LA "COCA-COLA" Y LA TERMODINÁMICA

El lector perspicaz habrá notado que al destapar una "Coca-Cola" se forman condensaciones dentro de la botella. La razón es que, al bajar rápidamente la presión del gas, la expansión se produce a partir de la energía del mismo gas por lo que disminuye su temperatura y, por tanto, se condensa la humedad.

El proceso descrito es semejante al empleado en el "refri" (véase capítulo II) y al que se puede tener en un encendedor de gas "Cricket". En efecto, si se deja escapar el gas del encendedor (sin encenderlo, es obvio) se notará que el gas sale frío. Y es también semejante al que da lugar a la lluvia. Las masas de vapor producido por la evaporación del agua de mar ascienden por los vientos, disminuye la presión y se produce una expansión del vapor a costa de su energía interna disminuyendo, por consiguiente, su temperatura. El fenómeno de la lluvia es mucho más complejo de lo que indicamos; interviene la presencia de polvo atmosférico, la temperatura, las corrientes de aire del lugar; etc. En pocas palabras: al ascender el aire se expande y lo hace a costa de su energía; si ésta disminuye, disminuye la temperatura.

Nuevamente la "Coca-Cola" puede ilustrar un fenómeno termodinámico. Si el refresco está suficientemente frío al destaparlo se produce su congelación. El diagrama de fase del agua, figura III.8, nos muestra lo que ocurre. El punto 1 corresponde al líquido a una presión mayor que la atmosférica. Cuando se destapa la botella la presión disminuye y el sistema se desplaza punto 2, la temperatura no varía ¡y la "Coca" se congela!

Figura III. 8. Congelamiento espontáneo de la "Coca- Cola".

Aprovecharnos para mencionar que el fenómeno inverso ocurre en el mal llamado "patinaje sobre hielo". La presión de la cuchilla del patín funde el hielo; una vez que ha pasado el patín sobre el líquido el agua recupera la presión original y se congela. En rigor; es "patinaje sobre agua".


III. EN LA MESA

LA CONVECCIÓN EN EL ATOLE

Uno de los secretos para preparar un buen atole es agitarlo frecuentemente cuando se está calentando. Debido a su alta viscosidad las corrientes de convección natural no son suficientes para provocar agitación en el líquido, lo que facilita que se queme el atole. Las corrientes de convección son fácilmente visibles al calentar té en un recipiente de vidrio. Al aumentar la temperatura del agua ésta se dilata, véase figura III.11, con lo que disminuye su densidad. Al ser menos densa que el agua fría, el agua caliente asciende arrastrando los trocitos de té. Puede verse cómo las hojitas de té, figura III.9, suben por el centro del recipiente y bajan por los bordes. ¿Puede el lector explicar por que bajan por los bordes?

Figura III. 9. Corrientes de convección natural al hervir té.

¿Y qué diría el bien bañado lector si le aseguramos que el agua no hierve a 100°C (92°C en el D. F)? Basta disponer del siguiente equipo para demostrarlo: una olla grande llena de agua hirviendo que contenga un pocillo de aluminio con agua. El termómetro podrá llegar a 100°C en la olla, y el agua estará hirviendo. Igualmente podrá marcar 100°C en el pocillo ¡pero el agua no hierve!

Como es sabido por el diagrama de fase, la presión de vapor a 100°C es igual a la atmosférica, figura II.4, sin embargo para que se produzca el cambio de fase se requiere suministrar un calor adicional (llamado "calor latente de evaporación" o, mejor; entalpía de evaporación) de 583 cal/g. Para el líquido de la olla este calor se obtiene directamente de la flama (hay una gradiente de temperatura) y se distribuye por las corrientes de convección. Sin embargo para el pocillo no hay gradiente de temperatura ni convección, y el agua contenida en éste no hierve.

Volviendo a las inolvidables quemaduras con atole, es claro que la superficie superior del atole es la que se enfría primero por estar en contacto con el aire que, a su vez, tiene corrientes de convección. Y es claro, que por ser un fluido viscoso, el atole frío no baja fácilmente (aunque haya aumentado su densidad por el enfriamiento). En consecuencia, como cualquiera sabe, el atole de arriba está frío y el de abajo ¡está ardiendo!


III. EN LA MESA

Figura III. 10. Densidad del H2O vs. Temperatura.

La figura III. 10 muestra la variación de la densidad del agua con la temperatura. Nótese que a baja temperatura la densidad es grande, lo que lleva a que el agua fría se dirija al fondo del recipiente. Por el contrario, el agua caliente asciende, como lo habrá notado el lector en el caso del té mencionado antes.

La figura III. 11 muestra un detalle de la III.10. Al bajar la temperatura a menos de 4°C el agua disminuye su densidad y sube a la superficie; en otras palabras, al congelar el agua el hielo se comienza a formar en la superficie.

Por otro lado, cuando se trata de enfriar un líquido conviene poner el hielo encima del vaso, no el vaso encima del hielo. En efecto, el agua fría es más densa que la caliente de forma que aquélla baja manteniendo una diferencia de temperatura respecto al hielo que está arriba del vaso. Si se pone el hielo abajo del vaso el líquido frío queda abajo y no hay corrientes de convección... y el flujo de calor es menor.

Figura III.11. Densidad del H2O de 0 a 10°C


III. EN LA MESA

Figura III.12. El método de la abuelita.

LA CONDUCTIVIDAD TÉRMICA Y OTRAS COSAS

Las abuelas para saber qué tan lleno estaba el "cilindro" de gas bajaban la mano por la superficie del cilindro para saber en dónde se hallaba el nivel del "gas".

Antes hay que aclarar que el gas no se encuentra como tal en el tanque sino como un sistema en equilibrio gas—líquido. Puesto que el "gas" (líquido) es mejor conductor del calor que el "gas" gas, la abuela comenzaba a sentir más frío el cilindro justo donde está el nivel del líquido, figura III. 12.

La capacidad que tiene una sustancia para transmitir el calor es la llamada conductividad térmica. Está relacionada con la sensación de temperatura y calor; como se señala en "La temperatura en la cocina", capítulo II. En este mismo capítulo veremos cómo aprovechar la conductividad térmica del agua para situaciones de emergencia: "El enfriamiento de las chelas"

LA TERMODINÁMICA Y EL ESPAGUETI

Es de todos sabido que para enfriar el atole una forma es añadir atole frío. Con esto se logra una temperatura final que se halla entre la del frío y la del caliente. Tanto más cerca del frío cuanto atole frío se añadió.

Ahora bien, uno de los problemas de la preparación del espagueti 46 es que éste se pega fácilmente.

La razón es simple: al cocerse el espagueti las harinas se convierten en almidones 47 de manera que la pasta termina "batiéndose". A más de 55°C se rompen los puentes de hidrógeno de los gránulos de almidón y aumenta notablemente la absorción de agua (se tiene la ya explicada "gelatinización", véase "Soluciones, suspensiones..." en este mismo capítulo) La solución es cocerlos rápidamente y lograr que el almidón se diluya también rápidamente en el agua antes de que se pegue el espagueti. Ambas cosas se logran calentando mucha agua para el cocimiento y añadiendo el espagueti cuando el agua está hirviendo. De esta forma la temperatura final del sistema espagueti-agua estará muy cerca de la del agua y el tiempo de cocimiento será pequeño. Por otro lado, es claro que la calidad de la pasta, el tipo de trigo empleado, etc. influyen en que el espagueti se pegue o no. De la misma forma, para disminuir el tiempo de cocimiento de la coliflor; el brócoli, etc. y, por tanto reducir el típico olor de éstos, conviene hervir mucha agua y poner después los vegetales.

Volviendo al tema del batido de la pasta, otra solución para evitar que se bata es añadir un poco de aceite al agua. El almidón formado se disuelve en el aceite y éste no se disuelve en el agua; con ello se evita que el almidón se ataque a sí mismo: está separado por el agua.


III. EN LA MESA

Figura III. 13. Temperatura de congelación de una solución.

EL ENFRIAMIENTO DE LAS "CHELAS"

Los conocimientos teóricos de fisicoquímica llegan al mundo de las necesidades concretas e insoslayables cuando se trata de... enfriar cervezas.

Prepárese una solución saturada de NaCl y viértasele tres charolas con cubos de hielo. En esta mezcla dispónganse las cervezas por enfriar y ¡problema resuelto!

Desde el siglo XVII se sabe que la salmuera permite reducir la temperatura de fusión del hielo. Precisamente la escala Fahrenheit de temperatura tenía como punto de calibración la fusión del hielo en salmuera. Ingenuamente, para nosotros, Daniel Fahrenheit (1724) consideró que ésa era la menor temperatura posible.

El diagrama de fase del agua nos permite entender la situación, figura III.13. Ya mencionamos que la línea 1

corresponde al equilibrio entre líquido y vapor. El punto 2, conocido como "punto triple", 48 indica la coexistencia de vapor; líquido y sólido.

Si al agua se añade un sólido no volátil, como la sal, la presión de vapor de la solución disminuye, de forma que se necesita una temperatura mayor para lograr la presión de vapor correspondiente al agua pura. Esta situación se representa con la línea punteada 3, de la figura III.13. Como consecuencia la temperatura de congelación de la solución agua-sal es menor que la del agua pura.

Hay un punto muy interesante al respecto, la disminución de la temperatura de congelación es, dentro de ciertos límites, independiente de la sustancia empleada. Sólo depende del número de partículas disueltas. Svante Arrhenius, a fines del siglo pasado, propuso que ciertas soluciones (como la sal, precisamente) provocan una disminución de la temperatura de congelación igual al doble de la que provoca el azúcar porque las moléculas de sal se disocian, es decir, en el agua:

Na Cl è Na+ + Cl-

Y es claro, una partícula de sal da lugar a dos partículas: una de Cl- y otra de Na+

.

El gran calor de fusión 49 del hielo (79 600 cal/kg) y el alto coeficiente de conductividad térmica del agua (véase "Hornear", capítulo II), hacen el resto.

PASTELES

Es del dominio público que un buen pastel tiene la masa esponjada y firme. Para lograrlo se emplean los polvos


III. EN LA MESA

para hornear; uno de los más comerciales es el "Royal".

En el "Royal" se recomienda modificar las cantidades de acuerdo con la altura sobre el nivel del mar:

Al nivel del mar use de 1 a 1 1/2 cucharadita cafetera por cada taza de harina; en alturas como la de México, D.F., de 1/2 a 1 cucharadita cafetera, a otras alturas úsese proporcionalmente. (Standard Brands Incorporated)

La Standard Brands acertó con esas recomendaciones. Pero cometió un disparate al decir "a otras alturas úsese proporcionalmente". Con esto dice que si no está uno en el D.F. debe usarlo proporcionalmente, es decir; a mayor altura ¡mayor cantidad de "Royal"! ¿Y por qué habría de ser una excepción el D.F.? Sólo en ese caso se tiene a mayor altura ¡menor cantidad de "Royal"! (Véanse las indicaciones de la Standard Brands.)

Puesto que las burbujas formadas durante el horneado dependen de la elasticidad de la masa, si hay exceso de gas las paredes de las burbujas se rompen perdiéndose el esponjado. En este caso se obtiene una textura gruesa e irregular: La harina que se emplea para hacer pan tiene mayor cantidad de gluten que la de los pasteles y es, por tanto, más elástica y menos sensible a la altura del lugar.

Mejor no mencionar el carácter exponencial de la distribución barométrica... Se entiende que no hayan entrado en detalles los fabricantes de "Royal"... ¡no hay proporcionalidad ni directa ni inversa!

La reacción total, simplificada, para un polvo de hornear que contiene fosfato monocálcico es:

3CaH4 (PO4)2 + 8Na HCO3è Ca3(PO4)2 + 4Na2 HPO4 + 8CO2 + 8H2O

Tanto el CO2 como el H2O contribuyen al esponjado del pastel por la temperatura alta.

Una reacción como ésta ocurre rápidamente de manera que debe regularse su velocidad y temperatura de inicio. Ese es el mérito del "Royal". En la mezcla líquida a base de harina con poco gluten (que retiene los gases producidos) se requiere que los polvos provean mucho gas. Sin embargo, también es importante el momento en que se produce el gas. Si se produce cuando la masa ha endurecido, esto es, cuando la masa ha gelatinizado por el almidón (llamado amilosa, por los químicos), y el gluten y las proteínas del huevo se han coagulado, la producción de gas rompe la estructura rígida y esponjosa. El resultado es un pastel de granos gruesos y volumen menor.

Por otro lado, si la producción de gas en la masa durante el horneado es muy lenta el efecto es parecido: se forma la corteza antes de que se haya liberado todo el gas, se quebranta la estructura del pastel y se producen grietas en la superficie.

Figura III. 14. Moléculas de gluten.

Una masa muy empleada para pays y galletas es la hojaldrada. Aunque básicamente tiene los mismos


III. EN LA MESA

ingredientes que la masa común la forma de preparación modifica notablemente el resultado; en particular la forma de amasado es fundamental para el acabado en láminas. Para ello se suele emplear agua fría y tenedor y cuchillo para el amasado. No es sólo por tradición sino porque la sabiduría de las abuelas ya había notado que la temperatura de la mano influye en la consistencia de la grasa y, por consiguiente, en la calidad final del producto. Al amasar a baja temperatura y doblando sobre sí misma la masa repetidas veces se logran varias cosas. Primero, orientar las partículas de gluten (parecidas a largos resortes) y, segundo, distribuir la grasa sin que llegue a formar una pasta homogénea.

En general, el amasado aprovecha el carácter específico de los enlaces de azufre en las proteínas de la harina; éstos se dan dentro de las mismas moléculas de gluten y con otras, figura III.14 El amasado y el agua llevan a la destrucción de los enlaces originales y a la formación de unos nuevos, figura III.15, que dan propiedades elásticas a la masa. Sin embargo, un exceso de amasado termina rompiendo los enlaces intermoleculares y el resultado final es que no se logra el esponjado del pastel.

NIEVES Y HELADOS

El helado, tal como lo conocemos, es resultado de una larga evolución. Se atribuye a Nerón el haberlo inventado al endulzar la nieve de las montañas con miel y añadirle jugos de frutas. Algo semejante encontró Cortés en México: los hoy llamados "raspados", "pabellones" o "colorados".

Figura III. 15. Gluten amasado.

En 1777 ya se vendían, en Estados Unidos, helados hechos con crema y leche y en 1851 se comenzaron a fabricar en gran escala en Baltimore.

La composición de los helados es muy variable, generalmente llevan derivados de la leche, huevos, agua, azúcar; saborizantes, colorantes y estabilizadores. La congelación se hace mediante la agitación continua de los ingredientes. Algunos fabricantes emplean glucosa además de sacarosa. La razón es que endulza casi igual que la sacarosa pero por ser aquélla un monosacárido (tiene una masa molecular igual a la mitad de la de la sacarosa) permite disminuir más la temperatura de congelación del helado. En otras palabras, los helados con glucosa tardan más en derretirse.

Es interesante mencionar que los helados llegan a contener más sólidos de leche que la misma leche, por lo que resultan un alimento excelente.

Muchos de los componentes de los helados sirven para hacerlo agradable a la vista, no sólo al paladar. La grasa de la leche, por ejemplo, le da una textura suave y consistente. Los sólidos no grasos (lactosa) mejoran la textura pero el exceso hace arenoso al helado. Los estabilizadores (gelatina, musgo de Irlanda, carboximetilcelulosa sódica, alginato de sodio, pectina) forman estructuras de gel en solución (véase "soluciones, suspensiones..." en este mismo capítulo), impiden la formación de grandes cristales de hielo. Los emulsificantes dan apariencia esponjosa, pues los glóbulos de grasa son más pequeños (2 a 6 micras) y se hallan mejor dispersos. Igual que


III. EN LA MESA

para la mayonesa (véase "soluciones, suspensiones..." en este mismo capítulo), se emplea la yema de huevo como emulsificante, aunque se reemplaza por monoglicéridos y diglicéridos de ácidos grasos, monoestearato de sorbitán, derivados polioxialquilénicos del monoestearato de sorbitán.

Dependiendo del lugar, el nombre de helado, nieve o sorbete se emplea con diferente sentido. Sin embargo la distinción entre unos y otros sigue siendo la presencia de leche (o productos lácteos) o ausencia de éstos, lo que influye en la esponjosidad del producto.


Nota

[Nota 1]

1 Del latín solotum "suelto, "separado".


Nota

[Nota 2]

2 "Coloide", a semejanza de los términos "humanoide" e "intelectualoide" emplea el sufijo —oide para indicar "semejanza". En este caso un coloide es una sustancia semejante a la "cola", no el refresco, sino el pegamento.


Nota

[Nota 3]

3 Aunque no viene al caso, protocolo significa "primera hoja encolada", "acta original o primer ejemplar de un documento". De ser un acta diplomática pasó a indicar las reglas de una ceremonia.


Nota

[Nota 4]

4 John Tyndall (1820-1893) explicó el color azul del cielo en términos de dispersión de la luz, la misma que permite ver el humo de los cigarrillos.


Nota

[Nota 5]

5 La gelatina es una sustancia transparente obtenida hirviendo tejido conjuntivo, huesos y dejando enfriar el caldo resultante. Del latín gelare enfriar, helar.


Nota

[Nota 6]

6 Del griego syneresis "contracción".


Nota

[Nota 7]

7 Del latín caseus "queso", es una de las fotoproteínas que constiuyen la leche.


Nota

[Nota 8]

8 Aderezo y aliño tienen el mismo origen etimológico: hacer derecho y alinear, respectivamente.


Nota

[Nota 9]

9 Del latín ex "ordeñar", originalmente "líquido de aspecto lechoso".


Nota

[Nota 10]

10 De Mahón, puerto de la isla de Menorca.


Nota

[Nota 11]

11 Del griego lekith "yema de huevo".


Nota

[Nota 12]

12 De Sinapis nigra del latín sinapis: mostaza, nigra: negra. CH2 = CHCH2C(SC6H11 05)=NOSO3K. Hay un

medicamento llamado "sinapismo" hecho, obviamente, con mostaza en polvo, una tradicional cataplasma.


Nota

[Nota 13]

13 Del griego myron ungüento. Enzima presente en las plantas de la familia de las Cruciferae, como mostaza, col, coliflor, nabo.


Nota

[Nota 14]

14 Principalmente formado por alilisotiocianato. Una grasa suave de color amarillo verdoso. Se puede obtener exprimiendo las semillas de mostaza. Se usa en linimentos, emplastes y cataplasmas medicinales.


Nota

[Nota 15]

15 Un aminoácido cristalino C6 H11 N03 S


Nota

[Nota 16]

16 Una enzima; el nombre latino del ajo es allium y el sufijo -asa se emplea para indicar "sustancia destructora" como en diastasa.


Nota

[Nota 17]

17 El nombre químico es "2—propentiosulfinato de alilo, CH2 = CH—CH2S(O)—SCH2—CH = CH2.


Nota

[Nota 18]

18 Estos compuestos, muy abundantes en la química orgánica, se conocen como "isómeros". Hay nada menos que 4 111 846 763 isómeros del C30 H62.


Nota

[Nota 19]

19 Probablemente de al kohol.


Nota

[Nota 20]

20 La molécula de agua se caracteriza por una distribución asimétrica de la carga eléctrica de los átomos que la constituyen. Por ello se forman enlaces entre el agua y las partículas cargadas eléctricamente.


Nota

[Nota 21]

21 La clara de huevo, como muchas otras sustancias con grupos hidrofóbicos e hidrofílicos forma espuma cuando se agita. Las proteínas solubles (en este caso albúmina, peso molecular 46 000, emigran, durante la agitación, a la interfase aire-agua impidiendo la reconstitución de la solución pues la albúmina se desnaturaliza con la agitación. Por eso se emplea en merengues, betún, etcétera.


Nota

[Nota 22]

22 Un volumen de agua llega a disolver casi cuatro volúmenes de gas.


Nota

[Nota 23]

23 Del griego lipo "grasa" y latín vitellus "yema de huevo".


Nota

[Nota 24]

24 Del latín "zanahoria", y del latín oide "semejante".


Nota

[Nota 25]

25 Entre los complejos más interesantes está la rodopsina, el pigmento rojo de la retina que interviene en la visión.


Nota

[Nota 26]

26 Por razones obvias, el compuesto a que nos referimos se llama crustiacianina.


Nota

[Nota 27]

27 Del griego chloros "verde" y phylle "hoja".


Nota

[Nota 28]

28 Del griego porphyra "púrpura".


Nota

[Nota 29]

29 Del griego anthos "flor" y kyanos "azul oscuro".


Nota

[Nota 30]

30 Del griego anthos "flor" y xanthos "amarillo".


Nota

[Nota 31]

31 Para los puristas "bellas artes" es pleonasmo. Sin embargo ars significa en latín "destreza", "perfección". De aquí: artero, artefacto, artería, inerte, inercia, artilugio, artimaña, etcétera.


Nota

[Nota 32]

32 Tiene la fórmula C6 H5 NHCSNH2. A bajas concentraciones se emplea como ¡endulzante!


Nota

[Nota ]

Del griego terpentine "trementina". Isómeros olorosos del hidrocarburo C10H16.


Nota

[Nota 34]

34 Del latín pigmentum "colorante", "ingrediente".


Nota

[Nota 35]

35 Del griego capsa "caja", por la forma de caja de la semilla de la pimienta de Cayena, ciudad de la Guyana Francesa. Del mismo origen: "cápsula". La capsicina es una amida fenólica muy irritante.


Nota

[Nota36]

36 Del inglés to roast "asar".


Nota

[Nota 37]

37 Del latín ex-tufare "echar tufo, vapor", "estufa".


Nota

[Nota 38]

38 De "saltar", "asaltar", sofreír un alimento.


Nota

[Nota 39]

39 De una voz caribe, "armazón", "parrilla". Vale aclarar que la barbacoa mexicana se prepara en un horno primitivo: un hoyo en la tierra con piedras calientes.


Nota

[Nota 40]

40 Obtenida del jugo de la papaya verde.


Nota

[Nota 41]

41 Obtenida del látex de las higueras.


Nota

[Nota 42]

42 Obtenida de jugo de piña. Olaf Bromelius, allá por 1700, clasificó diversas frutas tropicales.


Nota

[Nota 43]

43 Hay algunos aderezos, como el francés, que no son emulsiones. Pero no por obvio dejan de indicarlo los fabricantes: "Agítese antes de usarse".


Nota

[Nota 44]

44 Abreviatura de fenoloxidasa, es una enzima que promueve la oxidación de los fenoles.


Nota

[Nota 45]

45 Posiblemente del árabe qína, "gálbano", resina aromática semejante al incienso, también usada como medicamento.


Nota

[Nota 46]

46 Del italiano spaghetto "cordel".


Nota

[Nota 47]

47 Por algo se prepara el engrudo a partir de harina. Engrudo viene del latín glutis "engrudo". Véase el pie de página 69 del capítulo I: gluten, glúteo, club, aglutinar.


Nota

[Nota 48]

48 Se emplea para la calibración de termómetros.


Nota

[Nota 49]

49 Mejor llamado "entalpía de fusión" indica la cantidad de energía calorífica necesaria para fundir 1g de una sustancia a una presión determinada.


IV. LA SOBREMESA

IV. LA SOBREMESA

EN LA sobremesa hay fenómenos recurrentes: cuentos picantes y amarillos, comentarios sobre la dieta que no se guardó, monólogos de política..., el cafecito, el coñaquito, el cigarrito, etc. En este capítulo veremos someramente algunos principios fisicoquímicos que quedan ilustrados en la sobremesa y que están relacionados con otras experiencias cotidianas como el azul del cielo y la cinta adhesiva.

LAVOISIER Y LAS CALORÍAS

Hoy día, cualquier persona preocupada por su salud sabe que una dieta completa implica cierto número de calorías. Esto es, debe haber un equilibrio entre la energía que proporcionan los alimentos y la que consume el organismo. Esta idea es, aunque no lo parezca, reciente, sobre todo si se considera que durante casi un millón de años no preocupó a la especie humana.

La mayoría de las pistas que llevaron a esclarecer la relación entre calor y movimiento viene de los estudios biológicos. Como veremos más adelante, Lavoisier ya había notado la relación entre el calor liberado y el bióxido de carbono producido por los animales.

En 1850, Justus von Liebig, en oposición a quienes afirmaban que la actividad animal resulta de una "fuerza

vital", 1 sostenía que el calor y la actividad mecánica en los animales resulta de la combustión del alimento.

Y una contribución muy interesante es la de Julius Robert Mayer. A mediados del siglo pasado este cirujano se encontraba embarcado, navegando cerca de Java. Al operar a un nativo notó que su sangre venosa tenía un intenso color rojo. Como es sabido esta sangre es la que llega a los pulmones a oxigenarse. Mayer concluyó que en los trópicos la sangre venosa difiere poco en color de la arterial (cosa que no ocurre a grandes latitudes) porque no se requiere gran consumo de oxígeno para mantener la temperatura del organismo. Concluyó que el oxígeno mantenía las reacciones biológicas del organismo por... combustión.

Para medir la capacidad energética de los alimentos se emplean las kilocalorías (o calorías) y, más recientemente los kJ (kilojoules). Las Calorías, también llamadas calorías grandes por los biólogos, dan lugar a muchas confusiones pues no son iguales a las calorías. Las Calorías son 1 000 veces mayores que las calorías. En otras palabras, para los biólogos la Caloría es la cantidad de calor que eleva en 1°C la temperatura de 1 kg de agua. Para el resto de la humanidad la caloría es la cantidad de calor, que eleva 1°C la temperatura de 1 g de agua.

Señalamos ya que la idea de referirse a la capacidad energética de los alimentos tiene origen relativamente reciente. Uno de los trabajos pioneros fue el de Laplace y Lavoisier a fines del siglo XVIII. De éste hablaremos brevemente a continuación. De 1782 a 1784 experimentaron acerca del fenómeno de la respiración. Para ello desarrollaron un calorímetro de hielo a fin de medir el calor liberado durante la respiración de un conejillo de Indias. Después de 10 horas de experimentación encontraron que el conejillo, por su temperatura corporal, había logrado fundir 13 onzas de hielo. En el mismo tiempo el animal había producido cierta cantidad de CO2 que

midieron cuidadosamente los experimentadores. Por otro lado quemaron cierta cantidad de carbón para relacionar las cantidades de CO2 y de calor producidos. Nuevamente midieron el calor producido por la cantidad

de hielo fundido. Hallaron que la fusión de 10.5 onzas de hielo implicaba la misma cantidad de CO2, fuera

producido por la combustión del carbón o por la respiración del conejillo de Indias. ¿No era razonable pensar que la respiración es una forma de combustión?

Durante mucho tiempo se pensó que el hombre, como los animales, comía sólo para crecer y reconstruir sus tejidos, poco a poco se fue viendo que los alimentos proporcionan también calor y otras formas de energía necesarias para el organismo. A riesgo de sobresimplificar puede decirse que el cuerpo humano es una máquina química: el oxígeno respirado se combina con los azúcares, grasas y proteínas obtenidas por la digestión; estas moléculas complejas se transforman, en último término, en bióxido de carbono, agua y otros productos de desecho. En este proceso se origina calor y trabajo mecánico en los músculos.


IV. LA SOBREMESA

Se ha medido con precisión la energía suministrada en forma de alimento (combustible) y el correspondiente trabajo y calor que desarrolla el cuerpo a fin de comprobar si los procesos vitales se pueden describir con los mismos principios de conservación aplicados a los fenómenos de la naturaleza inanimada, véase la tabla II.3. Desde 1890 se dio respuesta afirmativa. El alimento diario, si se quema fuera del organismo, proporciona casi 3 x 10 6 cal y la cantidad de calor que el cuerpo cede, el trabajo que realiza y la energía de los productos de desecho

son del mismo orden de magnitud 2 (dentro de un pequeño error experimental).

Sin embargo, el cuerpo considerado como una máquina térmica tiene un rendimiento muy bajo, menor al 20%. Esto quiere decir que sólo el 20% de la energía calorífica puede transformarse en energía mecánica. Por eso al realizar trabajo físico el calor producido es muy grande, el organismo se calienta y, si la disipación de calor no se realiza eficientemente, comienza la sudoración a fin de recuperar la temperatura de 37°C.

En el capítulo I menciona que los alimentos contienen tres tipos principales de sustancias: carbohidratos, grasas y proteínas. Para una nutrición balanceada se requieren, además, cantidades pequeñas de vitaminas y minerales.

Los carbohidratos se convierten en glicógeno 3 (almidón animal) y energía. Durante la digestión las proteínas se rompen en aminoácidos que el organismo reorganiza para construir sus tejidos, se queman para obtener energía, se transforman en azúcares y contribuyen a la formación de grasa. Las grasas también se descomponen para ser reconstituidas en productos químicos importantes para el organismo; dan lugar a energía y nuevas grasas que se almacenan en los tejidos. Si bien los valores energéticos de los alimentos, es decir las Calorías, miden los requerimientos alimenticios, una buena nutrición implica equilibrio entre carbohidratos, grasas, proteínas, vitaminas, etc.; y esto depende de las necesidades de cada persona.

A continuación veremos los componentes de los alimentos desde el punto de vista energético.

LOS CARBOHIDRATOS

Los carbohidratos son la principal fuente de energía en la dieta de casi todos los pueblos. En la forma de arroz, trigo, maíz, whiskey o cerveza, se presentan como azúcares o almidones (polisacáridos).

La glucosa, azúcar producido en los vegetales, produce 3.75 Cal/g cuando se quema totalmente a CO2 y H2O. En

cambio los polisacáridos (almidones) contienen menos agua por molécula, de aquí que su combustión produce más energía, entre 3.95 y 4.18 Cal/g.

Con todo, las cifras anteriores son muy relativas. El aprovechamiento de esta energía no es completo, el valor energético varía de un compuesto a otro y, además, hay organismos con metabolismo tal que da lugar a

enfermedades ante el exceso de ciertos carbohidratos. 4

La falta de las enzimas invertasa, maltasa y lactasa en el organismo humano hace que la sacarosa, maltosa y lactosa no se hidrolicen formando monosacáridos (es decir, que no se digieran); al llegar al intestino grueso son atacados estos carbohidratos por microorganismos que los fermentan produciendo flatulencias.

LAS PROTEÍNAS

El aprovechamiento de las proteínas está muy relacionado con la cantidad y calidad de éstas. Un alimento puede muy bien tener los aminoácidos indispensables para que el organismo sintetice las proteínas requeridas, sin embargo pueden hallarse en una forma indisponible fisiológicamente. Este punto es de mucha importancia pues está relacionado con la estructura de la proteína. Como ya señalamos, las enzimas son muy específicas en su acción; si no encuentran los enlaces adecuados para su acción... simplemente no actúan. El cocimiento, sea por

calor o por acción de ácidos 5 de los alimentos modifica la estructura de las proteínas (las desnaturaliza), con lo que mejora su valor nutritivo y gastronómico.

LAS GRASAS

Las grasas tienen mucha importancia en la dieta de la mujer y en la pupila del hombre. La combustión de grasas produce cerca de 9 Cal/g y son los componentes que más producen calorías. El organismo emplea las grasas para


IV. LA SOBREMESA

producir energía en las mitocondrias 6 de las células. Las grasas o lípidos 7 dan lugar; también, a dos

compuestos muy importantes: el colesterol 8 y el ergocalciferol. 9

El tejido adiposo, 10 formado principalmente por grasas, sirve como amortiguador físico (entre otras placenteras funciones) en el cuerpo humano; sirve también como aislante térmico y protección de órganos como intestinos, hígado, etcétera.

Aunque los lípidos son necesarios tanto al hombre como a la mujer (y viceversa) el consumo excesivo produce problemas de salud como obesidad y enfermedades cardiovasculares.

EL CAFECITO

Una de las tantas leyendas que narran el origen del café 11 es la de Kaldi, un pastor de cabras que probó las bayas de un arbusto verde con las que se alimentaban sus animales. La euforia que le produjeron las bayas lo llevó a compartir su hallazgo por el año 850 d.C.

En 1650 ya había cafeterías en Londres y en 1689 en Nueva York, Boston. En México, Venezuela, etc., se establecieron cerca de 1750. Actualmente un tercio de la población mundial consume café más que cualquier otra bebida, gracias a la generosidad de Kaldi.

Independientemente del origen del café es indiscutible que su efecto estimulante ha ayudado a su popularidad.

Un factor clave en la calidad del café es el tostado. Éste hace que el grano aumente su volumen entre 30 y 100%. La razón es la misma que en las palomitas o rosetas de maíz, aunque en el caso del café es bastante menos aparatoso. El grano del maíz palomero tiene una cámara llena de celulosa casi pura (el copo de algodón es, también, casi pura celulosa). El aumento de la presión en la cámara por el aumento de temperatura hace que el maíz palomero explote y aflore la celulosa. En el caso del café el grano se esponja por la expansión del CO2

formado y de cambios químicos complejos que hacen que el café se oscurezca, tome aroma y pierda agua.

Los principales componentes del grano verde son proteínas, sacarosa y ácido clorogénico, 12 casi el 75% de los sólidos solubles. Al parecer, con el tostado se forman azúcares que se deshidratan y polimerizan, se forman sustancias de gran masa molecular solubles en agua y otras insolubles. Buena parte del color del café se debe a los productos de degradación de la sacarosa.

Para preparar el café hay diferentes formas: desde el cómodo "Nescafé" hasta el express, pasando por el turco, irlandés, americano, de olla, etcétera.

Pero si alguien prefriere el café debe saber que el recién tostado y molido pierde su frescura a los 4 días de exposición al aire; si no se guarda en recipientes herméticos a los 15 días adquiere sabor rancio o estadizo. 13

Con todo, la rancidez no es debida a la oxidación de los aceites y grasas del café sino exclusivamente de los

componentes volátiles, es decir "el aroma". 14 Sin duda una de las cualidades más atractivas del café es su aroma. El agua caliente libera con gran rapidez a los aceites esenciales que lo constituyen. Curiosamente éstos no constituyen más del 1% en peso del café tostado. El sabor rancio depende de la sensibilidad del degustante, del método empleado para hacer el café y del tiempo de exposición del café al oxígeno. Puede influir también el tipo de tostado y la mezcla de cafés empleada.

Los principales componentes del café verde solubles en agua son proteínas, sacarosa y ácido clorogénico, alrededor del 75% del total de sólidos solubles. Con la tostación desaparece casi toda la sacarosa. Se forman primero azúcares reductores que reaccionan rápidamente al inicio del tostado y lentamente al final. Los azúcares se deshidratan y polimerizan; se forman sustancias de alto peso molecular. Buena parte del color y sabor del café tostado se debe a los productos de la degradación de los azúcares. Se forman, además, bióxido de carbono y otras sustancias volátiles.


IV. LA SOBREMESA

La cafeína es un alcaloide 15 semejante a la teobromina presente en el cacao, figura IV.1.

La cafeína se emplea en las bebidas de cola y en medicina como estimulante 16 y diurético. Por lo anterior una taza de chocolate no propicia el sueño. Una taza de café contiene cerca de 100 mg de cafeína. Sus propiedades estimulantes (mayor asociación de ideas, más concentración, mejores reflejos, disminución de la fatiga) sin duda han contribuido a su popularidad. Como era de imaginarse, la cafeína se extrae del café o del té, que la contiene en mayor proporción.

Figura IV. 1. Cafeína. Teobromina.

Básicamente son tres los métodos de preparación del café: infusión, lixiviación y decocción.

El café soluble se obtiene secando el extracto acuoso de café tostado y molido. La mezcla, el tostado y la molienda se hacen de forma semejante en los dos tipos de café más comunes: el café soluble y el café. En la elaboración del café soluble se emplean temperaturas bajas para evitar la pérdida del aroma y del sabor; igualmente se impide la presencia de aire a fin de evitar el enranciamiento. El extracto concentrado del café se obtiene por un método muy semejante al del café express, el agua caliente circula a presión por el café molido. Posteriormente el extracto se seca por aspersión del líquido. Para ello pasa a través de unas boquillas

"atomizadoras" 17 que ponen a las partículas en contacto con aire caliente, a unos 250°C. La gran superficie activa del extracto (véase en el capítulo II, "Cortar y picar....") hace que el secado sea rápido y no se pierdan aroma ni sabor. En ocasiones se emplea la liofilización (véase en el capítulo I, "Liofilización") para producir el café soluble.

Aunque no se crea, el café descafeinado sí contiene café; se emplean diferentes disolventes clorados para

eliminar la cafeína del grano verde; uno de los más empleados es el tricloroetileno. 18 El posterior secado y tostado garantiza totalmente la eliminación del disolvente utilizado.

¿Con cuántas de azúcar?

Cualquiera sabe que un buen café se toma sin azúcar; pero hay de gustos a gustos. Lo que es indiscutible es que por muy azucarado que a uno le guste el café hay un límite a la cantidad de azúcar disuelta en el café; a tales soluciones se les llama saturadas. Por más que se añada azúcar el café no se endulza más, el exceso queda en el fondo de la taza. Los químicos dicen que se tiene entonces una solución saturada. Sólo hace poco tiempo se llegó a la conclusión de que estas soluciones tienen un equilibrio dinámico, es decir la velocidad con que se disuelve el azúcar es igual a la velocidad con que se deposita.

No parece haber relación, pero una forma de mantener limpias las alfombras emplea la saturación... ¡de mugre! Véase el capítulo V.


IV. LA SOBREMESA

El azúcar luminoso

Hay cristales moleculares, como el azúcar; que al ser triturados emiten luz visible. A tal fenómeno se le conoce

como triboluminiscencia.19

Del mismo género es la luminosidad azul que se produce al separar la cinta adhesiva (masking tape, o cinta "Scotch"). En ambos casos las cargas eléctricas se producen por la separación de las superficies. La emisión de luz ocurre por la descarga, sea directamente por fragmentos moleculares, sea por excitación de los gases atmosféricos en la vecindad de las superficies separadas. El resplandor azul obtenido al desenrollar las cintas adhesivas se debe a la excitación producida por las descargas eléctricas en las moléculas de nitrógeno del aire.

Cabe mencionar que el fenómeno de la adherencia aún no está bien entendido: existen fuerzas químicas, quizá semejantes a las que mantienen juntas las partículas de un mismo trozo de material. Puesto que la adherencia requiere primero el mojado de las superficies, se ha pensado que éste es un requisito para el contacto a escala molecular. Los enlaces que intervienen en los pegamentos son resultado de las fuerzas de Van der Waals, y están relacionados con la distribución desigual de electrones en las moléculas. La sagaz lectora (o sagaz lector) habrá notado que en una misma molécula se tendrá una zona con carga positiva y otra con carga eléctrica negativa. A

tales moléculas se les llama polares 20 y un ejemplo cotidiano de éstas es... el agua, véase el en el capítulo III, "Soluciones, suspensiones, etc".

EL COÑAQUITO

Un criterio para clasificar a las bebidas espirituosas es el de si resultan o no de la destilación. Entre los bebestibles destilados se hallan los licores, coñac, tequila, brandy, mezcal, aguardiente, sotol, etc.; entre los no destilados: la cerveza, tejuino, pulque, vino, champaña, sidra, etc. etc. etcétera.

Los licores no son sólo bebidas fermentadas. Han tenido, como indicamos, un proceso adicional: la destilación. Con ello aumenta el contenido de alcohol de la bebida.

Es sabido que los líquidos tienden a evaporarse. Si existe humedad en el ambiente la tendencia del agua a evaporarse se ve compensada por la del vapor a condensarse y se alcanza equilibrio. Esto, en términos más precisos, se dice: la presión de vapor del líquido es igual a la presión parcial del agua en el gas. El alcohol, como sabe cualquier bebedor; comparte esta tendencia a desaparecer de los vasos. Y tiene una tendencia a desaparecer mayor que el agua. Así el vapor en equilibrio con una solución alcohol-agua es más rico en alcohol. Si este vapor se transforma en líquido se tendrá, obviamente, mayor concentración de alcohol que en el líquido original. Y si el vapor de este nuevo líquido se condensa... ¡ya imaginará el antojadizo lector el resultado! ¡Se obtendría alcohol

puro!... Mas no; la naturaleza dispuso las cosas de otra manera. La destilación, 21 que tal es el nombre para este procedimiento, tiene en este caso un límite. Hay un momento en que el vapor tiene la misma composición que el líquido del cual procede. Es obvio que aquí se detiene la separación del elíxir y el agua (al menos en lo que a destilación se refiere). Esto ocurre cuando el alcohol es de 96°G.L., que es la pureza usual del alcohol medicinal. Éste, como es sabido, no es potable (a no ser que haya una gran persistencia) debido a los desnaturalizantes añadidos por razones tributarias. A fin de mantener bajo el precio al público del alcohol medicinal y evitar que éste lo ingiera se agregan sustancias eméticas, malolientes y repugnantes. En las bebidas espirituosas el alcohol no tiene desnaturalizantes (aunque al día siguiente uno lo dude) pero tiene una buena carga de impuestos fiscales, véase "¡La cerveza!" en el capítulo I.

Los alquimistas, aunque contribuyeron poco al desarrollo de la química como ciencia, fueron muy creativos en

cuanto a métodos de purificación y extracción. Los alambiques, 22 figura IV.2, el baño María, la piedra de

toque, 23 son recursos desarrollados por estos tatarabuelos de la química contemporánea.


IV. LA SOBREMESA

Figura IV. 2. Diversos tipos de alambiques.

La destilación tuvo una importancia capital, no sólo por los benéficos efectos de sus productos, sino porque

liberaba la "esencia" de las sustancias. En efecto, el destilado del vino tenía "quintaesenciadas" 24 sus características vivificantes, de aquí que se le llamara en algunas partes aqua vitae, esto es, "agua de la vida". 25

Ahora bien, la diferencia entre las presiones de vapor de los líquidos alcohol-agua es la base de la producción de licores, brandy, tequila, mezcal, etc., esto es, de la destilación. Puesto que el vapor es más rico en alcohol cuanto más rico lo sea el líquido, los artesanos llegaron a un descubrimiento extraordinario. Si se regresa un poco del condensado al líquido que destila ¡el nuevo vapor es aún más rico en alcohol!

El filántropo José Luis Gay-Lussac, a inicios del siglo pasado, encontró una manera de garantizar la calidad del bebestible que nos ocupa. Son los conocidos grados G. L. que ostentan las botellas de bebidas espirituosas. Estos hacen referencia al porcentaje en volumen de alcohol. Los brandies tienen cerca de 50°G. L. lo que significa que 10 cm3 de "Fundador" contienen 5 de alcohol. El "Madeira" llega a los 80°G. L. La cerveza, bebida de moderación, está entre 4 y 12°G. L. En Gran Bretaña y Estados Unidos el contenido alcohólico no se denota en grados G. L. sino en grados proof. En este país se definen de la siguiente manera:

Se entenderá por espíritu proof el licor alcohólico que contiene la mitad de su volumen de alcohol cuyo peso específico es 0.7939 a 60° Fahrenheit.

Tan clara como cualquier definición oficial la anterior se traduce a: "los grados proof son el doble de los grados G.L." En otras palabras, 100 cm3 de brandy de l00° proof tienen 50° G.L. y 50 cm3 de alcohol puro.

En Inglaterra los grados proof tienen, como todo, otra definición:

Un espíritu proof tiene una fuerza (concentración de alcohol) tal que, a 51° F (1 1°C) su peso es 12/ l3 de un volumen igual de agua.

Puesto que la graduación Gay-Lussac y la proof norteamericana se basan en volúmenes en tanto que la inglesa en pesos, no hay una correspondencia simple entre las dos primeras y la británica. La tabla IV. 1 muestra las equivalencias.

Tabla IV.1. Graduaciones alcohólicas más comunes.

°G.L. proof E.U.A. proof G.B.

0 0 100.00 u.p.

10 20 83.50 u.p.

20 40 16.27 u.p.


IV. LA SOBREMESA

30 60 48.00 u.p.

40 80 30.60 u.p.

50 100 12.9 u.p.

60 120 4.80 o.p.

70 140 22.30 o.p.

80 160 39.90 o.p.

90 180 57.30 o.p.

100 200 76.00 o.p.

u.p. underproof o.p. overproof

La destilación comercial del brandy comenzó en el siglo XVI. Según cuentan, un marino holandés intentó concentrar el vino por destilación a fin de facilitar su transporte. La intención era diluir posteriormente el destilado, pero la gran aceptación que tuvo el nuevo producto lo hizo innecesario.

La tabla IV.2 muestra algunos brandies típicos, su origen y región. El ingenio humano ha mostrado al respecto una creatividad que hace sumamente limitada y fragmentaria esta tabla.

EL HUMO DE LOS CIGARROS Y EL COLOR DEL CIELO

Una de las formas de afinar una guitarra es aprovechar el fenómeno acústico de resonancia. Si dos cuerdas están afinadas al pulsar una nota en una cuerda la otra entrará en vibración. Los átomos y las moléculas se comportan en forma semejante a las cuerdas de la guitarra, reemiten las ondas de energía que están en resonancia con esas partículas. Y ocurre también como con las cuerdas de la guitarra: en tanto más corta la cuerda mayor la frecuencia y en tanto más pequeña la partícula más alta la frecuencia de resonancia. Así las moléculas de nitrógeno y oxígeno, principales componentes de la atmósfera, reemiten en todas direcciones la luz de frecuencia alta. El color azul corresponde a las frecuencias altas y el rojo a las bajas, de aquí que el cielo sea azul a mediodía pero, al atardecer rojizo (la luz atraviesa una mayor distancia de la capa de polvo cercana a la superficie terrestre).

Tabla IV. 2. Algunos brandies y su origen.

Cognac Uva Francia

Ouzo Anís Grecia

Pisco Uva moscatel Perú

Tequila Agave azul México, Japón

Aguardiente Caña Latinoamérica

Grappa Orujo de uva Italia, Francia

Calvados Manzana, pera Francia

Whisky Granos Inglaterra, Japón

Ron Caña Latinoamérica

Vodka Papa Rusia

Ginebra Centeno, enebro Inglaterra


IV. LA SOBREMESA

En las nubes las moléculas de agua se hallan en grupos de muy diversos tamaños, cada uno con su propia frecuencia de resonancia y, por consiguiente, de reemisión de luz. El resultado global es una nube blanca.

El fumador observador habrá notado que el humo que sale del cigarrillo es azul, pero el que sale de sus pulmones es blanco; éste consiste de partículas recubiertas de humedad.


Nota

[Nota 1]

1 E1 vitalismo propone que la vida orgánica no puede explicarse en términos de fuerzas inorgánicas.


Nota

[Nota 2]

2 Un adulto requiere cerca de 3 000 Calorías por día.


Nota

[Nota 3]

3 Del griego glyco "azúcar" y geno "generar". Polisacárido de fórmula (C6 H1OO5 )x.


Nota

[Nota 4]

4 Un ejemplo es la diabetes. La falta de insulina impide que la glucosa sea aprovechada y se presenta en la sangre en concentraciones demasiado altas.


Nota

[Nota 5]

5 Como con jugo de limón en el cebiche, véase nota 15, capítulo 1.


Nota

[Nota 6]

6 Del griego mit "hilo" y chondrion "gránulo". Organelos en forma de gránulos o barritas que intervienen en el metabolismo de la célula.


Nota

[Nota 7]

7 Del griego lipos "grasa, sebo".


Nota

[Nota 8]

8 Del griego chol "bilis, hiel" y stereos "sólido". Es constituyente fundamental de las células; tiene la fórmula C27H45OH.


Nota

[Nota]

Del griego ergo "trabajo" y calciferol "que produce o contiene calcio" . También se le llama vitamina D2.


Nota

[Nota 10]

10 Del latín adeps "grasa" y el sufijo -oso "abundante" (p.e. libidinoso, morboso, licencioso, lujurioso).


Nota

[Nota 11]

11 Algunos estudiosos atribuyen este nombre a Kaffa, provincia de Etiopía, donde supuestamente se originó.


Nota

[Nota 12]

12 De fórmula C15 H17 O7 COOH. Nótese que no contiene cloro, pero los compuestos de donde comenzó a

obtenerse sí.


Nota

[Nota 13]

13 De "estar", que está mucho tiempo sin moverse.


Nota

[Nota 14]

14 A la fecha se han identificado 11 componentes que intervienen en el aroma del café. Entre ellos se encuentra nuestro viejo conocido ¡el ácido sulfíhidrico! y... el mercaptán metílico, véase en el capítulo III "Donde se trata acerca de los olores...".


Nota

[Nota 15]

15 "Del árabe alkali "cenizas" y el latín oide "semejante". Los alcaloides son sustancias que se comportan como los álcalis. Véase "Ácidos y bases" en el capítulo III.


Nota

[Nota 16]

16 Debido a este efecto estimulante los árabes lo denominaban qáhwa "vino".


Nota

[Nota 17]

17 Aunque el término "atomizador" se ha generalizado es poco adecuado. El tamaño de un átomo es cerca de 10 000 veces menor al de las partículas "atomizadas".


Nota

[Nota18]

18 De fórmula C2HC13, se emplea para "lavado en seco", desgrasado de tubería, extracción de compuestos

orgánicos y anestésico.


Nota

[Nota19]

19 Del griego tribo "frotar, fricción" y luminizenz "luminiscencia". Del mismo origen: tribulación, atribulado, atribular, etc.


Nota

[Nota 20]

20 Del griego polos "pivote, eje". La estrella polar actúa como pivote de la bóveda celeste y los polos de la tierra alinean los imanes. De aquí que "polarizar" significa "alinear, orientar" y "polo" significa "punto de atracción".


Nota

[Nota 21]

21 Del latín destillare "gotear".


Nota

[Nota 22]

22 Del árabe al- anbiq:"el jarrón".


Nota

[Nota 23]

23 Piedra silícea en la que queda un trazo del metal con que se frota. Desde la antigua Grecia se emplea para conocer la pureza del oro y la plata.


Nota

[Nota 24]

24 Según la filosofía aristotélica las otras cuatro esencias eran: fuego, tierra, aire y agua.


Nota

[Nota 25]

25 En otras partes se le llama brandy. Del holandés brandewijin"vino quemado".




COMO todo lo bueno en la vida termina, así ocurre con las comidas. Y empieza el nunca acabar de lavar platos, vasos, sartenes, ceniceros... y las frecuentes molestias de los excesos en comer, beber y fumar. Algunos principios fisicoquímicos de esta inevitable y cotidiana etapa de la existencia (con su ventura y desventura) son el material de este último capítulo.

JABONES Y DETERGENTES

El jabón 1 se conoce desde hace más de 2 000 años. Uno de los procedimientos más antiguos de elaboración (empleado por celtas, fenicios, romanos, etc ) consiste en mezclar grasa animal con cenizas. Curiosamente no fue sino hasta el siglo II de nuestra era que comenzó a emplearse como jabón, esto es, para lavar. Antes se empleaba como bálsamo y ungüento por fines medicinales exclusivamente.

La forma primitiva de fabricar jabón es relativamente simple: las cenizas de plantas (que contienen carbonato de potasio) se dispersan en agua y se añade el sebo o grasa (generalmente de animal). La mezcla se lleva a ebullición y se añaden más cenizas a medida que el agua se evapora. En este proceso ocurre la reacción química

entre los ácidos grasos y los carbonatos alcalinos 2 para formar jabón en un proceso redundantemente

llamado saponificación. 3

Los detergentes tienen un origen mucho más reciente. Con el fin de conservar las grasas animales para otros usos durante la primera Guerra Mundial, los alemanes emplearon compuestos químicos para fabricar el "Nekal", el primer detergente utilizado en la industria textil. Este detergente no tenía una gran capacidad limpiadora porque, como veremos más adelante, empleaba compuestos liposolubles de cadena corta. A fines de la segunda Guerra ya se vendían en Estados Unidos detergentes con mejores propiedades por tener cadena larga.

Aunque los detergentes se desarrollaron con la primera intención de emplear las grasas animales en otros usos que no fueran la producción de jabón (como la fabricación de margarina, véase el capítulo I), se logró un producto superior al jabón en muchos aspectos, sobre todo cuando se emplean en el lavado las llamadas aguas duras.

Cuando el agua empleada en el lavado tiene alta concentración de iones Ca++ y Mg++ (alrededor de 400 partes por

millón)4 el jabón pierde su poder limpiador debido a la formación de compuestos insolubles; en el agua de

lavado se forman grumos y sedimentos. 5 Los iones Ca++ y Mg++ reaccionan con la cabeza polar de la molécula del jabón impidiendo la formación de la emulsión con la grasa. A menos que se use una gran cantidad de jabón la limpieza es imposible.



Figura V. 1. Estearato de sodio, jabón común.

La dificultad de producir espuma no es exclusiva de los jabones, se presenta también en los detergentes 6

aunque en menor grado. Si bien suele asociarse la capacidad de lavado con la cantidad de espuma de un jabón, la acción limpiadora de los detergentes y jabones resulta de una gran cantidad de factores: la composición de la mugre, la composición del jabón, la temperatura, las características del objeto por limpiar, la agitación de la emulsión, el frotamiento, la duración del lavado, número y secuencia de enjuagues, etc., etc. Sin embargo puede tenerse una idea simplificada considerando que la capacidad que tienen los jabones de limpiar las grasas y el

aceite de las superficies sucias es resultado de la estructura hidrófoba-hidrófila 7 Por ejemplo, el ion estearato (del estearato de sodio del jabón común) consta de una larga cadena de un hidrocarburo no polar con un grupo -COO altamente polar en un extremo, figura V.1.

Por su carácter hidrofóbico, las colas de estas moléculas se agrupan en la superficie del líquido, y se disuelven en el aceite o grasa de la ropa sucia o de los alimentos. Las cabezas hidrofílicas en cambio hacen contacto con el agua, pero como están cargadas negativamente se repelen impidiendo que las gotas de grasa se junten nuevamente. En otros términos se produce la emulsificación de la suciedad, figura V2.

Figura V.2. Emulsificación de suciedad.

La suciedad puede estar fijada al objeto de muy diversas maneras. Puede estar adherida a la pieza por lavar, atrapada mecánicamente, unida al objeto por una capa aceitosa, etc. Las fuerzas de adherencia (conocidas como fuerzas de Van der Waals) son mayores cuando se trata de suciedad líquida. Puede haber también fuerzas electrostáticas, importantes en el caso de suciedad sólida. Con todo, la distinción anterior carece de aplicación en la vida diaria pues la mayor parte de la mugre es grasienta o cerosa.



Los detergentes tales como los alquilbencenosulfonatos (ABS) y los alquilbencenosulfonatos lineales (ASL) (usados en champúes) tienen estructuras moleculares semejantes al estearato de sodio, el jabón común. Sin embargo la cabeza polar de los detergentes es menos reactiva que la de los jabones (nótese la diferencia en las figuras V.3 y VI) razón por la cual los detergentes hacen espuma con mayor facilidad que los jabones.

Figura V. 3. Detergentes A B S y A S L

La sal métálica de un ácido graso de cadena larga es un jabón. El ejemplo más común es el estearato de sodio C17H35COO-Na+. A bajas concentraciones la solución de estearato de sodio consiste de iones individuales

dispersos en la solución. Pero a altas concentraciones los iones estearato forman grupos llamados micelas 8

conteniendo de unos cuantos a cientos de iones estearato. La micela es casi esférica y las cadenas de hidrocarburo se hallan en el interior dejando los grupos polares -COO - en la superficie en contacto con el agua. Es del tamaño de una partícula coloidal y, al incorporar moléculas de hidrocarburo en su interior; actúa como disolvente de material orgánico: grasas, aceites, etc. La acción limpiadora del jabón depende en gran medida de su capacidad de mantener la grasa en suspensión.

Si las partículas de suciedad no se mantienen dispersas de una forma estable en el sistema detergente-mugre

tienden a "flocular" 9 en agregados suficientemente grandes como para depositarse nuevamente en la superficie por limpiar.

Las partículas formadas por la disolución de un jabón o detergente tienen carga eléctrica y, dependiendo de la naturaleza (o ausencia) de carga, se clasifican como aniónicos, catiónicos, neutros o anfotéricos. Un detergente

aniónico 10 típico es el alquil sulfonato de sodio (ROSO3-Na+) que, por supuesto, produce partículas

coloidales cargadas negativamente. Para una buena acción detergente, R debe tener al menos 16 átomos de carbono. Un defecto indeseable de estos detergentes es la persistencia de su espuma, pasa a través del drenaje llegando a los ríos y el mar agravando los problemas de contaminación. La espuma impide la degradación biológica de los desechos orgánicos del drenaje y causa problemas en las plantas de tratamiento de aguas y en las zonas de riego. A partir de 1960, con la intención de que las bacterias puedan atacar a estos detergentes (esto es, hacerlos biodegradables) se emplea en la molécula una cadena ramificada en lugar de la lineal.

Los detergentes catiónicos11 son usualmente sales cuaternarias de sales de amonio en las cuales un grupo alquilo es una cadena larga; el (CH3)3RN+ Cl- es un ejemplo típico con R entre 12 y 18 átomos de carbono. En el

mercado se venden en forma de polvo, pasta o líquido. Tienen excelentes propiedades emulsificantes y espumantes... pero no son buenos limpiadores. Su principal aplicación es... ¡el asfaltado! La emulsión detergente-asfalto facilita la aplicación y se rompe al depositarse sobre los silicatos del terreno pues éstos absorben al detergente. Muy por otro lado, los cirujanos los emplean para lavarse las manos (no como Pilatos) por sus propiedades germicidas.

Los no-iónicos dan lugar, como sospechará el lector; a partículas coloidales neutras. Se emplean donde el usuario espera una abundante espuma (por lo que ya mencionamos: se asocia el poder limpiador a la cantidad de espuma), por ejemplo champúes, detergentes para ropa fina, etcétera.



Los anfotéricos 12 actúan como aniónicos o catiónicos dependiendo del pH de la solución. Se emplean mucho en cosméticos, champúes y en la industria electroquímica para limpiar superficies por recubrir.

A grandes rasgos los componentes de un detergente comercial son los siguientes:

1) Agentes surfactantes (los mencionados anteriormente, alquil sulfonato, sulfonato de alquilbenceno) que sacan la suciedad.

2) Agentes ablandadores del agua (polifosfatos de sodio o potasio, silicatos de sodio) y alcalinizantes. Las sales de Ca y Mg aumentan el redepósito de la mugre.

3) Agentes tensoactivos, facilitan la penetración del detergente en la suciedad.

Figura V. 4. Fenómeno de interferencia.

4) Aditivos coloidales, evitan que la mugre separada se vuelva a depositar (carboximetilcelulosa).

5) Agentes auxiliares, evitan que el detergente se apelmace (sulfato de sodio).

6) Sustancias odorizantes, colorantes y germicidas.

7) Sustancias fluorescentes. Éstas hacen a los objetos lavados más brillantes (no más limpios) pues devuelven la luz ultravioleta (invisible al ojo humano) como luz azul visible. Los compuestos empleados como abrillantadores son un secreto comercial. Tienen propiedades opuestas a la mugre: deben permanecer en la tela gracias al detergente incluso después del enjuagado.

Al inicio de este parágrafo mencionamos que la temperatura es un factor que interviene en el poder detergente de los detergentes. No es difícil entender que para lavar platos se use agua caliente.

Pompas... de jabón

Las burbujas de jabón, como las plumas de ciertas aves, la superficie de los discos compactos, el interior de las conchas de abulón, el aceite derramado sobre agua en las gasolinerías, etc., producen muy bonitos efectos de colores. Esta iridiscencia resulta de que, en una película delgada como una burbuja de jabón, la luz que se refleja en una superficie puede interferir con la reflejada en la otra, figura V.4.

Si una burbuja de jabón se ilumina con luz blanca y el espesor es tal que se anula la luz azul, la burbuja se ve con

el color complementario 13 correspondiente: amarillo. En la parte más gruesa de la burbuja, la parte inferior;



se cancela el verde y la burbuja se ve púrpura. Si la burbuja es de gran tamaño se producen corrientes de líquido y el espesor cambia, de aquí que también cambian sus colores, figura V.5.

Figura V. 5. Burbuja de jabón

El nacarado que se ve en algunos caracoles es, en principio, el mismo fenómeno. Los colores iridiscentes resultan de la interferencia de la luz por diferentes capas transparentes. También en los platos que no están bien enjuagados puede verse cierto nácar debido a la delgada película de detergente que se ha formado.

El resultado de la suma de colores en la luz es muy diferente a la suma de colores en los pigmentos. Éstos contienen partículas muy finamente divididas que reflejan luz en un gran intervalo de frecuencias. Así al mezclar pintura azul con amarilla se obtiene pintura verde (cuando se trata de luz se obtiene ¡blanco!). La pintura azul refleja además de la obvia azul, la de los colores vecinos: verde y violeta. La amarilla refleja, además de la amarilla, la naranja y la verde. Cuando se mezclan pinturas azul y amarilla se absorben: amarillo y naranja (por la azul) y azul y violeta (por la amarilla), sólo se refleja la luz verde.

Figura V. 6. Alineamiento de las moléculas de jabón.

Como ya mencionamos, las moléculas de jabón y las de detergente están formadas por una larga cadena no polar unida a un extremo altamente polar. Cuando estas moléculas se encuentran en agua, una sustancia polar, emigran a la superficie y se orientan de forma que su parte no polar apunta al exterior; figura V.6. De esta manera la superficie del agua queda cubierta con una capa no polar, lo cual disminuye su tensión superficial y aumenta sus propiedades elásticas. En el caso de las burbujas de jabón el agua fluye hacia la parte inferior; lo que modifica el espesor de la película produciéndose, como indicamos arriba, diferentes colores por interferencia. Cuando la película se ha adelgazado mucho no soporta la presión interna del gas y la burbuja revienta.



Es interesante anotar que uno de los primeros procedimientos (desarrollado por lord Kelvin) para estimar el tamaño de las moléculas empleaba burbujas de jabón. Consideró que las burbujas, justo antes de reventar; estaban formadas por una capa monomolecular de donde concluyó que su diámetro era del orden de 0.5 angstroms, es decir, 0. 000 000 005 mm.

Volviendo a la mugre, podemos afirmar que los mecanismos de retención de suciedad mencionados anteriormente operan en casi todos los materiales. En las alfombras, sin embargo, hay un agravante adicional: para facilitar la fabricación del respaldo de las alfombras se emplean fibras lubricadas, lo que aumenta la retención de polvo por el tejido.

Una alfombra, a diferencia de los niños, retiene cierta cantidad máxima de mugre; cuando está saturada, la suciedad posterior tiene poca adherencia. De aquí que uno de los métodos de acabado de alfombras que más éxito ha tenido es el de aplicar "suciedad" blanca finamente pulverizada; ésta es invisible y evita la acumulación de nueva suciedad. Para esto se emplean acabados pulverulentos de sílice y arcilla coloidales y algunos acabados resinosos (aminoplásticos).

LA LIMPIEZA

El lavado de platos

Generalmente el lavado de platos se hace a mano. Los detergentes para este uso son diferentes de los usados para telas (no hay riesgo de daño de tejidos o decoloración) por lo que contienen gran cantidad de algún detergente orgánico y un ablandador del agua, generalmente trifosfato de sodio. No llevan silicatos ni ortofosfatos por diferentes razones: más costosos, requieren más ablandadores, para ser eficaces, son demasiado alcalinos, etcétera.

Aunque es común pensar que a más espuma más limpieza, en lo que se refiere a las máquinas lavaplatos (y las lavadoras de ropa), deben usarse jabones bajos de espuma; ésta impide el buen funcionamiento de las bombas y la aspersión del detergente por el rehilete también se ve perjudicada.

Puesto que los detergentes mencionados deben facilitar el escurrimiento del agua para el enjuague suelen

emplearse surfactantes 14 (polioxietilenos no iónicos, polímeros no iónicos de la serie plurónica, 15

etc.). Los surfactantes también influyen en la calidad del lavado pues permiten escurrir fácilmente el agua para el secado por calor que en la máquina lavaplatos es de unos 6O°C. Para quitar la dureza del agua se emplean carbonato sódico anhidro y sesquicarbonato de sodio (que también tiene propiedades detergentes). Para quitar la suciedad se usan ortofosfato y metasilicato de sodio.

Todavía se encuentran en etapa experimental las máquinas lavadoras sónicas y ultrasónicas (sólo se emplean en algunos laboratorios y en las ópticas). Estas vibraciones son un medio muy eficaz para introducir energía mecánica en un sistema ropa-mugre con lo que se logran resultados espectaculares por la velocidad y perfección del lavado.

El lavado de vasos es más difícil que el de platos no sólo por su fragilidad sino porque, de estar mal enjuagados, la película residual es fácilmente visible. En los platos mal enjuagados, inclinándolos convenientemente, puede verse una superficie irisada debida a la dificción de la luz, véase el capítulo IV.

Los limpiadores de vidrio emplean un secuestrante 16 (gluconato de sodio, por ejemplo) que evita la formación de costras o películas debidas a la dureza del agua. Una solución diluida de amoniaco también funciona; aunque el olor no es agradable tiene la ventaja de desaparecer al poco tiempo dejando los objetos de vidrio muy brillantes.

Y, a propósito de olores, un remedio casero para eliminar efluvios desagradables es pasar un carbón encendido. De hecho, un trozo de carbón apagado es igualmente efectivo. Este fenómeno, conocido como "adsorción" tiene que ver con la fuerzas de Van der Waals mencionadas en el capítulo IV al tratar de la triboluminiscencia. La adsorción es rápida si los poros son lo suficientemente pequeños como para aumentar la superficie activa 17



y lo suficientemente grandes como para permitir la difusión del gas dentro del carbón. La diferencia sutil para los químicos entre la adsorción y la absorción es la siguiente: la adsorción se refiere a captación de gas por un sólido; el término absorción se refiere a la captación de un gas por un líquido; una disolución como la del CO2

en la "Coca-Cola".

La adsorción se caracteriza, además, por su reversibilidad: el bicarbonato de sodio empleado en el refrigerador puede reactivarse: basta ponerlo en el horno para eliminar los gases responsables de los malos olores.

EL "TEFLÓN",UN GRAN ALIVIO

El "Teflón" es una resina plástica de tetrafluoretileno obtenida por la polimerización del gas tetrafluoretileno CF2 CF2. Se compone de largas moléculas de cadena recta que forman agregados densos. Los artículos hechos con

esta resina son blancos y tenaces; al tacto se sienten resbalosos, soportan altas temperaturas y se pueden maquinar fácilmente.

La naturaleza del enlace C—F da a esta sustancia gran resistencia a los agentes químicos, al fuego y a los agentes atmosféricos.

Los compuestos de carbono completamente fluorados se comenzaron a preparar en 1935. En 1943 una planta piloto en Estados Unidos produjo esta resina para usos militares (nada menos que para la purificación del uranio empleado en la primera bomba atómica).

El politetrafluoretileno ("Teflón") resiste los efectos del aceite y el agua. A diferencia de la mayoría de los materiales que si repelen al agua aceptan al aceite (y viceversa), al "Teflón" todos los líquidos se le resbalan.

Como elemento el flúor 18 es un gas amarillo verdoso, picante y venenoso. En contraste con el carbono que acepta pasivamente asociarse con otros átomos, el flúor es extremadamente reactivo por lo que nunca se le halla solo en la naturaleza sino siempre combinado en moléculas inorgánicas. La extraordinaria actividad química del flúor se debe a la fuerza con que atrae a los electrones (propios y ajenos) y al pequeño tamaño de sus átomos. Reacciona tan vigorosamente con el silicio que llega a corroer el vidrio. Se combina con mucha facilidad con el hidrógeno y al simple contacto con la lana y la madera las quema. El fluoruro de hidrógeno es tan reactivo que muchos experimentadores al trabajar con él perdieron parte de sus manos y sufrieron graves lesiones. El anuncio de la obtención de flúor puro fue hecho en 1886 por Henri Moissan con un parche en un ojo: lo había perdido por el flúor.

Pero, precisamente por ser tan reactivo, los compuestos que lo contienen son en extremo inertes. Ya unido el átomo de flúor a otro átomo se fija con fuerza negándose a combinarse con otras sustancias. Debido a este carácter inerte se emplean compuestos fluorados como propelentes en aerosoles y refrigerantes, véase en el capítulo II, "El refri"

Los átomos de flúor y carbono del "Teflón" están unidos tan estrechamente que resulta muy difícil romper sus uniones y formar nuevas con otras sustancias. El "Teflón" no arde, no hay líquido que lo disuelva, no se corroe, no lo atacan los ácidos (sólo le quitan la mugre), se funde a 330°C y no llega a ser líquido sino un gel traslúcido. Estas características, que lo vuelven un material muy valioso, lo hacen muy difícil de manejar: no se adhiere, no se moldea, no se disuelve... El "Teflón" es un material extraordinario pero es totalmente inútil a menos de que se modifique el polímero y se empleen nuevos métodos para trabajarlo. Puesto que muchas de sus propiedades están relacionadas con su estructura molecular y la regularidad de sus cadenas, pensaron los químicos que si se hacía menos regular el polímero se volvería menos inerte pero más manejable. A tal fin consideraron otro derivado del flúor que polimerizara con el tetrafluoroetileno y eligieron al hexafluoropropileno:

F2 C = CF — CF3 hexafluoropropileno.

El nuevo polímero resultó más amigable: se logró que el nuevo material se pudiera adherir a otras sustancias.

Ahora bien, entre los métodos para manejar el "Teflón" se encontró uno consistente en una dispersión de Teflón" en agua; esto permite rociar los gránulos del plástico sobre toda clase de superficies. Los pequeñísimos granos, al



aumentar la temperatura, se funden parcialmente (sinterizado) y se adhieren entre sí y a la superficie. De esta

manera se recubren sartenes y planchas de vapor; y así se evita que se les pegue el cochambre, 19 el almidón y las telas.

Los químicos también han creado una molécula híbrida que tiene un extremo de fluorocarbono y otro de ácido. Este extremo reacciona con las moléculas de celulosa del papel o algodón adhiriéndose a ellas, pero el extremo de fluorocarbono es repelente al agua y aceite. Ya sospechará el lector que estamos hablando del "Scotchgard" y "Zepel", los revestimientos protectores para muebles, impermeables, etcétera.

LOS DENTÍFRICOS

Los antiguos mexicanos empleaban tortilla quemada para la limpieza de los dientes, así como el chicle 20 y

el chapopote. 21 Nuestras abuelas (los que tuvimos la dicha de conocerlas) a tal fin, empleaban el infaltable "bicarbonato".

Los dentífricos modernos son variantes de las numerosas sustancias abrasivas y limpiadoras utilizadas tradicionalmente.

Los recetarios caseros del siglo XIX recomendaban cenizas de nogal, tiza, piedra pómez, jibia, cáscaras de huevo, óxido de estaño, jabón y, finalmente, artículos patentados allá por 1860, como "jabón para los dientes". La pasta para los dientes apareció poco tiempo después.

Actualmente se emplean preparados comerciales con los siguientes componentes:

1) Abrasivos como carbonato de calcio, sílice, hidróxido de magnesio, etc., etcétera.

2) Detergentes y agentes espumantes, arilsulfonatos alquílicos, sulfonolaurato y compuestos de amonio.

3) Esencias y edulcorantes, como esencias de menta piperita, menta verde, mentol, etétera.

4) Lubricantes, espesadores, emulsificantes y plastificantes como: aceite mineral, manteca de cacao, glicerina, almidón, tragacanto, gelatina, etcétera.

5) Colorantes. Éstos deben ser aprobados por la dependencia de salud respectiva. Véase "Los aditivos", en el capítulo I.

6) Sustancias especiales, como medicamentos: bórax, mentol, peróxido de calcio; y conservadores como ácido benzoico, ácido salicílico, éster metílico del ácido p-hidroxibenzoico.

A pesar de las alabanzas que los fabricantes de dentífricos hacen de sus productos es muy dudoso esperar de éstos otra cosa que la limpieza de los dientes en la superficie expuesta. Es poco probable que la zona interdental reciba los beneficios de un dentífrico pues hay una relación demostrada entre limpieza y abrasión. Ciertamente la superficie entre los dientes puede limpiarse con seda dental.

Los detergentes de los dentífricos facilitan la limpieza de la boca pero el elemento indispensable es el cepillo de dientes: la acción mecánica es fundamental para eliminar los restos de alimentos que dan lugar a la putrefacción bucal; la pasta de dientes no impide esta putrefacción pues no sólo se debe a los restos de alimentos sino también a la acción de microorganismos sobre las mucosas.

La fabricación de pastas de dientes es difícil porque el producto se altera fácilmente en presencia de algunos metales (p.ej. trazas de cobre). Además, para satisfacer al consumidor; debe evitarse el endurecimiento de la pasta, su licuación y la separación de sus componentes en el tubo. Para impedir esto último se emplea gel de sílice, hidróxido de magnesio, goma de tragacanto, etc. Las pastas de dientes, curiosamente, están expuestas a explosión en el tubo por desprendimiento de CO2 debido a la fermentación de sus ingredientes, por eso se

emplean conservadores como benzoato de sodio o ésteres propílico o metílico de ácido p-hidroxibenzoico. La tendencia actual es reemplazar los edulcorantes como azúcar o miel y las gomas y mucílagos que fermentan.



Con el tiempo las pastas de dientes pueden tomar un sabor desagradable debido a cambios químicos en las esencias empleadas o enranciamiento del jabón.

DESTAPACAÑOS Y LAVAHORNOS

En el capítulo II señalamos que una de las propiedades comunes a las bases (tal como dice R. Boyle en El químico escéptico, 1661) es el ser aceitosas al tacto. Esta característica se debe a la capacidad que tienen las bases para disolver los tejidos orgánicos. En otras palabras, no es que sean "untuosas" o "resbalosas" al tacto sino que, por disolver la piel, los dedos resbalan fácilmente como si hubiera aceite.

No es raro, entonces, que se usen bases fuertes como KOH (potasa) y NaOH (sosa) para disolver los tejidos y restos orgánicos que han tapado alguna cañería. Lo cual las hace muy útiles para quitar pringue y cochambre.

El radical OH- tiene una consecuencia poco agradable cuando está presente en el cocido de verduras. Ya señalamos, capítulo III, que la clorofila se descompone en medio ácido (razón por la que suele ponerse un poco de bicarbonato o tequesquite) dejando ver un desagradable color pardo. Sin embargo, un exceso de OH- (originado por el bicarbonato) reblandece los tejidos vegetales haciéndolos muy poco apetitosos. Por esta propiedad se emplea para preparar el nixtamal y frutas cristalizadas, como brevas. El OH- produce el ablandamiento del tejido exterior de la semilla (hollejo).

Puesto que el bicarbonato de sodio (mal llamado "carbonato" por muchas amas de casa) es un sólido iónico, resulta comprensible que sus aristas sean resistentes. Lo que le da propiedades abrasivas... útiles cuando se trata de limpiar cobre o algún otro metal (ej., para quitar cochambre de los implementos culinarios). El bicarbonato de sodio, aunque no tiene en su fórmula (NaHCO3) el célebre OH-- que disuelve las grasas, reacciona con el agua

produciéndolo. En efecto, el bicarbonato da lugar, en solución acuosa, a una serie de reacciones que, a fin de cuentas, producen OH-

Na HCO3 è Na+ + HCO-3

y el HC0-3 reacciona con el agua

HCO3- + H2O ó H2 CO3 + OH-

En esta última reacción se emplea el símbolo ó para indicar que las cuatro sustancias se hallan presentes, esto

es, la reacción es reversible químicamente y, con el tiempo, alcanzan el equilibrio. 22

Un ejemplo de equilibrio químico es la cubeta en que "lavan" los platos en los puestos de tacos. La reacción es: Plato sucio + agua + mugre disuelta

Llega un momento en que la cubeta tiene tal concentración de mugre disuelta que los platos no salen limpios. Los recién casados conocen bien este equilibrio por lo que prefieren enjuagar los platos con agua corriente.

Un componente usual en los polvos para lavar hornos o sartenes (en general para quitar cochambre) es el

abrasivo. 23 Como el cristal de NaCl es de mayor tamaño que el de NaHCO3 es más recomendable este

último por su poder abrasivo.

El mismo principio tienen muchos polvos limpiadores, si bien sus componentes pueden ser muy distintos:

feldespatos, 24 pirofosfatos, 25 carbonatos, 26 piedra pómez, 27 etc. Los polvos limpiadores (casi siempre empleados en sartenes, parrillas y hornos) están formados por un 90% de polvo abrasivo y requieren de mucha mayor acción mecánica que los detergentes (para ropa, telas, etc.), sin embargo también contienen disolventes de grasas (alquilbencenosulfonato de cadena larga, por ejemplo) y, frecuentemente, éstos hacen la diferencia entre un buen y mal polvo limpiador.

LA INFALTABLE "CRUDA"



Uno de los males que más atormentan a la humanidad es la llamada "cruda".

Acompañada de la acidez estomacal es el martirio semanal que todo oficinista soporta como pago de un borrascoso fin de semana o de una comida de trabajo que se prolongó más de lo debido y de lo bebido.

Las bebidas alcohólicas no contienen sólo alcohol etílico sino muchos compuestos que intervienen en el tormento que estamos tratando. Alcoholes amílico, butílico, propílico, metílico, ácidos, aldehídos, ésteres, cetonas, fenoles y taninos y, eventualmente, vitaminas y proteínas, constituyen sólo algunas de las sustancias presentes en las bebidas espirituosas; así sea de los materiales originales, así sea de las reacciones de fermentación y almacenamiento (amén de las que el fabricante haya incorporado para asegurar la venta).

Paradójicamente, las bebidas alcohólicas contienen algunas sustancias que interfieren en la absorción de alcohol etílico.

Cuando se ingiere un bebestible espirituoso se diluye en los jugos estomacales (la saliva ya ha comenzado la dilución) y se distribuye muy rápidamente por el organismo. El alcohol no necesita ser digerido; llega tal cual al torrente sanguíneo desde el estómago y, sobre todo, desde el intestino delgado. La velocidad con que ocurre depende de la cantidad bebida y del estado del estómago. Si el estómago está vacío y la cantidad de alcohol es grande, se cierra el píloro y casi no pasa alcohol al intestino delgado, en consecuencia los efectos son lentos. Lo

mismo ocurre si ya hay alimentos grasos en el estómago. 28

Figura V. 7: Porcentaje de alcohol en la sangre a intervalos de una hora. La curva continua corresponde a una sola dosis de 288 cm3. La curva intermitente corresponde a 4 dosis de 57 cm3 a intervalos de 1 hora.

Por el contrario, el alcohol se absorbe rápidamente si está acompañado de bebidas gaseosas ("Tehuacán", "Coca- Cola", etc.), por lo que cubas, jaiboles, campechanas, mojitos, gin&tonic, vodkatonic, etc. etc., se "suben" rápidamente.

El alcohol se difunde en proporción al contenido de agua de los tejidos del organismo. La sangre tiene 83% y el cerebro 74.5 (úsese o no). Ya asimilado el alcohol el organismo comienza a expelerlo; una pequeña proporción mediante los pulmones y las glándulas sudoríparas, una mayor por los riñones. Pero el 90% es metabolizado por el hígado donde es convertido en acetaldehído, otra sustancia tóxica, por lo que se convierte inmediatamente (con otra enzima) en acetato de etilo, el cual llega a la sangre donde se transforma en CO2 y H2O. Por cada gramo de

alcohol el organismo obtiene .007 Calorías y, en este sentido, puede decirse que es un alimento.

No hay duda de que el hombre puede beber alcohol a una velocidad mayor de la que puede metabolizarlo; la



figura V.7 muestra el porcentaje de alcohol en la sangre resultado de una y varias dosis.

Tampoco hay pruebas de que beber pequeñas cantidades de alcohol regularmente tenga efectos dañinos. Si bien una intoxicación alcohólica, por leve que sea, trae aparejada una gran cantidad de perturbaciones bioquímicas: las glándulas adrenalinas secretan hormonas, las reservas de azúcar del hígado se movilizan, se altera el balance electrolítico, se altera el metabolismo del hígado, etc. Estos cambios no tienen consecuencias posteriores y el organismo rápidamente regresa a la normalidad. Sin embargo, una intoxicación alcohólica severa puede producir desde dolor de cabeza, gastritis, sed (debido a la pérdida de agua dentro de las células) hasta malestar físico y mental; si la intoxicación alcohólica es frecuente se produce deterioro físico y mental gradual. Lo anterior resulta, con todo, un precio bajo para algunos bebedores debido al bienestar y euforia efímeros que les produce el alcohol. Bienestar y euforia que, en rigor; son muy discutibles. En efecto, con un par de "tragos" uno puede tener mayor agilidad mental y humor; con cuatro, regresa al nivel normal y, con seis o más, se deterioran la memoria, el juicio, etc.; sin embargo, lo que mejor recuerda el bebedor es aquello para lo que tuvo buena memoria: la primera etapa de la pítima, cogorza, borrachera, beodez o papalina.

Es cierto que una pequeña cantidad de bebida alcohólica puede servir para disminuir la ansiedad y la tensión, puede incluso producir buen humor y "achispar". Pero también es probable que tales estados se deban a que, socialmente, hay mayor tolerancia y permisividad en las reuniones donde se bebe. En este sentido el alcohol no sólo es una droga psicoactiva sino también socioactiva.

Afortunadamente la química interviene para disminuir algunas dolencias de los mortales debidas a un ligero exceso en la bebida.

Los ácidos resultantes de la descomposición de los alcoholes pueden ser neutralizados de la siguiente manera: el Alka-Seltzer contiene bicarbonato de sodio y un ácido débil (como el ácido tartárico). Al poner las tabletas salvadoras en un vaso con agua se produce ácido carbónico (H2CO3), otro ácido débil. Sin embargo, parte del

NaHCO3 que produce el ácido carbónico reacciona también con los ácidos del estómago del sufrido paciente y

los neutraliza. En realidad la hidrólisis del ion HCO3- es la clave del alivio. El ion HCO3- reacciona según

HCO-3 + H2O óH2 CO3 + OH-

produciendo el mismo ácido carbónico que contiene el "Tehuacán". Pero, ¡ojo! también se produce OH- que sirve para neutralizar al fatídico H+ de los ácidos.

OH- + H+ èH2O

El H2CO3, a su vez, se descompone:

H2 CO3 è H2O + CO2

con lo que un reconfortante regüeldo termina con algunos de los malestares por excesos en el beber.

Básicamente estas reacciones son las mismas que se tienen cuando se emplean jugo de limón y bicarbonato, o sal

de uvas. Para terminar el "Alka-Seltzer", como la "Sal de uvas 29 Picot", tiene un poco de ácido acetilsalicílico para combatir el dolor de cabeza.


Nota

[Nota 1]

1 Del germánico saip- "¿resina, ungüento, sebo?"


Nota

[Nota 2]

2 Acerca del término "álcali", véase el capítulo II "Ácidos y bases".


Nota

[Nota 3]

3 Del latín saponis "jabón" y facere "hacer".


Nota

[Nota 4]

4 Estos iones son los principales responables de la dureza del agua.


Nota

[Nota 5]

5 Estos sedimentos se muestran en muchas formas: en los vasos queda un residuo blanquecino; el cabello lavado no brilla; la ropa recién planchada tiene manchas amarillentas. En los lugares donde hay agua dura se forma un anillo grisáceo alrededor de las llaves del agua.


Nota

[Nota 6]

6 Del latín de "separar, barrer, limpiar frotando".


Nota

[Nota 7]

7 Hidros "agua", fobos "horror", filos "amistad", lo que se dice es: "una parte de la molécula del jabón tiene afinidad por el agua, la otra parte no".


Nota

[Nota 8]

8 Del Latín mica "miga, migaja, fragmento", unidad formada por estructuras de moléculas.


Nota

[Nota 9]

9 Del latín flocculus "pequeño copo de lana".


Nota

[Nota 10]

10 Del griego ana "arriba, unido" y ienai "ir, caminar". Ion con carga negativa.


Nota

[Nota 11]

11 Del griego kata "abajo"y ienai "Ir, caminar". Ion cargado positivamente.


Nota

[Nota 12]

12 Del griego "ambos" Del mismo origen: ambidiestro, ánfora, ambiguo, ambivalente.


Nota

[Nota 13]

13 Dos colores complementarios de luz son los que mezclados dan lugar al blanco. Rojo y turquesa son complementarios, puesto que el turquesa resulta de verde y azul. Rojo+verde+azul =luz blanca. Amarillo+azul, verde +púrpura también dan luz blanca.


Nota

[Nota 14]

14 Sustancias espumantes y humectantes Es un término tan amplio que comprende a bactericidas y sustancias que producen un acabado especial (como los champúes).


Nota

[Nota 15]

15 Nombre comercial.


Nota

[Nota 16]

16 Sustancia que reacciona con las sales que provocan la dureza del agua; secuestrándolas el detergente fácilmente hace espuma.


Nota

[Nota 17]

17 El carbón activado (que no es carbón puro) llega a tener 1500 m2 /g.


Nota

[Nota 18]

18 Del griego phlyein "soplar", "fluir".


Nota

[Nota 19]

19 Del latín coctus "cocinado, grasiento". Por extensión "sucio", de aquí: cochino cochambre.


Nota

[Nota 20]

20 Del náhuatl tzauctli "pegamento".


Nota

[Nota 21]

21 Del náhuatl tzaptl+poctli "zapote que humea".


Nota

[Nota 22]

22 Cuando las concentraciones de las sustancias involucradas en una reacción química se mantienen constantes se habla de equilibrio químico.


Nota

[Nota 23]

23 Del latín "raspar".


Nota

[Nota 24]

24 Del griego feld "campo" y spath "laminilla de madera, espato " (mineral de estructura laminar). Del mismo origen. espátula (?).


Nota

[Nota 25]

25 Del griego pyr "fuego, calor" y phosphoric "relativo al ácido fosfórico". Es abreviatura de piroortofosfórico; se obtiene por calentamiento del ácido ortofosfórico.


Nota

[Nota 26]

26 El H2 CO3, como el carbón, produce anhidrido carbónico, de aquí que se le llamó "ácido carbónico", y a sus

derivados "carbonatos".


Nota

[Nota 27]

27 Del indoeuropeo spoimo espuma.


Nota

[Nota 28]

28 De aquí que la sabiduría popular aconseje "botanas" con alto contenido de grasa: papas fritas, doritos, nachos, cheetos, cacahuates, pepitas, etc., etc., etcétera.


Nota

[Nota 29]

29 Originalmente el ácido tartárico se obtiene del jugo de uva. En el corcho de las botellas de vino suelen formarse cristales de ácido tartárico.


VI. CONCLUSIONES

VI. CONCLUSIONES

RESULTA poco decir que la cocina conforma una realidad cotidiana como la química, pues lo mismo podría afirmarse de la especulación, la mediocridad y, para muchos, el aburrimiento.

Hay mucho más que decir de ambas: son actividades que emplean intuición, imaginación y creatividad; se apoyan en el trabajo y los hallazgos de los que nos precedieron (sean las recetas de la abuela o la teoría de Arrhenius) con el objetivo compartido de hacer más agradable la existencia.

La transformación de las sustancias, sea de petróleo a "Teflón", sea de trigo a lasagna, no es labor de una persona. Para ello se suman las intuiciones geniales de inventores anónimos y el trabajo oculto de personas desconocidas que, a final de cuentas, llevan placer al lector-comensal. La persona depende del trabajo y logros de sus semejantes tanto en sus valores y su ideología como en los cotidianos placeres de la comida y la bebida.

Originalmente el ácido tartárico se obtiene del jugo de uva. En el corcho de las botellas de vino suelen formarse cristales de ácido tartárico

Ciertamente, lo ordinario y lo trivial tienen la importancia que les da su ubicuidad y omnipresencia; pero en el caso de la cocina (y de la química) se encuentra también el relieve incuestionable de una vida más grata.

¡Salud... y buen provecho!


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CONTRAPORTADA

CONTRAPORTADA

La química y la cocina son actividades que emplean intuición, imaginación y capacidad creadora. Ambas se apoyan en el trabajo y los hallazgos de gran cantidad de personas que han sabido disfrutar y compartir el gozo de su actividad. Si bien el diario disfrute de la cocina es incuestionable, cabe preguntarse por qué la química, como ciencia y como profesión, ha sido una actividad que ha despertado poco interés y entusiasmo entre los jóvenes. Entre las posibles respuestas, el autor cree que el enfoque disciplinario y la falta de ejemplos cotidianos llevan a una pérdida de curiosidad y de capacidad de asombro. Terreno particularmente fértil para ilustrar los principios de la química es, la cocina, pues una bien equipada tiene más de 200 reactivos químicos y emplea procedimientos semejantes a los de un laboratorio. Muchas de las reacciones químicas que ocurren en la cocina (cómo añadir tequesquite a los nopales) tienen una explicación científica que ilustra y respalda a la inobjetable experiencia culinaria.

La historia de la ciencia muestra que conocimiento científico y conocimiento común están íntimamente relacionados. Sin embargo, la hoy obligada especialización profesional desalienta la aproximación a la ciencia por los caminos que han llevado, precisamente, a su creación: el espíritu de juego y la curiosidad. Pues ¿cómo se puede motivar la curiosidad si se muestra a la ciencia, a la química, como un conocimiento que no tiene fisuras? ¿O si se la enseña como algo que no tiene nada que ver con lo cotidiano?

Una de las formas en que se puede lograr el interés por la química es mostrando que tiene que ver con la vida de todos los días. Como la cocina.

El profesor José L. Córdova es ingeniero químico egresado del Instituto Politécnico Nacional. Después de ser becario, en el Instituto de Investigaciones Nucleares ingresó en la Universidad Autónoma Metropolitana, donde trabaja en el Departamento de Química. Cursó el posgrado en el Centro de Investigación y Estudios Avanzados del IPN y ha dado clases en diferentes instituciones. Ha sido director de la revista Contactos de la UAM y coordinador del Programa de Enseñanza de Ciencias Básicas e Ingeniería en la misma universidad. Es aficionado al origami y a la guitarra clásica.

Diseño: Carlos Haces/Fotografía: Carlos Franco


Química

v

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Más allá de la herrumbre I

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Más allá de la herrumbre II. La lucha contra la corrosión

Javier Ávila / Joan Genescá

Más allá de la herrumbreIII. Corrosión y medio ambiente

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La Química hacia la conquista del Sol

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Química, Universo, Tierra y vida

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LA ZEOLITA. Una piedra que hierve

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Catalizadores¿La piedra filosofal del siglo XX?

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Del tequesquite al ADNAlgunas facetas de la Química

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De la alquimia a la Química

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El carbono: Cuentos orientales

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Usos y abusos de las gasolinas

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MÁS ALLÁ DE LA HERRUMBRE

MÁS ALLÁ DE LA HERRUMBRE

Autores: JAVIER ÁVILA / JOAN GENESCÁ


EDICIONES

PRESENTACIÓN

INTRODUCCIÓN

I. LA CORROSIÓN EN LA VIDA DIARIA

II. ¿POR QUÉ EXISTE LA CORROSIÓN?

III. LA FÍSICA Y LA QUÍMICA DE LA CORROSIÓN. ..... LA CORROSIÓN METÁLICA COMO CIENCIA ....APLICADA

IV. ¿SE PUEDE MEDIR LA CORROSIÓN?

V. ¿SE PUEDE LUCHAR CONTRA LA CORROSIÓN? .....EL CONTROL DE LA CORROSIÓN

CONTRAPORTADA

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/09/htm/masallla.htm07/02/2005 20:12:41



Dr. Antonio Alonso


Dr. Jorge Flores


Dr. Tomás Garza





Dr. Manuel Peimbert



Dr. José Sarukhán




Coordinadora:


http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/09/htm/sec_1.html07/02/2005 20:12:42

EDICIONES

EDICIONES


Segunda reimpresión, 1996

La ciencia para todos es proyecto y propiedad del Fondo de Cultura Económica, al que pertenecen también sus derechos. Se publica con los auspicios de la Subsecretaría de Educación Superior e Investigación Científica de la SEP y del Consejo Nacional de Ciencia y Tecnología.

D.R. © 1986, FONDO DE CULTURA ECONÓMICA, S. A. DE C. V.

D. R. © 1995, FONDO DE CULTURA ECONÓMICA


ISBN 968-16-2396-7

Impreso en México


PRESENTACIÓN

PRESENTACIÓN

Más allá de la herrumbre representa un loable empeño en el esfuerzo de acercar la ciencia de la corrosión al gran público.

Desde su título, los autores se han planteado la necesidad de modificar y adaptar el complicado lenguaje científico con el fin de ampliar el alcance de la obra. No resulta difícil para aquellos que poseen conocimientos de química —y de otras ciencias naturales— reconocer el aspecto central de esta ciencia, que desempeña el papel de crear e interconectar el conocimiento de la naturaleza con las transformaciones de la materia útiles para el hombre. Sin embargo, para el lego la química es, por lo general, una ciencia abominable, a lo cual ha contribuido su lenguaje intrincado y la desafortunada presentación "enciclopédica" y tediosa que se le da en los cursos de educación media y media-superior.

Obras como la de Genescá y Ávila representan un notable adelanto en la enseñanza y divulgación de los temas de la química y la física. Parece que el postulado de partida de este libro es la motivación del lector, lograda mediante la presentación del fenómeno de la corrosión en las múltiples actividades de la vida diaria. En efecto, desde que el hombre descubrió cómo obtener metales a partir de los minerales, puso marcha atrás al proceso natural que los llevó, combinados con otros elementos, a formar parte de diversas formaciones geológicas. Algo "tenía que pagar" la especie humana por el "atrevimiento" de ir en contra del proceso espontáneo de degradación metálica, imposible de detener en una biósfera que contiene tanto oxígeno, agua y sales.

Sobre los autores, baste decir que son los más reconocidos expertos nacionales en el tema. El compromiso con su campo de estudio no se ha restringido a sus investigaciones en la Facultad de Química de la UNAM o a impartir cursos en maestría y doctorado. Preocupados por la importancia del estudio de la corrosión, participan activamente en servicios, asesorías y encuestas con los industriales y, ahora, inciden en la divulgación de este tema singularmente importante.

Estoy convencido de que para disfrutar y comprender este texto, bastará con que los lectores hayan cubierto los cursos de ciencias naturales que se imparten en la secundaria. No hace falta más.

Vale la pena subrayar, finalmente, otro aspecto toral del trabajo: la "magia" económica de la química: la industria metalúrgica resulta altamente costosa en energía, así que el estudio de la corrosión ha permitido al hombre ahorrar enormes cantidades de dinero y otros recursos. Nuestro bienestar depende, en mucho, de los materiales que usamos para vestirnos, construir y proteger estructuras, viviendas y transportes, para conservar y empacar alimentos y producir los incontables bienes que abundan en los comercios.

Al final de este libro, el lector empezará a reconocer el papel central de la química en la preservación de los objetos metálicos, la recuperación de nuestros minerales, el desarrollo de materiales sustitutos y la búsqueda de fuentes de energía. Habrá tomado conciencia del fenómeno de la corrosión, de sus efectos y de cómo la ciencia y la tecnología química contribuyen a su control y remedio.

ANDONI GARRITZ RUIZ

Mayo de 1986

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/09/htm/sec_4.html (1 of 2)07/02/2005 20:12:44

PRESENTACIÓN


INTRODUCCIÓN

INTRODUCCIÓN

El hombre, en su afán de lograr mejores condiciones de vida, ha usado constantemente su ingenio durante su larga historia. Para lograr tal objetivo, mucho lo ha debido al uso de metales que ahora forman parte de nuestra vida cotidiana y, casi sin quererlo, hemos creado una dependencia tal que sería imposible hablar del desarrollo y avance de la civilización moderna sin el uso de metales y aleaciones.

Desde muy temprano por la mañana hacemos uso del metal, en los grifos del agua para asearnos, con sus recubrimientos de níquel y cromo, en los utensilios de la cocina, tales como los sartenes, cuchillos, cucharas, etc. Aun cuando lo olvidemos, sabemos que nuestra casa, así como todos los demás edificios, sean éstos pequeños o impresionantes rascacielos, están estructurados de acero, el cual actúa como un verdadero esqueleto que conforma, soporta y da resistencia a la construcción. Para el traslado a nuestro trabajo, lo hacemos usualmente en un medio de transporte fabricado en su gran totalidad de metal: autobús, coche, tren, etc. Si, mientras viajamos hacia nuestro trabajo, nos detenemos a pensar por un momento en la cantidad de metal que usa el transporte en el que vamos, nos sorprenderíamos al enterarnos de que es inmensa la cantidad de éste empleada en la carrocería, en el motor, con todo y sus componentes; incluso en el sistema de energía, como lo es el acumulador, encontramos metal en forma de láminas de plomo sumergidas en un medio ácido. Lo mismo podemos decir de los aviones que surcan los cielos actualmente, de los medios de transporte espaciales modernos y de los satélites, hechos todos ellos de aleaciones metálicas muy especiales.

Aquellos que laboran en una industria, se percatarán de que casi toda la instalación productiva está constituida de diversos metales: grandes reactores donde ocurren las transformaciones químicas operando a presiones y temperaturas elevadas, tuberías que transportan las materias primas así como los productos, tanques de almacenamiento, bombas, etc.

Por todo esto podemos decir, sin temor a equivocarnos, que aun y cuando se nos escape de la conciencia, vivimos en una civilización basada en el metal y que por lo tanto requerimos que los materiales metálicos en los cuales está basada dicha civilización industrial sean estables en nuestra atmósfera terrestre y que al menos duren en uso varios años.

Sin embargo, nosotros sabemos por experiencia que las cosas no son así. Los metales se degradan inexorablemente con el tiempo de muy diversas formas, dejan de ser funcionales, perdiendo sus propiedades decorativas o mecánicas. Algunos simplemente se disuelven en su totalidad en el medio que los envuelve.

De lo que muy poco nos percatamos es que el hombre desarrolla un esfuerzo grandioso para evitar que los metales de uso industrial básico para la sociedad se deterioren y vuelvan a su estado original (es decir, de metal combinado con algunos otros elementos activos tales como el oxígeno, azufre y cloro). Veremos más adelante que salvo contados metales, la mayoría de ellos son inestables en muchos de los ambientes encontrados en la Tierra. La misma atmósfera, el agua del mar, salmueras, las soluciones ácidas, neutras o alcalinas y cientos de otros ambientes causan el retorno del metal hacia una forma más estable, similar a la de los minerales.

El hombre invierte mucha energía para extraer el metal de los yacimientos encontrados en la Tierra. Pensemos en el balance térmico global empleado durante la extracción del hierro en los altos hornos a partir de un mineral de hierro oxidado, tal como la hematita, Fe2O3. Aquí el hombre invierte grandes

cantidades de energía termoquímica con el fin de liberar el hierro del oxígeno con la ayuda de coque (carbono), obteniéndose como productos la liberación de bióxido de carbono, C02, escoria y el hierro

primario, también llamado arrabio. En otros muchos procesos pirometalúrgicos tales como aquellos empleados para obtener cobre, zinc, níquel, plomo y otros metales, el consumo de energía ocurre de una


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manera similar. En estos procesos también se utilizan calor y atmósferas calientes como fuentes de energía para facilitar la obtención del metal. Otra manera alternativa para recuperar ciertos metales consiste en la descomposición de un electrolito por medio del paso de corriente eléctrica. Un electrolito es un medio iónico conductor de la electricidad. Puede ser una disolución acuosa de una sal conteniendo al metal de interés, por ejemplo, sulfato de cobre, o bien la misma sal fundida, la alúmina u óxido de aluminio como ejemplo. Esta descomposición ocurrirá, como se mencionó, por el efecto del paso de una corriente eléctrica a través del electrolito, dando como principal producto el depósito, en uno de los electrodos, del metal que estamos interesados en recuperar. De ésta y otras muchas maneras el hombre obtiene metal en forma libre, consumiendo por ello grandes cantidades de energía.

Sin embargo, y como el lector puede deducir, el estado de existencia más estable para un metal es su forma combinada, o dicho desde un punto de vista termodinámico, es el estado de más baja energía, ya sea en forma de óxido, sulfuro, cloruro, sulfatos o carbonatos. En realidad lo que nosotros hacemos para extraer el metal es ir en contra de una reacción que ocurre espontáneamente en la naturaleza, por ejemplo, la reacción de formación de un mineral oxidado. Muchas de las formas combinadas de los metales han permanecido tal y como las encontramos ahora por muchos miles de millones de años. Es muy posible que cuando los elementos aparecieron en el universo, poco tiempo después de la creación de éste, hará aproximadamente unos 15 mil millones de años, muchas de las especies metálicas comenzaron a reaccionar con otros elementos recién formados. Con el paso del tiempo y con la formación y estabilización de galaxias y sistemas solares, muchos planetas, y entre ellos el nuestro, acumularon una gran cantidad de metales en su interior, que fueron reaccionando con el medio ambiente y con la atmósfera reinante entonces. El paso de metal a forma combinada fue cosa de millones de años. Lentamente, el metal iba pasando de un estado inestable a uno más estable que es la forma combinada. Aunado a esta transformación espontánea venía un cambio en energía. El sistema en proceso de transformación cedía energía lentamente y pasaba a un estado de energía mínima, a un estado estable, en equilibrio. Industrialmente lo que hacemos hoy en día es suministrar al mineral o mena una cantidad de energía equivalente a la que la reacción cedió a través de mucho tiempo para pasar a la forma combinada. Al obtener un metal en forma libre volvemos al estado inicial. El metal libre, poseyendo una energía elevada y con fuertes tendencias a bajarla, tenderá a estabilizarse, reaccionando con el medio ambiente y volviendo a su forma de mineral original. El cobre, el cinc, el níquel, el cromo, el hierro, el aluminio, el plomo, el estaño y la mayoría de los metales ingenieriles que usamos, sufren esa tendencia después de ser obtenidos en su forma libre. Se puede decir, como una aceptable generalización, que cuanto mayor haya sido la cantidad de energía invertida en la obtención de un metal a partir de su mineral (térmica, eléctrica o de otro tipo), mayor será su tendencia a volver a combinarse para estabilizarse. Figura 1.

Figura 1.

Es interesante el pensar que un pedazo de metal puede permanecer estable por un período indefinido, si es


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que se le mantiene en el vacío, es decir, en donde el metal no entre en contacto con ningún medio o sustancia, incluyendo al aire por supuesto. Parece ser que la gran mayoría de los metales adquieren esa estabilidad tan deseada sólo cuando se les aisla del ambiente terrestre. Si este aislamiento no ocurre, los metales pueden reaccionar con el medio ambiente y formar compuestos tal y como lo mencionamos anteriormente. Estos compuestos permanecen sobre la superficie del metal y son por lo general frágiles, de mal aspecto y fácilmente desprendibles, por ejemplo los óxidos del hierro, lo que origina una transformación continua del metal al repetirse periódicamente el proceso de oxidación. Sin embargo, esta forma de degradación metálica no es la única. Existen muy diversas formas por las cuales un metal o aleación deja de ser útil a consecuencia de su inestabilidad frente al medio. El metal bien puede disolverse lentamente y llegar a transformarse totalmente en otra especie (corrosión uniforme).

Asimismo, los metales, bajo ciertas condiciones, pueden formar grietas y romperse catastrófica y súbitamente al estar sujetos simultáneamente a un medio agresivo y a un esfuerzo mecánico moderado (corrosión bajo tensión). También pueden ser atacados muy localizadamente en forma de pequeños agujeros profundos que avanzan rápidamente, llegando a perforar gruesas secciones de estructuras metálicas, haciendo a éstas deficientes en sus propiedades mecánicas e inutilizándolas por completo (corrosión por picaduras). Los metales también pueden sufrir de fatiga con la consecuente pérdida de resistencia cuando son sometidos a esfuerzos periódicos (corrosión, fatiga) o fragilizarse súbitamente y ser inoperativos (fragilidad por hidrógeno). Es entonces precisamente cuando todos los conocimientos que se tienen de la lucha contra la corrosión deben de ser aplicados para que un metal o aleación perdure más años en servicio, sin transformarse rápidamente en formas combinadas (óxidos, sulfuros, etc.) o en sistemas degradados localizadamente que no cumplan con los requisitos exigidos a los metales o aleaciones originales, tales como resistencia, dureza, lustre, apariencia, etc.

Para tal fin se emplean diversas técnicas de protección tales como la alteración superficial de los metales, consistente en crear o provocar una barrera protectora producto del mismo metal, como es el caso del anodizado. En este proceso el metal puesto a proteger se oxida electrolíticamente, es decir, se le somete a condiciones tales que produce una película superficial de óxido del mismo metal, óxido que por lo general es de apariencia agradable, transparente, duro y muy protector; ejemplo, el aluminio anodizado. Asimismo, un metal dado puede combinarse o alearse con otros metales, no tanto con el fin de conseguir una alteración benéfica en sus propiedades mecánicas, sino para mejorar su resistencia a algún tipo de corrosión. Un ejemplo típico lo constituye el acero inoxidable, en donde el hierro se combina con elementos tales como el cromo, níquel, molibdeno, etc, los cuales incrementan notablemente la resistencia de esa aleación a degradarse químicamente.

También se puede aislar físicamente al metal del medio en que se encuentra expuesto. Esto se efectúa por medio de recubrimientos aislantes como las pinturas anticorrosivas. La mayoría de estas pinturas contienen, aparte de los elementos de una pintura convencional, sustancias que inhiben activamente el deterioro de un metal por corrosión, en caso de que la pintura presente algún defecto tal como porosidad, fractura, etc.

Debido a que los procesos de corrosión son en esencia electroquímicos, es decir, transformaciones químicas que se llevan a cabo en presencia de diferencias de potencial eléctrico (tema que trataremos con más detalle en los capítulos siguientes), también se puede alterar la velocidad de corrosión de un metal al modificar las diferencias de potencial eléctrico existentes. A las técnicas que tratan acerca de este sistema de protección metálica se las conoce como protección catódica y anódica. Por último, al proceso de aplicar ciertas sustancias orgánicas e inorgánicas a la superficie del metal, que adhiriéndose a ella aminoran la velocidad con que el metal se transforma a un compuesto poco servible, se le conoce como inhibición de la corrosión.

Queremos poner énfasis en que la estabilidad de los metales está determinada por lo que sucede en la interfase entre el metal y el medio agresivo y que, en muchos casos, la resistencia interna de un metal está influenciada a largo plazo por los sucesos que suceden en esta interfase. La mayor parte de las degradaciones que un metal o aleación sufren en su apariencia o en su resistencia mecánica comienza


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pues en su superficie.




LA PALABRA corrosión evoca en muchas personas la imagen tan conocida de la "herrumbre", propia de los metales ferrosos, como si sólo el hierro fuera susceptible de presentar este fenómeno.

En realidad, la corrosión es la causa general de la alteración y destrucción de la mayor parte de los materiales naturales o fabricados por el hombre. Si bien esta fuerza destructiva ha existido siempre, no se le ha prestado atención hasta los tiempos modernos, como efecto de los avances de la civilización en general y de la técnica en particular. El desarrollo de los métodos de extracción y uso de los combustibles, muy especialmente del petróleo, así como la expansión de la industria química, han modificado la composición de la atmósfera de los centros industriales y de las aglomeraciones urbanas.

La producción de acero y la mejora de sus propiedades mecánicas han hecho posible su empleo en los dominios más variados. Desgraciadamente, el desarrollo en la utilización de los productos siderúrgicos va acompañado, paralelamente, de un aumento en el tributo que cada año se paga a la corrosión. Para tener una pequeña idea de lo que esto pueda suponer, sépase que aproximadamente un 25% de la producción anual de acero es destruida por la corrosión.

La corrosión de los metales constituye por lo tanto, y con un alto grado de probabilidad, el despilfarro más grande en que incurre la civilización moderna. Las roturas en los tubos de escape y silenciadores de los automóviles, la sustitución de los calentadores de agua domésticos (cerca de 2.5 millones de unidades en los EUA en 1967), explosiones por fugas de gas en los tanques de almacenamiento o tuberías de conducción, roturas en las conducciones de agua, incluso el derrumbe de un puente, son algunos de los problemas con los cuales se encuentra el hombre. Nada metálico parece ser inmune a este tipo de acontecimientos.

A veces los daños causados por un problema de corrosión pueden ser muy amplios. Pensemos en la reparación de la falla de un oleoducto de crudo, resultante de problemas de corrosión interna o externa. Aparte del costo inherente a la sustitución del tramo de tubería dañado, hay que tener en cuenta el daño causado por el aceite derramado al terreno, muchas veces irreversible, así como el posible paro de la refinería y los consiguientes problemas de desabastecimiento que ello puede llegar a acarrear. Y sin embargo, un proceso esencialmente de corrosión lo utilizamos diariamente para producir energía eléctrica: la pila seca. En el capítulo III se describe el principio del funcionamiento de la pila seca, pudiéndose comprobar cómo una de las partes esenciales de la misma es precisamente una reacción de corrosión.

Veamos, con un poco más de detalle, algunos ejemplos de corrosión que ocurren con cierta frecuencia en la vida diaria.

LAS TUBERÍAS DE AGUA

La corrosión forma parte del diario quehacer. Desgraciadamente, no sufrimos sus efectos hasta que estos se hacen visibles.

Un ejemplo común lo constituye la rotura de una tubería de agua. Inicialmente, al abrir el grifo, el agua, en vez de presentar su claridad habitual tiene una cierta tonalidad o coloración castaña. Al probarla, nos parece percibir un sabor que nos recuerda bastante al de las sales de hierro. Ha empezado a atacarse el material base de la tubería galvanizada: el acero de la red de distribución de agua potable.

La continuación puede ser una historia conocida para muchos. Al cabo de poco tiempo, al abrir el grifo del agua caliente del lavabo, especialmente al aumentar la salida del agua, empieza a salir ésta turbia y



rojiza, con gran cantidad de partículas en suspensión. Algunas de éstas parecen ser de arcilla que estarían sedimentadas sobre la pared de las tuberías de conducción y distribución y que se han incorporado al agua al pasar ésta a régimen turbulento. Otras partículas tienen un aspecto gelatinoso y una coloración pardo rojiza (característica del hidróxido férrico). A continuación hacemos la misma comprobación con el grifo del agua fría. El agua sale limpia, incolora. Sólo cuando el régimen de circulación es claramente turbulento se observa una cierta turbiedad y algunas partículas en suspensión que parecen provenir del sedimento que pudiera existir ya en el interior de la tubería de conducción de agua. Aquellas partículas rojizas, gelatinosas, no se observan en esta ocasión.

La aparición de humedades y goteras es una consecuencia que no se deja esperar. Al inspeccionar con más detalle la zona en que ha aparecido la gotera, podemos tener la sorpresa de que la aparición de la humedad, que creíamos debida a la perforación de la tubería por el lado del agua, ya que el agua rojiza que salía por el grifo desde tiempo atrás así lo hacía presagiar, ha tenido lugar en cambio en la parte exterior. Retirado el tubo que presentaba la perforación, pudimos observar en él que el ataque perforante provenía del exterior.

En este caso, el responsable de la avería no era el agua transportada, sino el material de construcción que se hallaba en estrecho contacto con el exterior del tubo. Un análisis más cuidadoso nos permite observar claramente que la zona afectada coincidía con la existencia de "restos" de yeso que sin duda pusieron los albañiles en la etapa de fijación de los tubos.

El yeso tiene la particularidad de que además de ser corrosivo por sí mismo frente al hierro y acero galvanizado, entre otros materiales metálicos, es higroscópico, por lo cual tiene tendencia a captar y retener la humedad y con ello proseguir la corrosión hasta sus últimas consecuencias.

LA LAVADORA AUTOMÁTICA

Otro caso que se presenta con cierta frecuencia hace referencia a la lavadora automática. Cierto día, al funcionar la lavadora, se nota que hace algunos ruidos extraños. Al vaciar el tambor, nos encontramos con la sorpresa de que tiene una fisura. No había ni rastro de herrumbre, que en el caso de la tubería de agua nos había servido de indicio para suponer que algo andaba mal. Aquí, sólo unos ruidos extraños.

El tambor, a pesar de ser de acero inoxidable, había sufrido un cierto tipo de corrosión, conocido por los especialistas como corrosión fisurante, precisamente por el tipo de daño provocado.

Este tipo de corrosión, muy localizada en una determinada zona del tambor de la lavadora, es especialmente insidiosa y preocupante porque uno no se da cuenta de su existencia sino cuando se produce la falla.

EL AUTOMÓVIL

Empiezan apareciendo manchitas y picaduras minúsculas en los parachoques, que si bien no afectan su resistencia mecánica, sí deslucen su presentación. Posteriormente, se pueden localizar puntos aislados de ataque en las partes cubiertas por molduras que iban fijadas en agujeros de la carrocería; cada vez que lavamos el coche observamos la afluencia de herrumbre que sale de debajo de tales molduras

Bajo las alfombrillas han aparecido picaduras perforantes y lo que es peor, el sonido emitido al percutir es análogo al de una hojalata llena de herrumbre. Problemas similares han aparecido en los guardabarros, especialmente en las zonas más escondidas, donde se había acumulado barro. Del mismo modo hemos detectado una fuernte corrosión en los alveolos de los faros delanteros que sufren la influencia desfavorable de las salpicaduras de lodo de los vehículos que nos preceden en la época de lluvias.

Este efecto de agentes corrosivos sobre la carrocería se agrava en las zonas costeras, por la influencia de la brisa marina que llega a poner en contacto con la carrocería gotitas cargadas de cloruro de sodio (sal).



Asimismo, es perniciosa la acción de la sal común que se echa en invierno sobre las calzadas heladas, en muchos países con inviernos largos y duros, con el fin de que puedan transitar los vehículos por ellas.

La corrosión sufrida por la carrocería aumenta con el grado de humedad y con la temperatura, todo ello acrecentado por el contenido de gases sulfurosos en la atmósfera. Por ello, no es raro ver en ciudades costeras e industriales una verdadera legión de auténtica chatarra rodante.

CONSTRUCCIONES DE CONCRETO

Un buen observador puede haber notado, especialmente en las grandes ciudades o en las zonas costeras, la aparición de manchas de herrumbre en las estructuras de concreto, por ejemplo, en un estacionamiento subterráneo, un puente o en los postes de las líneas de distribución de corriente eléctrica.

Estas estructuras están reforzadas interiormente con varillas de acero, las cuales se cubren de concreto (mezcla de cemento Portland, arena, agua y agregado de pH alto, aproximadamente 12) con el objeto de proporcionar una adecuada resistencia mecánica a la estructura. En condiciones normales, o sea en un medio con atmósfera limpia, no debe ocurrir nada que afecte a la estructura, ya que el concreto es un medio perfectamente compatible con el acero, precisamente por el alto valor del pH.

El concreto es un material discontinuo, duro y de alta densidad. Debido a su propia constitución, contiene una gran cantidad de poros, los cuales pueden estar interconectados, siendo por tanto permeable a líquidos y gases. Esto es de una gran importancia para el proceso de corrosión del acero de refuerzo, pues tanto el oxígeno como el agua pueden difundirse hacia el acero a través de la masa de concreto. Por ejemplo, cuando la estructura de concreto está en contacto frecuente con agua que contenga iones de cloruro (agua de mar), a través de la propia porosidad del concreto puede llegar a las varillas de acero. En este momento se inicia la corrosión del acero. La herrumbre que se va formando como resultado del proceso de corrosión en el acero, por una parte disminuye la sección original de la varilla, y por otra, hace perder la adherencia inicial y deseada entre el acero y el concreto. El óxido de hierro formado (herrumbre) ocupa un volumen aproximadamente cuatro veces mayor que el acero sin corroer. A medida que se va formando herrumbre por la corrosión del acero, ésta ejerce una gran presión sobre el concreto que lo rodea. Las fuerzas son de tal magnitud dentro del concreto que provocan grietas que lo fragilizan, perdiendo éste sus buenas propiedades mecánicas. El proceso continua hasta que la herrumbre llega a aparecer en la superficie del concreto y se pueden observar las estructuras "manchadas".

La presencia de herrumbre en una determinada estructura es por tanto evidencia de que el proceso de corrosión de la varilla de acero de refuerzo está muy avanzado y de que la seguridad de la estructura, por ejemplo en el caso de un puente, deja mucho que desear.

El efecto producido por los cloruros (agua de mar) en un medio ambiente marino, es sustituido por el dióxido de azufre o anhídrido sulfuroso (S02), proveniente de industrias que queman gasóleo, escapes de

los autos, etc., en el caso de las grandes ciudades, produciendo las mismas consecuencias.

LA CORROSIÓN DE ENVASES METÁLICOS PARA CONSERVAS

Cuando guardamos un bote o lata de conserva durante mucho tiempo, podemos tener la sorpresa de encontrarlo con un hinchamiento anormal, de tal manera que lo desechamos. Esta deformación abombada es debida a la acumulación de gas hidrógeno y es una manifestación extrema de la corrosión. Significa el final de la vida útil de la conserva y ocurre, por lo general, tras un prolongado periodo de almacenamiento.

Antes de llegar a estos extremos tienen lugar otras consecuencias prácticas del fenómeno de corrosión, que afectan tanto al envase como al producto envasado, incidiendo más o menos desfavorablemente sobre la calidad de la conserva, como por ejemplo:



—cambios en los atributos sensoriales —color, olor, sabor— y características nutritivas del producto envasado; —desestañado de la hojalata con pérdida de su aspecto brillante, o bien un desestañado intenso localizado en los envases barnizados, que puede originar el rechazo del consumidor por presentación inadecuada;

—incorporación de iones metálicos, particularmente estaño, hierro y plomo, al producto envasado.

Los materiales de uso más frecuente en la fabricación de los envases son el aluminio, la hojalata y la chapa cromada, si bien la hojalata sigue siendo el material de mayor utilización.

La corrosión de la hojalata por los alimentos envasados es un proceso electroquímico que se desarrolla como consecuencia de la propia estructura del material. Las distintas capas constituyentes de la hojalata presentan siempre una estructura discontinua como consecuencia de su propia porosidad y de los daños o defectos mecánicos derivados de las manipulaciones a que es sometido el material. La falta de continuidad de las capas metálicas permite que el producto envasado entre en contacto con los distintos metales constituyentes de la hojalata, con la consiguiente formación de pilas galvánicas, actuando el alimento como electrolito.

La presencia de la aleación soldante utilizada en la costura lateral del envase convencional de tres piezas, así como el barnizado de la hojalata, con la conductividad propia de la película de barniz, significan una contribución adicional a la formación de pilas galvánicas. Dada la presencia mayoritaria de hierro y estaño en la hojalata, en la práctica el sistema descrito puede compararse a una pila formada por ambos metales.

La corrosión de la hojalata por los alimentos ácidos produce la disolución del estaño y la formación de gas hidrógeno, consecuencia de la reacción catódica de los iones de hidrógeno del medio (véase en el capítulo II las reacciones catódicas más comunes) que pasa a acumularse en el espacio de cabeza del envase.

Hasta aquí hemos visto y analizado una serie de problemas de corrosión, más o menos comunes en la vida diaria y que se presentan con cierta frecuencia. Existen, sin embargo, como ya se dijo, muchos otros tipos y formas de corrosión que afectan a la industria y el transporte, y que son muy específicos de cada actividad. Los más peligrosos son aquellos que tienen lugar sin un aviso previo, sin presentar manifestaciones externas visibles como la presencia de la herrumbre. Por lo general, están relacionados con el empleo de metales y aleaciones especiales. El metal falla, sin más, poniendo en peligro muchas veces vidas humanas.

En la actualidad, los problemas derivados de la presencia simultánea de un medio agresivo y un esfuerzo mecánico (corrosión bajo tensión, corrosión-fatiga), o de la corrosión muy localizada (corrosión por picaduras) son demasiado frecuentes. Algunas veces se producen en aleaciones que fueron específicamente diseñadas para resistir en un determinado medio. Los problemas de corrosión tienen mucho que ver con el grado de avance tecnológico y, desgraciadamente, muchas veces no se conocen las verdaderas limitaciones de un material, hasta que este falla.

En los capítulos siguientes se presentan los conceptos que permiten una mayor comprensión del fenómeno de la corrosión metálica, así como una explicación más amplia del mecanismo de las diferentes formas de corrosión y de los medios de que se dispone actualmente para prevenirla y controlarla. Mediante estos conocimientos se puede afrontar con mayores garantías los problemas que origina, y si muchas veces no se podrá lograr evitarla, sí al menos se tendrán las bases para un efectivo control o prevención de la corrosión.




EN EL capítulo anterior hemos visto una serie de casos que suelen presentarse con cierta frecuencia en la vida diaria, todos ellos atribuibles a la corrosión.

Ahora bien, uno puede preguntarse ¿por qué existe la corrosión? Podemos empezar diciendo que la corrosión de los metales es en cierto sentido inevitable, una pequeña venganza que se toma la naturaleza por la continua expoliación a que la tiene sometida el hombre. Recordemos que los metales, salvo alguna que otra rara excepción, como los metales nobles (oro, platino, etc., se encuentran en estado nativo en la Tierra), no existen como tales en naturaleza, sino combinados con otros elementos químicos formando los minerales, como los óxidos, sulfuros, carbonatos, etc.

Para la obtención de los metales en estado puro, debemos recurrir a su separación a partir de sus minerales, lo cual supone un gran aporte energético. Pensemos solamente en el enorme consumo de energía eléctrica que supone el funcionamiento de una acería para obtener un material tan indispensable para el desarrollo actual, como el acero. Pues bien, producido el acero, éste prácticamente inicia el periodo de retorno a su estado natural, los óxidos de hierro.

Esta tendencia a su estado original no debe extrañar. Si después de milenios el hierro se encuentra en los yacimientos bajo la forma de óxido, es que este compuesto representa el estado más estable del hierro respecto al medio ambiente. El mineral de hierro más común, la hematita, es un óxido de hierro, Fe2O3.

El producto más común de la corrosión del hierro, la herrumbre, tiene la misma composición química. Un metal susceptible a la corrosión, como el acero, resulta que proviene de óxidos metálicos, a los cuales se los somete a un tratamiento determinado para obtener precisamente hierro. La tendencia del hierro a volver a su estado natural de óxido metálico es tanto más fuerte, cuanto que la energía necesaria para extraer el metal del mineral es mayor. El aluminio es otro ejemplo de metal que obtenido en estado puro se oxida rápidamente, formándose sobre su superficie una capa de alúmina (A12O3, óxido de aluminio).

La razón de ello estriba en el gran aporte energético que hay que realizar para obtener una determinada cantidad del metal a partir del mineral, bauxita (Al2O3) en este caso.

Entonces, la fuerza conductora que causa que un metal se oxide es consecuencia de su existencia natural en forma combinada (oxidada). Para alcanzar este estado metálico, a partir de su existencia en la naturaleza en forma de diferentes compuestos químicos (minerales), es necesario que el metal absorba y almacene una determinada cantidad de energía. Esta energía le permitirá el posterior regreso a su estado original a través de un proceso de oxidación (corrosión). La cantidad de energía requerida y almacenada varía de un metal a otro. Es relativamente alta para metales como el magnesio, el aluminio y el hierro y relativamente baja para el cobre y la plata.

En la tabla se presenta una lista de algunos metales, situados en orden a la cantidad de energía requerida, de mayor a menor, para convertirlos desde su estado mineral al estado metálico.

Posiciones relativas de algunos metales en cuanto a la energía requerida para convertir sus minerales en metales.

Mayor requerimiento de energía:

Potasio

Magnesio

Berilio



Aluminio

Cinc

Cromo

Hierro

Níquel

Estaño

Cobre

Plata

Platino

Menor requerimiento de energía:

Oro

De las diversas operaciones que deben realizarse para extraer el metal del mineral, la primordial se puede resumir en una sola palabra: reducción. Inversamente, las transformaciones sufridas por el metal que retorna a su estado original, también pueden resumirse en: oxidación.

Según esto, la corrosión puede describirse en primer término como una reacción de oxidación, semejante por tanto a cualquier oxidación química. Por esto mismo, debe y puede ser regida por las leyes establecidas por la física y la química. Un metal sólo podrá corroerse, o sea, pasar a un estado más oxidado, cuando sea inestable con respecto a los productos formados por su corrosión. Esta inestabilidad puede preverse en términos energéticos.

La termodinámica permite realizar los balances de energía que, para el caso de los metales puros colocados en una situación bien determinada, permitirán predecir su comportamiento; en este caso, si aparecerá o no en ellos tendencia a la corrosión.

La energía de un determinado sistema puede medirse en los términos de lo que se llama la energía libre. Se pueden presentar tres casos:

a) la energía libre es positiva. El metal es activo y puede haber corrosión. Es el caso más frecuente entre los metales de uso común (hierro, aluminio, cinc);

b) la energía libre es positiva, pero el metal en vez de presentar corrosión, permanece inatacado aparentemente. Se dice que el metal está pasivo o pasivado;

c) la energía libre es cero o negativa. El metal es indiferente a los agentes agresivos habituales, no siendo posible ninguna reacción de corrosión. Es el caso de los metales nobles.

Podemos resumir todo lo anterior diciendo que es posible prever el comportamiento de un determinado metal en un medio ambiente dado, ayudándonos de las predicciones que nos aporta la termodinámica. Así si el sistema formado por el metal y el medio ambiente posee una energía libre positiva, es posible que tenga lugar la corrosión. Si bien los entornos o ambientes para un metal pueden ser muy específicos (pensemos por ejemplo en los metales con los que se construye un reactor nuclear), uno de los más generales, es el más común a la vida humana: la atmósfera.



Como se verá más adelante, la presencia simultánea de agua (electrolito) y oxígeno (oxidante) hacen prácticamente inevitable la corrosión en estas condiciones para la mayoría de los metales más utilizados (hierro, aluminio, cinc, etc.). La reacción de oxidación en el sistema formado presenta una energía libre positiva. Volvemos a lo que decíamos al principio: la corrosión parece inevitable.

LA CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

En presencia de un medio acuoso, la corrosión es de naturaleza electroquímica. Tal corrosión es un proceso espontaneo que denota la existencia de una zona anódica (que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, siendo imprescindible la presencia de estos tres elementos para que este tipo de corrosión pueda existir (se requiere asimismo de contacto eléctrico entre la zona anódica y la catódica).

El término ánodo se emplea para describir aquella porción de una superficie metálica en la que tiene lugar la corrosión (disolución) y en la cual se liberan electrones como consecuencia del paso del metal en forma de iones, al electrolito. La reacción que sucede en el ánodo, por ejemplo para el caso del cinc, es:

Zn (sólido) - Zn² + (electrolito) + 2 electrones,

o sea, una reacción de oxidación.

Como los electrones, en un conductor metálico, se mueven en sentido compuesto al convencional,1 en el ánodo la corriente eléctrica sale del metal para entrar a la solución (figura 2). El término cátodo se aplica a la porción de una superficie metálica en la cual los electrones producidos en el ánodo se combinan con determinados iones presentes en el electrolito.

Las reacciones catódicas más comunes en presencia de agua son:

2H+ + 2 electrones → H2 (gas)

O2 (gas) + 2 H2O + 4 electrones → 4 OH— (medio alcalino)

O2 (gas) + 4 H+ + 4 electrones → 2 H2O (medio ácido)

o sea, reacciones de reducción.

En el cátodo, la corriente eléctrica sale del electrolito para entrar al metal (figura 2), cerrándose el circuito eléctrico a través de un conductor metálico externo.



Figura 2. Dirección del flujo de corriente entre un ánodo y un cátodo en una celda de corrosión.

Los componentes esenciales se presentan en la figura 2. Las flechas representan corrientes eléctricas (no electrones) fluyendo a la solución desde el ánodo (—) al cátodo (+) y regresando desde el cátodo al ánodo a través de un hilo metálico conductor (cobre por ejemplo).

La corrosión más frecuente es toda de naturaleza electroquímica y resulta de la formación de multitud de zonas anódicas y catódicas sobre la superficie metálica, siendo el electrolito, caso de no estar el metal sumergido o enterrado, el agua de condensación de la atmósfera, para lo cual se necesita que la humedad relativa del aire sea del orden del 70% o superior.

El proceso de disolución de un metal en un ácido (por ejemplo, cinc en ácido clorhídrico) es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica corresponden a la formación de hidrógeno, H2, gaseoso, poniendo de manifiesto la existencia de infinitos

cátodos, mientras en los ánodos se va disolviendo el metal.

Al cambiar continuamente de posición estas zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve continuamente. Este tipo de corrosión se caracteriza porque casi siempre es más pronunciada en una zona que en otras, y su forma de manifestarse más característica es la aparición de picaduras.

LAS MANIFESTACIONES DE LA CORROSIÓN

Como vimos en el primer capítulo, la corrosión, especialmente la de naturaleza electroquímica, se puede manifestar de muy diversas maneras.

Por lo que hace referencia al metal más comúnmente empleado, el hierro, la presencia de la herrumbre constituye la manifestación de que se está desarrollando un proceso de corrosión. Pero entonces, la pregunta que nos podríamos hacer es ésta: ¿Qué hay más allá de la herrumbre?

El producto primario de la oxidación del hierro es el hidróxido ferroso blanco, Fe(OH)2 que a su vez se

oxida a hidróxido férrico de color rojizo, Fe(OH)3.

Ayudémonos de una experiencia muy sencilla para comprender lo anterior. Veamos el ataque producido por una gota de agua salada. Esta experiencia es debida a Evans, uno de los investigadores que más han contribuido al conocimiento de la corrosión. Evans demostró que en el caso de una gota de agua salada, las diferencias en la cantidad de oxígeno disuelto en el líquido en contacto con la superficie metálica, lo que se conoce como aireación diferencial, crean pilas de corrosión en las que el ataque del metal ocurre



en las áreas menos oxigenadas, provocando una corrosión rápida e intensa. Si se deposita una gota de agua salada (agua y cloruro de sodio) sobre la superficie horizontal de una lámina de acero perfectamente limpia y desgrasada, como en la figura 3, se puede observar, por ejemplo después de unos 30 minutos, un precipitado en el medio de la gota.

.

Figura 3. Ataque producido por una gota de agua salada.

La parte periférica o más exterior de la gota, más aireada (con un más fácil acceso para el oxígeno) que el centro, juega el papel de lo que hemos llamado cátodo, con relación al centro, que a su vez se convierte en ánodo. Entre estas dos zonas se forma una membrana de hidróxido de hierro (herrumbre). Con ayuda de un tubo capital, se puede atravesar la membrana y comprobar la formación en el centro de la gota de una sal ferrosa (FeCl2, cloruro ferroso).

La presencia de la herrumbre es una manifestación clara de la existencia de corrosión para el caso del hierro y sus aleaciones (aceros). Para la mayoría de los metales, las manifestaciones de la corrosión pueden estudiarse en función de la forma o tipo de corrosión. En soluciones acuosas o en atmósferas húmedas, como ya se ha indicado, el mecanismo de ataque envuelve algunos aspectos electroquímicos. Debe de existir un flujo de electricidad desde unas ciertas áreas a otras en la superficie metálica, a través de una solución (electrolito) capaz de conducir la electricidad, tal como el agua de mar o el agua dura (agua con un alto contenido de sales).

Una solución que conduce la electricidad es un electrolito. Su cualidad para conducir la electricidad es debida a la presencia de iones. Éstos, son átomos cargados positiva o negativamente o bien agrupaciones de átomos con una cierta carga eléctrica, en solución.

El agua pura está ionizada en proporción muy pequeña. Sólo una mínima fracción de las moléculas de agua se disocia en iones hidrógeno, H+ (protones), y iones hidroxilo, OH—. El ión hidrógeno se une a una molécula de agua, H2O, para formar un ión hidronio, H3O+, aunque por facilidad lo representaremos por

H+.

La disociación del agua, H2O, puede representarse así:

H2O H+ + OH—

A efectos prácticos, el agua es un aislador casi perfecto. Entonces, cabría preguntarse ¿por qué una sustancia iónica disuelta en agua produce iones? La respuesta está en las propiedades dieléctricas del agua, o, en otras palabras, en las propiedades polares de las moléculas de agua. Cada molécula de agua es un pequeño dipolo, esto es, sus cargas positiva y negativa no coinciden. Podemos representar estos dipolos de un modo exagerado por estructuras de forma oval.



Alrededor de un ión positivo habrán agrupadas un cierto número de moléculas de agua con sus extremos negativos próximos al catión. De modo análogo, los extremos positivos de algunas moléculas de agua se agruparán alrededor del ión negativo. De acuerdo con esta explicación, los iones de las sustancias disueltas deben estar libres en cualquier disolvente polar, como lo es el agua, como así ocurre en realidad.

Un electrolito capaz de formar un ambiente corrosivo puede ser, en principio, cualquier solución, lluvia o incluso la humedad condensada del aire. Puede abarcar desde el agua dura o salada hasta los ácidos y álcalis fuertes.

Los ánodos y cátodos involucrados en un proceso de corrosión se conocen como electrodos. Los electrodos pueden consistir en dos diferentes tipos de metal. En el electrodo negativo (ánodo) es donde tiene lugar la corrosión.

Podemos resumir lo anterior diciendo que para que exista corrosión deben cumplirse unas ciertas condiciones mínimas. Éstas son:

1. Debe haber un ánodo y un cátodo.

2. Debe existir un potencial eléctrico entre los dos electrodos (ánodo y cátodo).

3. Debe haber un conductor metálico que conecte eléctricamente el ánodo y el cátodo.

4. Tanto el ánodo como el cátodo deben estar sumergidos en un electrolito conductor de la electricidad, el cual está ionizado.

Una vez cumplidas estas condiciones, puede circular una corriente eléctrica dando lugar a un consumo de metal (corrosión) en el ánodo.

La diferencia de potencial creada entre el ánodo y el cátodo provoca una migración de electrones desde el ánodo al cátodo a lo largo del conductor metálico externo, un alambre de cobre por ejemplo, como se indica en la figura 4.

Figura 4. Sentido del flujo de electrones y del flujo convencional de la corriente eléctrica en una celda de corrosión.

En el ánodo, al perder electrones, quedan iones hierro cargados positivamente, Fe2+, los cuales pueden combinarse con iones cargados negativamente, OH—, que se encuentran en las inmediaciones del ánodo, pudiéndose formar ocasionalmente hidróxido ferroso, Fe(OH)2, el cual puede reaccionar con

posterioridad para formar hidróxido férrico, Fe(OH)3, la familiar y conocida herrumbre.



En el cátodo y procedentes del ánodo van llegando, a través del conductor metálico externo, electrones. Estos electrones cargados negativamente, al llegar a la interfase cátodo-solución, se combinan con los iones hidrógeno cargados positivamente, H+, para formar hidrógeno gas, H2. Cuando los iones hidrógeno

se convierten en hidrógeno gaseoso, al combinarse con los electrones procedentes del ánodo, se crea un exceso de iones OH— en las inmediaciones del cátodo. Este exceso de iones OH— hace que aumente la alcalinidad y, por tanto, el pH del electrolito adyacente al cátodo.

Desde un punto de vista conceptual, hay algunos puntos de importancia que conviene aclarar por lo que respecta al flujo de la corriente eléctrica. El concepto convencional de corriente supone un flujo desde un potencial positivo (+) a un potencial negativo (—). Esto puede llevar a una cierta confusión, ya que la representación convencional del flujo de la corriente eléctrica es precisamente en la dirección opuesta al flujo de los electrones, como se indica en la figura 4.

Conviene recordar los siguientes puntos, en los términos del flujo de corrientes convencionales:

1) La corriente eléctrica, de acuerdo con la convención, circula desde el polo positivo (+) al negativo (-) en un circuito eléctrico. Esto indica que en nuestro caso la corriente circulará del cátodo hacia el ánodo, a través del conductor metálico.

2) En el electrolito, el transporte de la corriente eléctrica tendrá lugar entonces del ánodo al cátodo.

3) Habrá un consumo y por tanto la consiguiente pérdida de metal, en aquellos lugares del ánodo en que la corriente abandone el electrodo para pasar al electrolito.

PRODUCCIÓN DE UNA CORRIENTE ELÉCTRICA EN UN PROCESO DE CORROSIÓN

Podemos plantear un experimento sencillo para visualizar la producción de una corriente eléctrica en un proceso de corrosión. La producción de una corriente eléctrica por aireación diferencial fue llevada a cabo en el año de 1923 por el profesor Ulick R. Evans y por este motivo se lo conoce como experimento de Evans. En la figura 5. se presentan los detalles del mismo.

Figura 5. Producción de una corriente eléctrica por aireación diferencial. Experimento de Evans.

Dos muestras de hierro se conectan a través de un amperímetro, con el cero en el centro de la escala, y se colocan en una solución de una sal, separadas por una membrana porosa. Cuando se hace pasar aire u oxígeno hacia el compartimiento de la izquierda, se puede observar el paso de una corriente eléctrica a través del amperímetro y la corrosión del hierro situado en el compartimiento de la derecha, en el cual



precisamente no hay oxígeno.

Parece evidente entonces que la presencia del oxígeno en el compartimiento izquierdo está promoviendo la corrosión del hierro precisamente en el compartimiento donde no hay oxígeno. Si se mueve la llave de tres pasos de manera que el oxígeno (aire) pase ahora al compartimiento de la derecha en vez del de la izquierda, la dirección de la corriente, observable en el amperímetro, cambia progresivamente, al mismo tiempo que se puede observar que la corrosión del hierro tiene lugar en el compartimiento en que no hay oxígeno, el de la izquierda. Tales hechos pueden explicarse fácilmente, si se tiene en cuenta que la mayoría de las reacciones involucradas no son de naturaleza química sino electroquímica. Las reacciones químicas son reacciones en las cuales toman parte únicamente especies químicas. Por ejemplo, la disociación química del agua (H2O) en sus iones, H+ y OH—

H2O — H+ + OH—

Las reacciones electroquímicas, en cambio, son reacciones en las cuales no sólo toman parte especies químicas, sino también cargas eléctricas, por ejemplo, electrones negativos. Dos ejemplos de reacciones electroquímicas lo constituyen la reacción de los iones hidrógeno a hidrógeno gas:

4 H+ + 4 e = 2 H2

y la oxidación del agua a oxígeno gas:

2 H2O = 4 H+ + O2 + 4 e

La combinación de estas dos reacciones electroquímicas conduce a la reacción química global de descomposición del agua.

2 H2O = 2 H2 + O2

Para estudiar las reacciones electroquímicas es conveniente utilizar el concepto de potencial de electrodo, el cual veremos con detalle en el capítulo siguiente. Podemos adelantar que si un metal está en contacto con un electrolito, su potencial electródico será precisamente el potencial eléctrico de este electrodo medido con respecto al potencial eléctrico de un electrodo de referencia.

IMPORTANCIA DE LA CORROSIÓN EN LA PRODUCCIÓN Y EN EL DESARROLLO ECONÓMICO Y SOCIAL

Un estudio reciente efectuado por el National Bureau of Standards de los Estados Unidos (Efectos económicos de la corrosión metálica en los Estados Unidos, Departamento de Comercio, 1979) señala que tomando como base el año 1975, los costos totales de la corrosión metálica pueden estimarse del orden de los 70 billones de dólares, lo cual supone un 4.2% del Producto Nacional Bruto (PNB). El estudio señala que aproximadamente un 15%, o sea 10.5 billones de dólares (0.6% del PNB) pudiera haberse evitado. En un país de un nivel de desarrollo tecnológico más parecido a México, como Egipto, se ha realizado un estudio similar. Durante una investigación en la que se invirtió un periodo de 3 años, se evaluaron los efectos económicos provocados por la corrosión de los materiales metálicos, los cuales se estimaron en aproximadamente 475 millones de dólares, un 4.9% del PNB de Egipto.

Los estudios de que disponemos hasta la fecha han sido realizados entre 1949 y 1979 y provienen básicamente de 9 países. Los resultados globales están reproducidos en la siguiente tabla, con la indicación del costo total de la corrosión expresado en dólares americanos del valor del año de estudio.



Asimismo y en aquellos casos en que ha sido posible, se expresa el porcentaje del Producto Nacional Bruto para el año en que se realizó el estudio.

Costo de la corrosión por año.

Año PaísEn millones de dólares EUA

En % del PNB

1949 EUA 5 500

1960-61 India 320

1964 Suecia 58 a 77

1965 Finlandia 47 a 62 0.58 a 0.77

1968-69 RFA 6 000 3.0

1969 URSS 6 700 2.0

1969 Gran Bretaña 3 200 3.5

1973 Australia 550 1.5 a 3.0

1974 URSS 18 850 4.1

1975 EUA 70 000 4.2

1976 — 77 Japón 9 200 1.8

Para varios de los países de que se dispone de datos, el costo de la corrosión representa aproximadamente entre un 2 y un 4% del PNB. No existen muchos datos sobre cómo se reparten estos costos. El estudio realizado en la Gran Bretaña, conocido como informe Hoar, precisa que para este país los costos debidos a la corrosión soportados por algunos sectores industriales, se pueden desglosar aproximadamente así: transportes (26%), naval (21%), la industria de la construcción (18%), el petróleo y la química (13%), etc. Muchos de los estudios efectuados han señalado que entre un 20 y un 25% del costo total de la corrosión pudiera haberse evitado, mediante una mejor aplicación de las diferentes técnicas anti-corrosión existentes, y con una mayor toma de conciencia de los riesgos que conlleva la corrosión. Mas allá de la frialidad de los números y de los porcentajes del Producto Nacional Bruto, los problemas derivados de la corrosión se dejan sentir en tres vertientes:

1) económica (pérdidas directas e indirectas);

2) conservación de recursos (agotamiento de las reservas naturales);

3) seguridad humana (fallos fatales en medios de transporte, corrosión de bidones que contienen residuos radioactivos, escapes en tuberías de refrigeración de plantas nucleares, etc.)

La pérdida de vidas humanas es, desgraciadamente, una posibilidad que se puede presentar como una consecuencia directa o indirecta de la corrosión. ¿De qué datos se dispone en México para realizar un estudio semejante al efectuado en otros países sobre los costos de la corrosión? No disponen a la fecha los autores del presente libro de un estudio, siquiera aproximado, de lo que pueden suponer las pérdidas debidas a la corrosión.

Una encuesta realizada muy recientemente sobre los problemas que plantea la corrosión a la Industria Química Mexicana (Ciencia y Desarrollo núm. 64 p. 103, septiembre-octubre 1985) ha señalado la incidencia del fenómeno en más de un 90% de las empresas que contestaron la encuesta. Ello habla por sí mismo de la gravedad del problema, y seguramente a nivel nacional, englobando a todos los sectores productivos, representa una cantidad más que respetable de dinero. No obstante, no son tanto los indicadores económicos lo preocupante, sino la incidencia que la corrosión tiene en la seguridad humana.



El costo social de la corrosión puede llegar a ser tan elevado que debería prestársele una mayor atención por el lado de las autoridades, empezando por la propia toma de conciencia personal. Lo "normal" desgraciadamente entre los utilizadores de metales en su mayor o menor grado de ignorancia acerca del cómo y cuándo puede ocurrir la corrosión y el modo de prevenirla o evitarla.

A la corrosión, en los apretados programas de las carreras técnicas, si acaso, se le reserva el papel de una materia optativa, muchas veces para cubrir unos créditos sobrantes al finalizar los estudios de ingeniería. La preparación de los profesionales que tienen que ver con la utilización de materiales metálicos, redundaría en una acertada utilización de los recursos anticorrosivos de que se dispone a la fecha y con ello se conseguiría un considerable ahorro en la monstruosa cifra que anualmente representan las pérdidas originadas por la corrosión.

En estos días de recortes presupuestales, de ahorro de energía y de conservación de los recursos naturales, parece increíble que no se haga aún nada al respecto.

NOTAS

1 El sentido de una corriente eléctrica se define como el sentido del movimiento de las cargas libres. Sin embargo, surge la dificultad de que en un conductor electrolítico están en movimiento en sentidos opuestos cargas libres de ambos signos (cationes y aniones). Cualquiera que fuera el sentido asignado a la corriente, habría cargas moviéndose en sentido opuesto. Ya que ha de adoptarse algún convenio, se ha coincidido en hablar del sentido de una corriente como si los portadores fueran todos cargas positivas.

En un conductor metálico, sólo son libres las cargas negativas o electrones libres. De aquí que toda la corriente en un conductor metálico se produce por el movimiento de cargas negativas y, por tanto, los electrones se mueven en sentido opuesto al convencional.


III. LA FÍSICA Y LA QUÍMICA DE LA CORROSIÓN. LA CORROSIÓN METÁLICA COMO CIENCIA APLICADA


YA EN EL capítulo II habíamos mencionado que algunos metales son más activos que otros debido a la energía acumulada que poseen. En el presente capítulo haremos hincapié en la naturaleza de dichas energías, su cuantificación y los efectos que acarrean durante un proceso de corrosión.

La experiencia nos ha enseñado que todos los metales que conocemos poseen diferentes tendencias a corroerse. Es decir, unos serán más resistentes que otros a reaccionar frente a un mismo medio. Ejemplo de esto son el oro y el hierro en agua dulce. El primer metal posee una alta inmunidad frente al agua, conservando inalteradas todas sus propiedades físicas y químicas. En cambio el hierro se degrada y poco a poco se transforma en otro compuesto. El cuestionarnos el porqué de tal diferencia entre uno y otro metal, es regresar a los orígenes automáticos de los elementos químicos, es decir, a la estructura y composición atómica de los metales en sí.

Si recordamos un poco nuestras clases de química elemental, nos daremos cuenta que un elemento químico cualquiera, como cada uno de los metales, está constituido por átomos idénticos y únicos en el Universo. Cada átomo está formado de un núcleo conteniendo partículas elementales como los protones y los neutrones. Rodeando a este núcleo se encuentran los electrones, unidades elementales de carga eléctrica negativa que forman una nube que envuelve al núcleo atómico. Los electrones en un átomo ocupan niveles energéticos específicos y de diverso orden. Es decir, de acuerdo a la posición de un electrón en el átomo, aquel poseerá mayor o menor energía. Dependiendo de la complejidad del átomo, esto es, del número de electrones, las capas y orbitales se irán llenando de éstos en diversos niveles y por lo tanto sus energías serán diferentes de átomo a átomo. Esta estructura está reflejada en el arreglo encontrado en la tabla periódica de los elementos.

Las energías de un átomo surgen pues de energías de correlación debidas principalmente a interacciones entre electrones afectando su campo electrostático. Esto es muy importante en la química de los elementos ya que las energías que se involucran están directamente relacionadas con las reactividades químicas o con las diferentes tendencias para cambiar de un estado libre, como en el caso de un metal, a un estado de ión metálico, en donde el átomo ha cedido uno o más electrones.

Para ilustrar esta diferencia, tomemos de la naturaleza el ejemplo de los llamados metales nobles tales como el oro y el platino, que se encuentran usualmente como metales libres en la tierra y no como compuestos. Por otro lado, existen los llamados metales activos o base tales como el sodio, aluminio y magnesio, los cuales jamás se podrán encontrar como metales libres en nuestra atmósfera terrestre, sino como compuestos. Existen ocasiones en que ciertos metales con actividades intermedias a los anteriormente citados, pueden encontrarse en la tierra como elementos libres. Ejemplo de tales metales son el cobre, la plata y el hierro.

Los metales más "nobles", tales como el oro y el platino, son los menos "activos" y por tanto presentan la mayor resistencia a la corrosión. A estos metales se les refiere como metales relativamente catódicos. En cambio los metales menos "nobles" como el caso del aluminio y el magnesio, son más ''activos'' y poseen una resistencia menor a la corrosión y se les conoce como metales que son relativamente anódicos.

Una reacción de corrosión puede expresarse parcialmente por la ionización de un metal, es decir, el proceso por el cual un átomo metálico pierde electrones y queda cargado con un exceso de cargas positivas (iguales a las cargas negativas de los electrones que se perdieron). Dicha entidad cargada constituye un ión positivo o catión. Así pues:



M → M+n + ne—

siendo M un metal de valencia n, M+n su forma iónica y e el número de electrones cedidos (figura 6).

Figura 6.

Ahora bien, si nosotros deseamos conocer la posibilidad de que una reacción de corrosión ocurra espontáneamente bajo ciertas condiciones reales dadas, tendremos forzosamente que estudiar primeramente cuales serían los cambios energéticos asociados con la reacción. Esto es, ver la magnitud de la energía que el metal poseía inicialmente antes de corroerse y luego ver la energía que poseen finalmente los productos de esa corrosión. Esto es precisamente a lo que se dedica la termodinámica de la corrosión. La termodinámica nos puede indicar una posibilidad de reacción, pero jamás nos dirá nada acerca de la velocidad con que se llevará a cabo, si es que la reacción es posible. Esto se decide por otros factores ajenos a la termodinámica, factores propios de lo que conocemos como cinética.

Con el fin de que la distinción entre la aplicación de la termodinámica y la cinética en un proceso de corrosión le quede al lector lo suficientemente claro, vamos a usar una analogía muy útil. Supongamos que una persona ha subido a lo alto de un tobogán y está a punto de deslizarse. Por su posición, esta persona posee una energía dada (energía potencial) para hacer un trabajo. Al deslizarse hacia abajo, su energía cambia, disipándose gradualmente; al llegar al suelo nuestra persona ha adquirido otra energía debido a su posición, la cual es un poco menor que la inicial, cuando se encontraba arriba. La diferencia entre ambas energías fue lo que propició la caída. Se dice pues que hubo un cambio de energía durante el proceso de bajada. Así también cuando hablamos de una reacción de corrosión, estamos hablando de la energía que el metal y otros reactivos tienen al inicio de la reacción y la energía que poseen los productos finales de tal reacción. Habrá también un cambio en energía del estado inicial y del estado final. La magnitud y signo de tal diferencia nos indicarán la mayor o menor tendencia a que el proceso ocurra. Para cualquier proceso, el cambio de energía se calcula de acuerdo a:

Diferencia de energía = Energía final - Energía inicial

y para un proceso químico:



Cambio de energía

=Energía libre

—

Energía libre

libre de reacción de los productos de los reactivos

Cuanto mayor sea dicho cambio de energía, mayor será la tendencia a que el suceso ocurra. Si el signo del balance es negativo implica que se está pasando de un estado de mayor energía a otro de menor. A este tipo de proceso se le llama espontáneo y ocurre en la naturaleza por sí solo, disipando energía. Ejemplo, la caída de una piedra desde un puente, la degradación de hierro en un medio ácido, etc. Esto es lo que estudia la termodinámica, cambios de energía, tendencias a que el proceso ocurra o no, sin decirnos nada acerca de la rapidez con que el proceso o la reacción se llevan a cabo.

La cinética nos da por otro lado los factores que afectan la velocidad del proceso. En el ejemplo del tobogán podemos decir que aun sabiendo que existía una probabilidad energética muy alta para que una persona dada resbalara desde la parte más alta hasta el piso, habían factores que debían tomarse en cuenta para darnos una idea de cuan lento podría resultar el suceso. Por ejemplo, debimos considerar si el ángulo de deslizamiento del tobogán era adecuado o si estaba muy empinado o muy tendido, haciendo más fácil o más difícil el movimiento; también había que tomar en cuenta la superficie del tobogán, es decir, su rugosidad, la fricción causada entre el cuerpo que resbala y el canal del tobogán, la sinuosidad misma del camino a recorrer hacia abajo, etc. Hay muchos más factores que podríamos considerar que obstaculizaban o facilitaban el proceso mismo, haciéndolo más o menos difícil. Así pasa con la cinética de una reacción electroquímica como lo es el caso de la corrosión, en donde siempre habrá una dificultad dada a vencer para que el proceso ocurra, a pesar de que la termodinámica nos diga que la reacción es espontánea y que ocurrirá desde un punto de vista energético.

CELDAS GALVÁNICAS

Cuando dos metales diferentes, que tienen, por lo tanto reactividades diferentes, son sumergidos en una misma solución conductora, a la cual llamamos electrolito, y son conectados eléctricamente entre sí, tendremos un flujo de electrones del metal más activo o anódico hacia el metal más noble o catódico, dejando al material anódico con una deficiencia de electrones (figura 7). Esto trae como consecuencia que el metal más activo o ánodo se disuelva, es decir, se corroa.



Figura 7.

El lector recordará del capítulo anterior que a este sistema se le denomina una pila de corrosión, la cual está caracterizada por tener los componentes básicos para que un proceso de corrosión ocurra, que son: dos fases eléctricamente conductoras (el hierro y el cobre), un medio acuoso en donde existan iones conductores de la corriente eléctrica (la solución de cloruro de sodio) y, para cerrar el circuito, un conductor eléctrico que una a las dos fases conductoras (el alambre de cobre). Es bien sabido que si uno de estos componentes falla, la corrosión no tendrá lugar. La corrosión ocurre en lo fundamental como se ha descrito anteriormente: una reacción electroquímica (porque hay flujo de electrones y también transformaciones químicas) que se lleva a cabo simultáneamente en zonas catódicas y anódicas.

Dejemos que la mente nos ayude a construir una imagen de lo que realmente sucede a nivel atómico durante un proceso de corrosión. Vayamos a la zona anódica de la reacción, es decir, a la zona en donde el hierro se esta destruyendo gradualmente (figuras 7, 8(a)).

Figura 8.

En ese lugar, el material anódico (el hierro) cede electrones al circuito eléctrico externo (alambre de cobre) debido a la diferencia de potencial creado por el par hierro cobre. Como habíamos explicado anteriormente, cada metal (hierro y cobre) posee una estructura atómica diferente y, como consecuencia de ello, una reactividad eléctrica local a través de la interfase entre el metal y el medio que lo rodea. Al entrar en contacto el hierro y el cobre se crea pues una diferencia de potencial eléctrico entre los dos metales, que hace que se mueva un flujo de electrones entre ellos.

Las partículas metálicas sobre la superficie del clavo de hierro (que en un principio eran neutras) ceden electrones y se convierten en átomos cargados positivamente (iones Fe2+) los cuales al interaccionar con las moléculas de agua pasan a la solución como especies solubles hidratadas. Reacciones químicas posteriores harán que estos iones Fe2+se transformen en el óxido rojizo o herrumbre, tan familiar para nosotros.

Pero ¿qué ocurre con los electrones cedidos por los átomos de hierro que pasan la disolución?, ¿hacia dónde van a parar? Anteriormente ya habíamos planteado esta pregunta y vimos que la respuesta era simple. Debido a la diferencia de potencial creada, los electrones viajan a lo largo del circuito conductor externo hacia el cátodo (el clavo de cobre, figuras 7, 8(b)). Ahí, los electrones en exceso, presentes sobre la superficie catódica, se combinan con otras especies en solución con el fin de balancear la reacción química de corrosión. El oxígeno del aire disuelto en la solución es una de las especies que tienen afinidad



por los electrones y que en combinación con el agua se transforma en especies oxhidrilo (OH—). Así pues, el metal anódico se desintegra, mientras que el material catódico, el clavo de cobre en el ejemplo, permanece casi sin ser afectado.

Debe quedar claro que un proceso de corrosión involucra tanto la reacción anódica como la catódica, y que si una de las dos reacciones falla, el proceso de corrosión se detiene.

A la actividad electroquímica de esta naturaleza se le conoce como acción galvánica, base de cualquier reacción de corrosión. La acción galvánica constituye también el principio de las llamadas pilas "secas" que todos conocemos. El lector empieza a sospechar que un metal que se corroe es análogo a un sistema capaz de producir energía electroquímica, tal como lo es una pila. En estos sistemas también se establece la formación de un par galvánico, una diferencia de potencial producida por la presencia de dos fases diferentes y un electrolito entre ambas fases. Supongamos que establecemos la celda galvánica mostrada en la figura 9.

Figura 9.

Siendo el cinc más activo que el grafito, aquél se disolverá preferencialmente constituyéndose en el ánodo de la pila. Los electrones fluirán externamente a través de una resistencia. Para mantener esta corriente eléctrica, el cinc continuará disolviéndose y la barra de grafito sosteniendo reacciones catódicas con la pasta electrolítica. De modo que el par cinc-grafito es una celda productora de energía y se comporta muy similarmente a la celda galvánica de hierro-cobre mostrada en la figura 7, en donde suceden procesos anódicos y catódicos similares.

Por lo dicho anteriormente, el lector podría pensar correctamente que entonces cualquier par galvánico es capaz de crear energía en forma de una diferencia de potencial capaz de mover electrones y, aún más, que la corrosión es un proceso que produce energía. Correcto. El lector está en lo cierto. Un par galvánico, como el que está presente en cualquier proceso de corrosión, es capaz de generar una cierta energía. Sin embargo, y ésto hay que admitirlo tal cual es, la energía generada por la corrosión no puede ser recuperada o usada. Se desperdicia sin que podamos hacer algo. Esto debido a que los procesos de corrosión ocurren a niveles microscópicos, en donde los pares galvánicos son sistemas tan locales que inclusive el conductor eléctrico externo, necesario en la constitución de una pila de corrosión, es la misma estructura metálica que se corroe. Aquí radica la diferencia entre un sistema productor de energía, la cual podemos extraer y usar (en una linterna, en el encendido del motor de un coche, etc), y un proceso de corrosión, análoga en sus reacciones, pero donde la energía no puede ser usada y es, en cambio,



desperdiciada

Hagamos referencia a un ejemplo de corrosión muy común para todos nosotros: el deterioro del acero en la atmósfera. Esto lo vemos muy seguido en las varillas de acero usadas en la industria de la construcción, en tuberías, en carrocerías de coches que no están protegidas por pintura, etc. En primer lugar, tendremos que decir que el acero es una aleación de hierro y carbono (contenido máximo de 2% en peso) que presenta diferentes fases, producto de la historia metalúrgica del acero, tal como el método usado en su fabricación, la concentración de carbono, la presencia de aleantes, la refinación del acero y su tratamiento térmico, el cual es necesario para imprimirle ciertas propiedades mecánicas.

A nivel microscópico, una sección de la pieza de acero puede presentar la microestructura típica que se representa esquemáticamente en la figura 10. Se observan principalmente dos fases. Una fase rica en hierro que los metalurgistas llaman ferrita y otra fase conteniendo carburos de hierro en una matriz de ferrita. A esta última fase se le denomina perlita. Puesto que son dos fases diferentes y ambas son conductoras, es fácil establecer un par galvánico con la presencia de un electrolito.

Figura 10.

El electrolito lo constituirá la humedad que existe en la atmósfera, la cual forma películas muy finas y casi imperceptibles sobre la superficie metálica. Esta película de agua acumulará y concentrará ciertos elementos e impurezas que están presentes en el aire, tales como el oxígeno, bióxido de carbono, anhídrido sulfuroso, cloruros, etc., dando como resultado una solución muy conductora y específicamente agresiva. En climas secos, con menos del 50% de humedad relativa, la oxidación del hierro es casi despreciable. Así pues, la pila de corrosión queda constituida, la conexión eléctrica es la misma pieza metálica y el electrolito formado sobre la estructura baña a ambas fases. La ferrita es siempre más anódica (activa) que la fase perlítica (noble). La corrosión se produce a nivel de microceldas; millones de ellas están distribuidas a lo largo y a lo ancho de la pieza de acero. El mecanismo heterogéneo de la corrosión tiende a fijar las reacciones anódicas y catódicas en sitios definidos de la superficie metálica. El lector seguramente ha concluido que basta la presencia de heterogeneidades, aún dentro de una sola fase metálica, para que la corrosión se presente, existiendo, claro está, la presencia de un electrolito. Estas heterogeneidades pueden ser de un tipo o de otro, por ejemplo, diferentes fases metalúrgicas de una aleación, tales como la perlita y la ferrita, producto de muchas variables metalúrgicas como se mencionó anteriormente, la presencia de impurezas, una distribución no uniforme de esfuerzos en el metal, arreglos diferentes en la red cristalina, etc.

De cualquier manera, la lámina de acero se degradará con el tiempo. Fue preciso un gran flujo de



electrones durante el proceso de corrosión, pero desgraciadamente en sucesos como estos, no se puede aprovechar nada de esa energía disipada.

CONVERSIÓN DE LA ENERGÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA EN ENERGÍA ELÉCTRICA

Hemos estado hablando de energías eléctricas disipadas que provienen de una transformación de las energías originadas en una creación química. El objetivo de esta sección es el de correlacionar la energía química de una reacción con la energía eléctrica, en forma de diferencia de potencial eléctrico presente en una reacción electroquímica como lo es la de corrosión.

Cuando una reacción química sucede espontáneamente, libera energía. Este tipo de energía puede ser empleada parcialmente para efectuar algún tipo de trabajo, y es a lo que los termodinámicos denominan energía libre de una reacción y la representan como ∆G. Si el cambio de energía libre en una reacción es igual al trabajo reversible total que se puede realizar, esto se puede representar de la siguiente manera:

— ∆G = W

en donde — ∆G es el cambio de energía libre de una reacción espontánea y W es cualquier tipo de trabajo, por ejemplo eléctrico, de expansión (en motores de combustión interna), gravitacional, etcétera.

Cuando nos referimos a una reacción de corrosión, tal como la representada en la figura 10, teníamos que por el lado anódico el hierro se disolvía a través de cantidades equivalentes, químicamente hablando, a las generadas en la cátodo. En este último los protones tomaban los electrones dejados por el hierro para transformarse en una molécula de gas hidrógeno.

La reacción global era de hecho:

Fe + 2H+ → H2 + Fe2+,

Habiendo ocurrido un cambio en la energía libre asociada con esta reacción. Pero también ha ocurrido algo más, esto es, el transporte de dos cargas eléctricas debido a la diferencia de potencial existente entre las dos fases diferentes que constituyen el sistema de corrosión (ferrita y perlita en el sistema acero). A esta diferencia de potencial se le llama potencial de celda. Vamos a suponer que esta diferencia de potencial es igual a la diferencia de los potenciales termodinámicos en equilibrio de ambas fases.

Volviendo al transporte de las cargas, es obvio que tuvo que existir un trabajo para transportarlas de una fase a otra. A este trabajo se le llama trabajo eléctrico y se le define como la carga total transportada (dos electrones por molécula de hidrógeno formada) multiplicada por la diferencia de potencial existente entre las dos fases, es decir, ∆Eº. Se tiene entonces que:

trabajo eléctrico = nF∆Eº

Aquí, el número de electrones transportados, n, es afectado por F, una constante de transformación electroquímica llamada Faraday y usada para homogeneizar unidades. Como no se obtiene otro tipo de trabajo de una reacción de corrosión, resulta ser que la cantidad máxima de trabajo útil que se puede obtener de una reacción química se ha transformado en energía eléctrica, al transportar las cargas entre las dos fases, es decir:

— ∆G= nF∆Eº

el cambio de energía libre de una reacción química es directamente proporcional al potencial de celda generado. Este concepto es muy importante en el tratamiento de pilas "secas" o "húmedas" y en fuentes de



energía alterna como lo son las celdas de combustible.

Las diferentes tendencias de los metales a corroerse: la Serie Galvánica

A través de mediciones de laboratorio, es posible construir un cuadro de metales o aleaciones de acuerdo a su tendencia relativa a corroerse. Estas mediciones están basadas en el principio de la acción galvánica que existe entre dos metales cuando se sumergen en un electrolito común. Todo lo que necesitaríamos para hacer tal cuadro sería medir la diferencia de potencial entre pares de distintos metales y aleaciones, teniendo una solución conductora común que bien podría ser agua de mar. Los metales se irían ordenando de acuerdo a su mayor o menor tendencia a corroerse. A tal enumeración se le conoce como Serie Galvánica, en donde el arreglo de los metales dependerá del electrolito escogido. La tabla siguiente muestra una Serie Galvánica para agua de mar.

Extremo noble oro

acero inoxidable (pasivo)

níquel (pasivo)

cobre

bronce al aluminio

níquel (activo)

latón naval

estaño

acero inoxidable (activo)

hierro forjado

aluminio

Extremo base cinc

magnesio

Por experiencia, se ha observado que aquellos metales que poseen un potencial más positivo no sufren tanto por la corrosión y se les conoce como metales nobles. Ejemplo: el oro, el acero inoxidable pasivo, el cobre, etc. Por otro lado, sabemos que aquellos metales con potenciales más negativos se corroen rápidamente y se les conoce como metales base. Como ejemplo tenemos al zinc, al magnesio y al aluminio.

El lector observará en esta Serie que algunos metales o aleaciones aparecen dos veces, dependiendo de la condición en que se encuentra su superficie, es decir, activa o pasiva. Brevemente, podemos decir que el término pasivo se refiere a una superficie metálica que contiene alguna película de óxido protector. El término activo se refiere a la superficie metálica desprovista de tal película. Las superficies activas siempre están asociadas con potenciales más activos o base que las superficies pasivas.

Sin embargo, es importante establecer que la información contenida en estas series carece de una base científica precisa. Sus posiciones relativas dependen de una concentración específica del electrolito y también de la temperatura. Durante aplicaciones de campo, la tendencia de un metal o aleación a corroerse puede alterarse si es que hay variaciones en el medio ambiente. Si el electrolito cambia o al menos su concentración lo hace, tendríamos seguramente un nuevo arreglo de los metales en el cuadro ofrecido.



Serie electromotriz de potenciales estándar de electrodo

Un intento más para poner todo lo anterior en una base más cuantitativa, lo constituye el diseño de una escala en donde los diversos metales se colocaban en soluciones que contenían sus mismas sales. Las condiciones de medida son muy rígidas, especificando precisamente valores idénticos de temperatura, de presión y de concentración de los electrolitos. Al conjunto de estas condiciones se les conoce como condiciones estándar. En la práctica cada metal se observa en equilibrio en una solución de sus propios iones a una concentración de un gramo ión por litro de solución, a una temperatura estándar de 25ºC y a una presión atmosférica estándar. Así por ejemplo, el hierro sería medido bajo esas condiciones en una solución que contuviera iones hierro y el cobre en una solución con iones cobre, etc.

Cuando un metal M1, en contacto con sus sales en disolución M1n+ es medido en condiciones estándar

contra otro metal diferente M2 haciendo de igual manera contacto con sus sales M2n+, la lectura de la

diferencia de potencial resultante entre los dos sistemas será irrelevante si es que desconocemos los valores absolutos de cada una de las intercaras metal/solución. De hecho, es posible conocer el valor absoluto del potencial de cualquier interfase metal/solución, ya que en el mero intento de efectuar una medición con cualquier instrumento, siempre se tendrá que emplear una segunda terminal para cerrar el circuito de medida, introduciendo así una segunda interfase, cuyo potencial absoluto también se desconoce. Debemos de estar conscientes, pues, de que nunca podremos saber el potencial "verdadero" o absoluto de un metal sumergido en una solución de sus propias sales, por ejemplo, cobre en contacto con una solución saturada de sulfato de cobre. Ante esta situación, se pensó en seleccionar arbitrariamente alguna interfase como patrón de referencia contra la cual se pudieran medir relativamente todos los demás potenciales de electrodo. Se seleccionó para ello la reacción de equilibrio de hidrógeno: 1/2 H2=H+ e,

llevada a cabo sobre un electrodo de platino y bajo las mismas condiciones estándares. A esta configuración de referencia se la conoce como electrodo estándar de hidrógeno y se le asigna un valor de 0.000 volts. A partir de esta convención es posible pues, medir potenciales estándar de electrodo de cualquier metal... relativos a la reacción de hidrógeno e indicarlos de esta manera: EºH.

A la lista de metales en equilibrio con sus propios iones junto con sus potenciales estándares obtenidos de tales mediciones, se les llama la Serie de Fuerza Electromotriz, de la cual se ofrece una versión muy reducida en la tabla siguiente.

La Serie de Fuerza Electromotriz

Reacción en Equilibrio

NOBLE

E°H (volts)

Au+2

1/2 O2

Pt+2

Ag+1

Cu+2

2H+

Ni+2

Fe+2

Cr+3

Zn+2

Al+3

+ 2e+ 2H+

+ 2e—

+ 1e—

+ 2e—

+ 2e—

+ 2e—

+ 2e—

+ 3e—

+ 2e—

+ 3e—

= Au+ 2e— = H2O

= Pt= Ag= Cu= H2

= Ni= Fe= Cr= Zn= Al

+ 1.7+ 1.23+ 1.20+ 0.80+ 0.34

0.00 (por definición)- 0.13- 0.44- 0.70- 0.76- 1.66

BASE



La información contenida en esta serie electromotriz, representa simplemente la tendencia termodinámica (el potencial) de los varios sistemas ahí en lista destinados a corroerse. Cuanto más negativo sea el valor de potencial E°H mayor será la tendencia a la corrosión. La serie electromotriz nos puede explicar

cuantitativamente, por ejemplo, la tendencia y el porqué de una adherencia de cobre metálico sobre un clavo de acero cuando sumergimos el clavo en una solución de sulfato de cobre. En este caso la fase noble la constituye el cobre que se encuentra en disolución y la activa o base el clavo de acero. La Serie nos indica que existe una diferencia de potencial, bajo condiciones estándar, entre el cobre y el hierro de 0.78 volts, siendo el hierro el metal con mayor tendencia a ionizarse. De esta manera el cobre que está en solución como iones cobre, tomará los electrones liberados al formarse los iones hierro y pasará a depositarse como metal sobre el clavo. Lo que ocurrió aquí, una vez más, fue la presencia de un par galvánico.

Sin embargo, al ponernos a reflexionar sobre ejemplos prácticos de corrosión, casos que suceden a diario, nos damos cuenta de que muchas estructuras se corroen o fallan por corrosión en la ausencia de otro metal más noble que complete el par galvánico de la pila de corrosión. Por ejemplo, ¿cual fue la reacción catódica o de reducción, en el ejemplo de la figura 10 para la corrosión de una pieza de acero que cerrara el balance galvánico? ¿Existían iones metálicos más nobles en la solución agresiva? La respuesta es negativa. No había tales iones metálicos más nobles, pero si reacciones tales como la reducción del oxígeno y de hidrógeno iónico, cuyo equilibrio, según nos dice la Serie de Fuerza Electromotriz es más noble que el hierro. Entonces podemos tomar estas reacciones como si se trataran de reacciones de "metales nobles" que en unión con un metal más activo desencadenan el proceso de corrosión.

Así entonces, haciendo esta consideración, podemos decir que todos los metales que se encuentran por debajo de reacción de reducción de hidrógeno se disolverán siempre que estén en contacto con un medio que contenga H+, tal como el agua o las soluciones ácidas. Así, tanto el hierro como el cinc se corroerán totalmente en soluciones acuosas o ácidas. En cambio, el cobre permanecerá inmune a la reacción de hidrógeno, pues de acuerdo a su posición en la Serie, esta última reacción es más activa que el mismo cobre. En cambio, el cobre es más activo y susceptible a disolverse en presencia de la reacción de reducción de oxígeno. Por ejemplo, es muy común la corrosión del cobre en contacto con agua aereada, es decir, agua que contenga oxígeno disuelto (ver figura 12). Sólo el oro permanece intacto ante soluciones que contienen protones H+ u oxígeno atmosférico, ya que su equilibrio es más noble que los de estas reacciones.

Diagramas de Pourbaix

La serie de fuerza alectromotriz posee severas limitaciones a pesar de toda esa cantidad de información termodinámica tan interesante. La serie no considera el efecto que tiene una película de óxido presente en la superficie de un metal, en el potencial de equilibrio de ese sistema, siendo así que estas situaciones prácticas son las que a un ingeniero de planta le gustaría saber. Por ejemplo, la serie considera que tanto el aluminio como el cromo son sumamente reactivos (-1.66 y -0.70 volts respectivamente) y sin embargo, nosotros sabemos que el aluminio, tal como lo conocemos, es muy resistente a la corrosión en condiciones normales y que al cromo incluso se le usa como elemento de aleación en los aceros para imprimirles mayor resistencia a la corrosión. Lo que sucede es que la Serie no considera la condición oxidada tanto del aluminio (A12O3) como del cromo (Cr2O3), los cuales son así excepcionalmente resistentes a la

corrosión; la serie sólo considera sus estados activos, es decir, no pasivos.

Otras reacciones que la Serie no toma en cuenta son reacciones muy comunes entre un metal y un medio acuoso. Tomemos por ejemplo las reacciones siguientes:

(a) Fe + H2O = Fe (OH)3 + 3H+ + 3e-



(b) Fe+3 + 3 H2O = Fe (OH)3 =3 H+

Aquí (a) nos indica la reacción que sufre el hierro en contacto con el agua para formar el hidróxido férrico. El equilibrio de esta reacción ya no depende solamente de un potencial eléctrico que haga mover esos tres electrones por mol de Fe(OH)3 formado, sino también del pH, es decir, de la acidez del medio,

de la concentración de iones H+. (b) no depende del potencial sino sólo del pH del medio. Aquí no hay transferencia de electrones, es una reacción química, no electroquímica. Ambas reacciones y muchas otras son importantes para saber el estado en que se encontrará una estructura de acero, dependiendo del potencial y de la acidez del medio, por ejemplo, si habrá o no formación de herrumbre.

Si se contara con los equilibrios de todas las reacciones posibles entre un metal y el agua, nos podríamos dar una mejor idea de la tendencia que poseería ese metal ante un conjunto dado de condiciones de potencial y de pH, es decir, podríamos decir si hay en el metal tendencia a formar óxidos o hidróxidos, si tenderá a disolverse completamente o si, bajo esas condiciones, el metal permanecerá intacto.

Hace algunas décadas, el investigador belga Marcel Pourbaix no sólo obtuvo esos equilibrios sino que los representó gráficamente como función del potencial y del pH a través de unos diagramas que llevan su nombre. En estos diagramas, los equilibrios existentes entre un metal y agua a 25ºC son representados por líneas que dependen del potencial, del pH o de ambos, delimitando así zonas termodinámicamente estables en donde el metal existe en alguna de sus formas (disuelto, como óxido, o como hidróxido, como metal, etc.).

La figura 11 (a) nos muestra el diagrama simplificado para el hierro en contacto con agua. Un aspecto importante de los Diagramas de Pourbaix es que contienen una división natural del campo gráfico en tres regiones, las cuales pueden ser clasificadas de acuerdo a su conducta de corrosión en: pasividad, corrosión e inmunidad, figura 11(b). La zona de pasividad, se aplica para cuando el metal posee películas oxidadas o de hidróxidos sobre su superficie que inhiben la corrosión. En la zona de corrosión, el metal se disuelve activamente, siendo los productos de corrosión solubles. En cambio en la zona de inmunidad, el metal se encuentra perfectamente preservado y estable bajo ciertas condiciones muy especiales de potencial y de pH.

Figura 11.

Antes de cerrar esta sección dedicada a la termodinámica en los procesos de corrosión, queremos



nuevamente recordar a nuestro amable lector que en el estudio termodinámico de un proceso de corrosión no se incluyen los datos cinéticos. Esto significa que la velocidad del proceso no se toma en cuenta, solo la tendencia a que la corrosión ocurra.

Cinética de un proceso de corrosión

Establecimos en la sección anterior que la termodinámica aplicada a procesos de corrosión puede ser usada a través de reacciones en equilibrio para determinar si el proceso puede o no puede ocurrir. Si se demuestra que la reacción es posible, la termodinámica no dará, sin embargo, ninguna idea acerca de la velocidad de la reacción. Para predecir la velocidad a la cual el metal se va a corroer necesitamos incluir factores cinéticos. A final de cuentas, lo que buscaremos de la cinética es que nos diga qué cantidad de metal por unidad de tiempo se está disolviendo en un medio dado, cuando este sistema esté desplazado de una situación de equilibrio. Para introducirnos al mundo de la cinética de corrosión debemos olvidarnos por un momento de la corrosión y pensar en un metal que no se corroe cuando se le sumerge en cierto electrolito.

Pensemos que ese metal sea el cobre y que esté sumergido en una solución conteniendo iones cobre. La solución no contiene oxígeno disuelto. Bajo estas condiciones nuestra pieza de cobre no se corroerá. Esto se debe fundamentalmente a que el cobre es mucho más noble que la reacción de desprendimiento de hidrógeno según lo indica la Tabla de la Fuerza Electromotriz, ECu > EH. Aparte del hidrógeno iónico no

existe otro reactivo más catódico en ese medio, por lo tanto decimos que el cobre establece un equilibrio del tipo

Cu2+ + 2e- Cu

que ocurre precisamente al potencial relativo estándar EºCu/Cu2+ establecido anteriormente.

Al decir que la pieza de cobre no se corroe cuando está en contacto con una disolución de sus propios iones, queremos expresar que no hay una transformación química neta. Sin embargo, debemos dejar muy claramente establecido que aun cuando el sistema se encuentre en equilibrio, éste no es estático sino dinámico. Al potencial Eº, existen reacciones de oxidación por las cuales se disuelve cobre, y también reacciones de reducción en donde cobre en solución se deposita como metal. Estas reacciones ocurren de continuo y simultáneamente, siendo iguales en la magnitud de la carga transferida, aunque en sentido contrario. La velocidad con que se disuelve el cobre de la pieza es igual a la velocidad con que el cobre en solución se deposita. En resumen, en el equilibrio dinámico Eº, no existe flujo de electrones ni, por lo tanto, transformación química netos. Figura 12.



Figura 12.

Es como si pensaramos en una cantidad de personas que entran y salen por la puerta de un gran almacén. En una situación de equilibrio diríamos que el mismo número de personas que entra al almacén sale de él. Por lo tanto, no existe cambio alguno en el número de personas del lado de la calle ni dentro del almacén; parecería como si nunca hubiera habido un movimiento. En electroquímica, a este flujo de electrones generados en la reacción de disolución (oxidación), el cual es igual al flujo de electrones consumidos en la reacción de reducción, se le llama densidad de corriente de intercambio io, siendo una característica de un

metal en equilibrio. Cada interfase tendrá una io característica y su magnitud refleja la facilidad que posee

esa interfase metal/solución para soltar y aceptar electrones. Volviendo al ejemplo del almacén, podemos pensar en magnitudes diferentes de flujos opuestos de personas que entran y salen, pero que siempre mantendrán el mismo número dentro y fuera del almacén. Así por ejemplo, si el almacén tiene en un momento dado 1 000 personas y en la calle hay otras 5 000 para mantener esta relación bien pueden entrar al almacén 10 personas y salir simultáneamente otras 10. Pero bien podrían haber entrado 100 y haber salido también 100, manteniendo el mismo número de personas dentro y fuera. Tal vez un aumento grande en el flujo de entrada y salida del almacén se deba a que las puertas sean más anchas, es decir, que la facilidad de traspaso sea mayor. Lo mismo sucede con interfases electroquímicas, a mayor io, mayor

facilidad de transferencia de carga, y viceversa.

Como lo mencionamos, cada interfase en equilibrio posee una io específica, cuya magnitud proviene de

consideraciones cinéticas con más fundamento, tales como arreglos atómicos, enlaces electrónicos, etc, que no son consideradas en este libro. Sin embargo, la importancia de io en los procesos de corrosión será

tratada más adelante en este capítulo.

Por supuesto, como las velocidades de oxidación y de reducción son iguales en magnitud pero de signo opuesto, no habrá un flujo de electrones neto y, por lo tanto, será imposible medir la io en un instrumento.

Si la corriente anódica (de oxidación) se representa por y la corriente catódica (de reducción) como

, en el equilibrio

en donde io es, como ya lo dijimos, la densidad de corriente de intercambio.



Cualquier desviación que haya de la condición de equilibrio, desplazará el potencial del electrodo y entonces modificará las magnitudes de las velocidades anódicas y catódicas, produciéndose un flujo neto de electrones. Supongamos que nuestra pieza de cobre, inicialmente en equilibrio con sus propios iones, se conecta a una laminilla de platino sumergida en el mismo electrolito a través de una fuente de poder. Si asumimos que al manipular la fuente de poder podemos establecer una diferencia de potencial entre el cobre y el platino que haga fluir electrones entre estos metales, entonces se estarán modificando las condiciones de equilibrio reinantes en cada una de las interfases del cobre y del platino. Imaginemos que la diferencia de potencial impuesta por la fuente propicie que el cobre se disuelva, actuando éste como ánodo, pasando a solución como iones cobre Cu2+. Habrá entonces un flujo de electrones generados que viajarán hacia el platino (que actuará entonces como cátodo) a través de las conexiones eléctricas. El flujo de electrones ha propiciado que los potenciales de equilibrio de cada una de las fases se desvíen de su valor inicial. Esto es lo que precisamente significa el término polarización, el desplazamiento de un potencial de equilibrio hacia otro valor por medio de un flujo de corriente eléctrica. Un símil hidráulico muy útil en este caso es el ejemplo de los vasos comunicantes. Supongamos que se tienen dos vasos o recipientes llenos con agua a diferente nivel. Si dichos vasos están comunicados entre sí a través de una llave de paso, cuando ésta se abra y deje pasar el flujo, los niveles iniciales de los líquidos serán modificados (figura 13). La magnitud del cambio de nivel dependerá, en el símil hidráulico, de la velocidad del agua que fluye; algo parecido sucede con un proceso de corrosión en donde hay una diferencia de potencial eléctrico entre dos fases diferentes.

Figura 13.

En la interfase cobre/solución se dejará sentir pues, un incremento en la velocidad de oxidación del cobre. Las reacciones de reducción en esa interfase aún existirán, aunque ahora comparativamente más pequeñas que las de oxidación. Las viejas condiciones de equilibrio han desaparecido para dar cabida a nuevas situaciones al no equilibrio. En la lámina de cobre, la magnitud de la corriente indicará el grado en que la velocidad de oxidación, por decir algo, excederá a la reducción. Es decir, nos dará una indicación de la corriente neta del proceso. La velocidad neta del proceso de oxidación o anódico estará dada por:

ia (neta) = —

A principios de este siglo, un investigador llamado Tafel halló en forma experimental que, a menudo, el



flujo neto de corriente variaba linealmente con la magnitud de la desviación que tiene el potencial de equilibrio, η, a través de la relación:

η = a + b log i(neta)

en donde η se le conoce como sobrepotencial y se le define como

η = E(aplicado) — E(equilibrio)

Es decir, η es la magnitud de la desviación del potencial electroquímico del sistema en observación (en este caso cobre) a partir de su valor de equilibrio original, ineta es la densidad de corriente neta anódica o

catódica y a y b son constantes. A esa relación se le llama, en honor de dicho investigador relación de Tafel y es de suma importancia en el análisis cinético de un proceso de corrosión. El lector habrá notado seguramente que esta relación de Tafel es la de una ecuación de una recta, en donde la variable independiente es la corriente presentada en forma logarítmica y la variable dependiente es el sobrepotencial, figura 14.

Figura 14.

El valor de la constante "a" esta relacionado con la velocidad de las reacciónes anódicas y catódicas ( io)

bajo condiciones de equilibrio, es decir, cuando el sobrepotencial η es cero. Cuando la desviación del potencial de equilibrio es positiva (+η) se dice que el proceso es anódico, o sea, el metal se oxida o disuelve. Si la desviación es negativa (— η), el potencial aplicado toma valores más negativos que el de equilibrio y el proceso es catódico, habiendo reacciones de reducción en la interfase metal/medio electrolítico.

La figura 15 representa gráficamente la relación de η contra log i para la reacción anódica de disolución (corrosión) metálica de la pieza de cobre considerada en el ejemplo cuando su potencial de equilibrio sufre una desviación en la dirección positiva (+η) (cuadrante superior derecho). Se observa que al incrementar la desviación en la dirección anódica, se estimula la velocidad de disolución de Cu (log i). En la misma figura se aprecia la conducta que sucedería en el caso de que la lámina de cobre hubiera sido alejada del equilibrio pero ahora en la dirección negativa o catódica (— η) (cuadrante interior izquierdo).



Esto se realizaría simplemente cambiando la polaridad de las conexiones en la fuente de poder. La reacción catódica que se efectuaría, sería predominantemente la depositación de cobre como se indica. Ambos procesos giran alrededor del potencial de equilibrio.

Figura 15.

Algunas veces es difícil de interpretar la figura 15, especialmente cuando tratamos con la magnitud de io.

Una manera más familiar y también fácil de ver esta misma relación es como la que se representa en la figura 16. Esta representación se obtiene al doblar el lado izquierdo sobre el derecho tal y como se muestra en el recuadro. A este tipo de diagramas se les conoce con el nombre de Diagramas de Evans.

Figura 16.

Un ejemplo sencillo de la Cinética de un Proceso de Corrosión

En contraste al caso del cobre, cuando un pedazo de zinc se pone en una solución acuosa deareada de sus propios iones, éste se corroe. Esto es debido a que el desprendimiento de hidrógeno es termodinámicamente posible (Ezn<EH). Debido a heterogeneidades presentes en la superficie del metal

zinc, se establecen de inmediato zonas anódicas y zonas catódicas las cuales desarrollan entre sí diferencias de potencial, acarreando como consecuencia de ello un flujo neto de electrones de las zonas



anódicas a las catódicas y con ello, el establecimiento de la corrosión. Así es que los dos sistemas electroquímicos presentes, uno basado en el equilibrio Zn/Zn2+ y el otro en el equilibrio H+/H2, buscan inicialmente mantener un equilibrio sobre la misma superficie del metal. Sin embargo, la corrosión que ocurre lo impide. Por un lado el zinc se disuelve y por el otro el hidrógeno gaseoso se desprende de zonas metálicas que funcionan como cátodos. Al haber corrosión, hay un flujo de corriente y por lo tanto ninguno de los sistemas electroquímicos está en equilibrio. De ahí se desprende que ambos sistemas se desvían de sus potenciales de equilibrio (se polarizan) y alcanzan un potencial común de electrodo en donde sucede que la corriente anódica de disolución (la velocidad con que se corroe el zinc) es igual a la corriente catódica (la velocidad con que se desprende el hidrógeno). El diagrama de Evans de la figura 17 muestra el análisis de este suceso.

Figura 17.

El potencial uniforme al que se llega sobre la superficie metálica se llama el potencial de corrosión (Ecorr). La velocidad de corrosión está dada por icorr, la cual puede ser convertida a pérdida de peso

usando las Leyes de Faraday. El lector recordará de la sección anterior que aunque exista una disolución de zinc neta, ocurre también un desprendimiento neto de hidrógeno pero que no hay manera de poder medir o usar el flujo de corriente entre los pares galvánicos establecidos. Toda esta energía se desperdicia.

El ejemplo anterior pone de manifiesto, una vez más, que durante el proceso de corrosión de un metal se llevan a cabo simultáneamente reacciones anódicas y catódicas sobre la superficie de éste. En las zonas anódicas el metal se disuelve y en las zonas catódicas ocurren reacciones de reducción entre el metal y el medio, por ejemplo la reducción de H+. Ni las fases anódicas ni las catódicas se encuentran en su potencial de equilibrio (Ezn/Zn

2+ y EH/H+ respectivamente). Según la figura 17 ambos potenciales de

equilibrio son desplazados a un valor común, el potencial de corrosión, en el cual la velocidad de oxidación del metal (corrosión) es igual a la velocidad de reducción del protón H+. Por lo general, cuando medimos el potencial de un metal sumergido en un medio agresivo, contra un electrodo de referencia, lo que realmente medimos es el potencial de corrosión mixto, Ecorr.

La velocidad de corrosión de un proceso, icorr, puede tomar diversos valores dependiendo de varios

factores que modifican su magnitud destacando:

a) la densidad de corriente de intercambio, io. La figura 18 demuestra este punto. La io para una reacción

depende mucho de la superficie en donde se lleve a cabo. Así por ejemplo, es más fácil desprender hidrógeno sobre hierro (io2) que sobre zinc (io1). La velocidad de corrosión aumentará de icorr2 a icorr3



Figura 18.

b) la fuerza motriz para llevar a cabo la corrosión, es decir, la diferencia de potencial termodinámico del par galvánico. La figura 18 muestra que mientras más grande sea la diferencia de potencial entre la reacción anódica y la catódica, mayor será la velocidad de corrosión. Para (Eeq.2 - Eeq.3) corresponde una icorr1. En cambio para (Eeq.1 - Eeq.3) la velocidad de corrosión es icorr2.

c) un último factor lo constituye el valor de la pendiente de Tafel, la cual nos dice de la facilidad o dificultad de transferir cargas esta vez cuando una fase se aleja del equilibrio (las unidades de la pendiente son: volts/década de corriente). Haciendo referencia a la misma figura 18 observamos que al disminuir la magnitud de la pendiente para la reacción catódica (línea punteada), ésta se vuelve más fácil, aumentando por lo tanto la velocidad de corrosión de icorr3 a icorr4.

Cuando la conducta de Tafel se desvía

Como ya lo hemos mencionado en más de una ocasión, si un metal se corroe es porque hay reacciones anódicas y catódicas que se llevan a cabo simultáneamente sobre su superficie. En cada una de las áreas anódicas y catódicas el proceso global de una reacción es consumado a través de varias etapas. Así por ejemplo, en la reacción catódica de desprendimiento del gas hidrógeno, inicialmente el protón solvatado tuvo que migrar y difundirse hacia el electrodo, sufrir la transferencia de un electrón para convertirse en un átomo solitario de hidrógeno y esperar a que se repitiera la misma operación para que finalmente el par de átomos de hidrógeno se unieran formando una molécula de gas. Algo similar debió de ocurrir en el ánodo. La disolución de átomos metálicos y su conversión final en productos de corrosión característicos que permanecen sobre la superficie metálica o que se difunden lejos de ella, se habría llevado en varias etapas. Cada etapa tienen su propia rapidez. Siendo así, podemos decir que la velocidad global de un proceso considerado esta sujeta, o más bien depende de la etapa que se realice más lentamente. No debemos perder de vista que dentro del proceso anódico y catódico presentes en un metal que se corroe están las etapas de transferencia de cargas tanto de oxidación como de reducción respectivamente. Siendo así, nuestros lectores podrán pensar entonces que es posible que una sola etapa, sin importar si pertenece a la reacción anódica o a la catódica, sea la responsable de la velocidad global del proceso de corrosión de un metal en algún medio, si es que esa etapa es la más lenta de todas. Supongamos que la etapa más lenta sea la transferencia de un electrón del metal al protón, y que efectivamente sea este paso el más difícil. Entonces la reacción catódica se llevará a cabo con la máxima velocidad con que se transfiere el electrón al protón. Pero como en la corrosión la velocidad de la reacción anódica debe ser igual a la velocidad de



la catódica, pues la velocidad de la reacción de corrosión es la misma que la velocidad de la etapa más lenta, es decir, la de la transferencia del electrón al protón.

Todo lo dicho anteriormente se justifica, ya que lo que se establece a continuación es importante. La conducta de Tafel se observa solamente cuando las velocidades de las reacciones anódicas o catódicas sean gobernadas por la etapa de transferencia de carga en la interfase metalelectrolito. Esto es, cuando esta transferencia sea el paso difícil o más lento.

Un ejemplo que clarifica mejor el concepto de un proceso realizado en multietapas, teniendo como etapa o paso limitante a la más lenta, la etapa de transferir cargas, o de activación como también se le conoce, es el ejemplo de un aficionado a la pesca. Esta persona sale temprano de su casa, toma su coche y se dirige al lago. Al llegar ahí nuestro pescador toma los arreos necesarios para la pesca, como son la caña, anzuelo, carnada, etc.; sube al bote y rema hasta el centro del lago en donde hay mayor cantidad de peces. Estando ahí lanza el anzuelo y espera que los peces piquen. Así, esta persona pasa el resto del día pescando tranquilamente. Si nos fijamos, el paso lento del proceso es la acción de los peces al picar; todos los demás pasos que el pescador tomó para efectuar el "proceso de pescar" son mucho más rápidos que el paso de obtener un pez. Así sucede también con los procesos regidos por la transferencia de carga (electrones) tanto en el ánodo como en el cátodo, de los cuales se dice que siguen la conducta de Tafel.

Sin embargo, las desviaciones a la conducta de Tafel surgen cuando la velocidad de la reacción pasa a ser controlada por una etapa más lenta en la secuencia del proceso. Imaginemos que nuestro pescador se encuentra cierto día con la novedad de que los peces no abundan en el lago. La lentitud del proceso de pescar ahora ya no será culpa de la facilidad o dificultad que tenían los peces de picar, sino de que no hay suficientes peces. Nuestro pescador tiene que esperar más tiempo para que un pez llegue al anzuelo que el que le tomaba para pescarlo. A este fenómeno similar en proceso de corrosión se le llama polarización por concentración y surge por deficiencia en el abastecimiento de reactivos que toman parte en una reacción electroquímica.

Polarización por concentración

La ecuación de Tafel sugiere que la densidad de corriente, i, aumentará continuamente al aumentar el sobrepotencial , η figura 14. De hecho, la velocidad de la reacción se verá limitada a menudo al aumentar η, debido a la poca rapidez con que los reactivos llegan a la superficie del electrodo o bien a la velocidad con que se difunden hacia el seno de la solución los productos de la reacción. La velocidad ya no es controlada por un paso lento de transferencia de carga y por consiguiente habrá desviaciones a la conducta de Tafel. Esto implica que se necesitará un mayor sobrepotencial que el que predice la relación de Tafel para poder seguir sosteniendo una corriente dada. Si hacemos una distinción entre el sobrepotencial por activación o transferencia (dado por Tafel) y el sobrepotencial por concentración (debido a la escasez de reactivos o exceso de productos) entonces el sobrepotencial total será dado por:

ηtotal = ηact. + ηconc.

Esto es demostrado en la figura 19. Se observa que para condiciones críticas de abastecimiento, se llega a una corriente límite, valor que no se incrementa aún y cuando el h se incremente. Esto quiere decir que el proceso no puede ir más rápido que la velocidad que impone el transporte de las especies hacia el electrodo.



Figura 19.

Las implicaciones de la polarización por concentración para un sistema que se corroe son muy importantes. En casos prácticos, lo más común es que la concentración por polarización afecte la reacción catódica debido, por ejemplo al abastecimiento de H+ o de oxígeno disuelto. En la figura 20 se exponen dos ejemplos, en uno de los cuales, (a), la iLim es grande y por lo tanto la polarización por concentración

no es importante. Esto es debido a que la curva anódica intersecta a la catódica en la región de Tafel.

En el ejemplo (b) de la figura 20 se tiene que si iLim es pequeña las dos curvas se intersectan en la región controlada por difusión. Ahí iLim=icorr, y la velocidad de corrosión depende totalmente del transporte de

reactivos catódicos hacia la superficie metálica. En este último caso el pobre abastecimiento del reactivo catódico, ya sea por una concentración baja de H+ o de oxígeno atmosférico disuelto en el medio agresivo, ayudarán a reducir la velocidad de un proceso de corrosión al controlar la reacción catódica.

Figura 20.




DESDE un punto de vista práctico, es interesante conocer a priori la resistencia a la corrosión de un determinado metal o aleación en un medio ambiente específico. Sobre la base de ensayos en el laboratorio, se pueden llegar a establecer las condiciones ambientales más fielmente parecidas a la realidad y, por tanto, estudiar el comportamiento de un metal o varios metales en este medio.

La realización de estos ensayos en el laboratorio puede ser fácil o extraordinariamente difícil, según la naturaleza del medio estudiado.

Dos casos extremos nos podrán servir de ejemplo para ilustrar lo anterior. Si se necesita evaluar el comportamiento o la resistencia a la corrosión de un acero respecto a un ácido mineral, por ejemplo, clorhídrico, bastará con preparar soluciones de diferente concentración de este ácido y sumergir en cada una de ellas, una muestra del acero que se piensa ensayar. La resistencia a la corrosión de tal acero se puede evaluar, por ejemplo, por la pérdida de peso experimentada antes y después del ensayo. Obtendremos para cada solución ensayada un valor de la velocidad de corrosión que nos permitirá prever el comportamiento de este acero en unas condiciones muy cercanas a las de su utilización. La realización de estos ensayos, en este caso, no representa excesivas dificultades.

Pensemos ahora que estamos interesados en prever la corrosión de un acero que se va a emplear para la construcción del casco de un barco. Aquí, dada la naturaleza del medio es muy difícil, por no decir imposible, poder fijar en el laboratorio las condiciones ambientales en las que se va a encontrar el barco. Pensemos en la misma naturaleza del agua de mar, mezclas de sales, su diferente composición en cuanto a los mares que pueda surcar el barco, diferencia de temperaturas y un muy largo tiempo de navegación, etcétera.

En este caso, los ensayos de laboratorio son tremendamente complicados y difíciles, no siendo casi nunca posible fijar las condiciones experimentales en el laboratorio, siquiera de una manera aproximada a la realidad. Son tan numerosos y complejos los factores de la corrosión que intervienen en los medios naturales que es prácticamente imposible reproducirlos en el laboratorio.

De una manera muy general y en función del objetivo perseguido (selección de materiales, estudios de la resistencia a la corrosión o bien del mecanismo de la corrosión, etc.) los ensayos de corrosión se pueden englobar en dos grandes categorías:

a) ensayos acelerados realizados en el laboratorio;

b) ensayos de larga duración efectuados en los medios naturales.

MÉTODOS DE EVALUACIÓN DE LA VELOCIDAD DE CORROSIÓN

El método utilizado tradicionalmente y que se viene creando hasta la fecha, es el de medida de la pérdida de peso. Como su nombre indica, este método consiste en determinar la pérdida de peso que ha experimentado un determinado metal o aleación en contacto con un medio corrosivo.

Las unidades más frecuentemente utilizadas para expresar esa pérdida de peso son: miligramos decímetro cuadrado día (mdd), milímetros por año (mm/año), pulgadas por año o milipulgadas por año (mpy, abreviatura en inglés). Así por ejemplo, si para una determinada aplicación podemos evaluar, mediante una serie de ensayos previos, la pérdida de peso de dos aceros en el mismo medio agresivo, podemos tener una idea de qué material se podrá emplear con mayores garantías, desde un punto de vista de resistencia a la corrosión, sin tener en cuenta otros muchos requerimientos y propiedades que para nuestro ejemplo, vamos a suponer iguales.



Supongamos que el resultado de los ensayos efectuados sea el siguiente:

Pérdida de peso

Acero 1............................................................................

4.1 mm/año

Acero 2...........................................................................

2.3 mm/año

Evidente, la selección en este caso favorecerá al acero con una menor velocidad de corrosión, el acero 2.

Las unidades anteriormente citadas constituyen las de mayor utilización en Ingeniería de la Corrosión.

MEDIDA DE LA VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES MECÁNICAS

Hemos visto en el primer capítulo que existen diferentes formas de corrosión. La medida de la velocidad de corrosión por el método de la medida de la pérdida de peso supone el caso de la corrosión generalizada o uniforme, que es la que sufre el acero con más frecuencia.

La corrosión localizada supone muy a menudo una pérdida mínima de material, pero en cambio puede alterar drásticamente sus propiedades mecánicas. Por tanto, un control de esas propiedades mecánicas puede poner de manifiesto este tipo de ataque. Por ejemplo, un ensayo de tracción permitirá determinar la resistencia del metal atacado en comparación con una probeta del mismo material que no haya sido sometida a las condiciones del medio agresivo.

Diferentes formas de corrosión, entre ellas la corrosión fisurante que se vio como responsable de la rotura del tambor de las lavadoras automáticas, son posibles de detectar y en su caso de controlar, mediante los ensayos y sus variaciones correspondientes en las propiedades mecánicas.

La aplicación masiva de los aceros inoxidables ha traído consigo la aparición de nuevas formas de corrosión, a las que son especialmente susceptibles éstos. Por ejemplo, los aceros inoxidables austeníticos pueden sufrir la llamada corrosión intergranular, debida a una precipitación de carburos de cromo en los bordes de grano, como consecuencia de un tratamiento térmico inadecuado. La localización de este tipo de corrosión puede realizarse mediante un examen metalográfico con un microscopio clásico de luz reflejada que permite visualizar la estructura superficial del metal, haciendo presente cualquier tipo de ataque, sea intergranular, como en el caso citado, o bien transgranular.

El desarrollo de los microscopios electrónicos de barrido permite actualmente lograr una excelente identificación de las formas de corrosión localizada que ocurren en los diferentes metales y aleaciones. La presencia, en muchos microscopios electrónicos de barrido, de un analizador de rayos X, permite además, un análisis puntual y con ello determinar la naturaleza de los constituyentes afectados por el proceso de corrosión, así como estudiar la influencia de ciertas adiciones y el efecto de diversos tratamientos térmicos, capaces de modificar la estructura del metal o aleación empleado.

La demostrada naturaleza electroquímica de los procesos de corrosión, especialmente de los que tienen lugar a la temperatura ambiente (corrosión atmosférica) o a temperaturas inferiores a los 100ºC (frecuente en la mayoría de procesos industriales) ha permitido la aplicación de los métodos electroquímicos modernos, al estudio de la corrosión de los metales y en consecuencia, a la medición de la velocidad de corrosión.

Todas las técnicas electroquímicas modernas están basadas prácticamente en el desarrollo de un aparato que se conoce con el nombre de potenciostato. El potenciostato es un instrumento electrónico que permite



imponer a una muestra metálica colocada en un medio líquido y conductor, un potencial constante o variable, positivo o negativo, con respecto a un electrodo de referencia. Este electrodo de referencia no forma parte del circuito de electrólisis y, por el mismo, no circula corriente alguna. Su presencia se debe exclusivamente a que sirve de referencia para poner a prueba en todo momento el potencial de la probeta metálica que se está ensayando.

Figura 21. Potenciostato.

Para cerrar el circuito de electrólisis se utiliza un tercer electrodo, por lo general de un material inatacable por el medio en que se realiza la experiencia (platino o grafito, por ejemplo).

De una manera sencilla podemos entender el funcionamiento del potenciostato. Tomemos al hierro como metal de prueba. Si una solución (por ejemplo, un ácido mineral) es muy agresiva con el hierro, el ataque del metal producirá un paso importante de electrones, en forma de iones de hierro cargados positivamente, a la solución. Esta producción de electrones es la responsable del alto potencial negativo de disolución del hierro en un medio agresivo. Se puede entender fácilmente que con la ayuda de una fuente externa de corriente, será posible tanto acelerar como frenar esta emisión de electrones y, por consiguiente, aumentar o detener la corrosión del hierro por modificación de su potencial.

Si a partir del valor del potencial de corrosión, y mediante la fuente externa de potencial, aumentamos éste en la dirección positiva (anódica), se puede llegar a obtener el llamado diagrama o curva de polarización potenciostática, la cual es de mucha utilidad para prever y predecir el comportamiento de materiales metálicos en unas condiciones dadas.

En la figura se presenta el diagrama que se obtiene para el caso de un acero en una solución de ácido sulfúrico, H2SO4.



Figura 22.


V. ¿SE PUEDE LUCHAR CONTRA LA CORROSIÓN? EL CONTROL DE LA CORROSIÓN


BÁSICAMENTE todos los métodos que existen para lograr controlar la corrosión de los materiales metálicos, son intentos para interferir con el mecanismo de corrosión, de tal manera que se pueda hacer que éste sea lo más ineficiente posible. Por ejemplo, disminuyendo el flujo de electrones entre los componentes metálicos de la celda de corrosión por el aumento de la resistencia eléctrica del metal, de alguna manera disminuiría la corriente de corrosión y, por tanto, la velocidad de corrosión. Esto no es practicable generalmente, pero disminuir el flujo de corriente en el componente electrolítico de la celda de corrosión produciría el mismo efecto, y esto sí es practicable.

Dado que para que exista un proceso de corrosión, debe formarse una pila o celda de corrosión y, por tanto, un ánodo, un cátodo, un conductor metálico y una solución conductora, además de una diferencia de potencial entre los electrodos o zonas anódicas y catódicas, la eliminación de alguno de los componentes esenciales de la mencionada pila, podría llegar a detener el proceso.

En la práctica, existen tres maneras de lograr lo anterior y por tanto de luchar contra la corrosión:

1) Aislamiento eléctrico del material. Esto puede lograrse mediante el empleo de pinturas o resinas, depósitos metálicos de espesor suficiente o por aplicación de recubrimientos diversos.

De esta forma, se puede lograr aislar el metal del contacto directo con el medio agresivo (agua, suelo y atmósfera por lo general).

2) Cambiando el sentido de la corriente en la pila de corrosión.

Conectando eléctricamente, por ejemplo, el acero con un metal más activo (cinc o magnesio) podemos llegar a suprimir la corrosión del acero, ya que dejará de actuar como ánodo y pasará a comportarse como cátodo, dejando el papel de ánodo al metal más activo (cinc o magnesio).

Este es el principio de la protección Catódica.

3) Polarización del mecanismo electroquímico.

Esto se puede lograr bien eliminando el oxígeno disuelto, bien mediante la adición en el medio agresivo de ciertas sustancias llamadas inhibidores, las cuales pueden llegar a polarizar uno de los electrodos de la pila de corrosión y por lo tanto, llegar a detener o cuanto menos disminuir sus efectos. En la práctica, lo anterior conlleva una modificación del entorno o medio ambiente, al cual está expuesto el metal.

Veamos con un poco más de detalle, en qué consisten cada una de las tres maneras propuestas de luchar contra la corrosión.

1. RECUBRIMIENTOS PROTECTORES

Estos recubrimientos se utilizan para aislar el metal del medio agresivo. Veamos en primer lugar aquellos recubrimientos metálicos y no-metálicos que se pueden aplicar al metal por proteger, sin una modificación notable de la superficie metálica.

Recubrimientos no-metálicos: Podemos incluir dentro de éstos las pinturas, barnices, lacas, resinas naturales o sintéticas. Grasas, ceras, aceites, empleados durante el almacenamiento o transporte de materiales metálicos ya manufacturados y que proporcionan una protección temporal.



Recubrimientos orgánicos de materiales plásticos: Esmaltes vitrificados resistentes a la intemperie, al calor y a los ácidos.

Recubrimientos metálicos: Pueden lograrse recubrimientos metálicos mediante la electrodeposición de metales como el níquel, cinc, cobre, cadmio, estaño, cromo, etcétera.

Inmersión en metales fundidos: Cinc (galvanización en caliente), aluminio (aluminizado), etc.

Proyección del metal fundido mediante una pistola atomizadora. Metalizaciones al cinc, aluminio, estaño, plomo, etc.

Reducción química (sin paso de corriente): electroles. Por ese procedimiento se pueden lograr depósitos de níquel, cobre, paladio, etc. Recubrimientos formados por modificación química de la superficie del metal. Los llamados recubrimientos de conversión consisten en el tratamiento de la superficie del metal con la consiguiente modificación de la misma. Entre las modificaciones químicas de la superficie del metal podemos distinguir tres tipos principales:

Recubrimientos de fosfato: El fosfatado se aplica principalmente al acero, pero también puede realizarse sobre cinc y cadmio. Consiste en tratar al acero en una solución diluida de fosfato de hierro, cinc o manganeso en ácido fosfórico diluido. Los recubrimientos de fosfato proporcionan una protección limitada, pero en cambio resultan ser una base excelente para la pintura posterior.

Recubrimiento de cromato. Se pueden efectuar sobre el aluminio y sus aleaciones, magnesio y sus aleaciones, cadmio y cinc. Por lo general, confieren un alto grado de resistencia a la corrosión y son una buena preparación para la aplicación posterior de pintura.

Recubrimientos producidos por anodizado. El anodizado es un proceso electrolítico en el cual el metal a tratar se hace anódico en un electrolito conveniente, con el objeto de producir una capa de óxido en su superficie. Este proceso se aplica a varios metales no-ferrosos, pero principalmente al aluminio y a sus aleaciones. Proporciona una buena protección y también resulta un buen tratamiento previo para la pintura posterior.

Podemos incluir también entre los recubrimientos con modificación de la superficie del metal los procesos de cementación. En este proceso, se convierte la superficie externa de la porción metálica que se quiere proteger, en una aleación de alta resistencia a la corrosión. El proceso consiste en calentar la superficie metálica en contacto con polvo de cinc (sherardizado), polvo de aluminio (calorizado) o un compuesto gaseoso de cromo (cromizado). Se obtienen capas de un considerable espesor.

Propiedades físicas de los recubrimientos metálicos

Refiriéndonos al caso del acero como el material de más amplia utilización, la selección de un determinado recubrimiento metálico se puede efectuar y justificar sobre la base de una de las siguientes propiedades físicas, cuando se trata de proteger de una manera eficaz y económica la superficie del acero en condiciones determinadas:

- Impermeabilidad, esto es, que el recubrimiento sea continuo y de espesor suficiente, lo cual permitirá aislar la superficie del acero de los agentes agresivos.

- Resistencia mecánica de los metales utilizados en los recubrimientos, para garantizar una buena resistencia a los choques, rozamientos ligeros o accidentales, etc.

- Buena adherencia al acero.

-Posibilidad de proporcionar superficies pulidas o mates, capaces de conferir a los objetos un acabado con fines decorativos.



Para obtener buenos resultados con los recubrimientos metálicos, hay que tener en cuenta una serie de operaciones que deben llevarse a cabo con anterioridad a la aplicación del recubrimiento.

Estado de la superficie a proteger. Preparación de la superficie

La limpieza y puesta a punto de la superficie del acero antes de la aplicación de un recubrimiento metálico, son operaciones indispensables, sea cual sea el procedimiento de aplicación escogido. De la calidad de la preparación de la superficie dependerá la adherencia y, en consecuencia, la eficacia de la capa protectora.

Según el estado actual de la superficie por proteger, más o menos oxidada, se puede seleccionar el procedimiento mecánico de limpieza más adecuado, desde el granallado, chorreado de arena, pasando por una limpieza química o electroquímica, como los baños ácidos, con corriente eléctrica o sin ella.

La selección de un recubrimiento está en función de las dimensiones de los objetos y de la extensión de la superficie que se quiere recubrir.

Los procedimientos que se aplican en recintos como hornos, cubas electrolíticas o crisoles, sólo pueden utilizarse para aquellas piezas cuyas dimensiones no están limitadas por su capacidad. Esto es válido para la galvanización, electrólisis, tratamientos térmicos. Por el contrario, la metalización con pistola permite efectuar recubrimientos metálicos independientemente de las dimensiones de la pieza, en razón de la movilidad del equipo.

Por ejemplo, si se trata de hacer un recubrimiento de cinc o cadmio sobre unos tornillos, la operación se puede realizar mediante una electrólisis. Para proteger un bote de acero con un recubrimiento de cinc, se puede recurrir a la galvanización en caliente. En fin, si se trata de proteger una obra de arte o la puerta de una esclusa, se debe de recurrir al cinc proyectado por una pistola de metalización.

Tanto la naturaleza como el espesor del metal protector son función de muchos parámetros, entre los cuales uno de los más importantes es el precio. Asimismo, es muy importante conocer con la mayor precisión posible el medio ambiente al cual va a estar sometida la pieza. En lo que cierne a los medios naturales, debe conocerse si es posible si se trata de una atmósfera exterior (y en este caso es de mucha ayuda conocer el tipo de atmósfera: rural, urbana, industrial, marina, etc.) o interior (climatizada, con calefacción, etc.).

Para los entornos diferentes a los naturales, es preciso conocer la mayor información posible sobre la composición química del medio, impurezas eventuales, estado físico, temperatura, etc. Por ejemplo, los recubrimientos de cinc aguantan el contacto con soluciones de pH comprendido entre 6 y 11; los recubrimientos de estaño son convenientes en contacto con ciertos productos alimenticios, etc.

Procedimientos de aplicación

Los procedimientos más comúnmente empleados en la práctica para obtener recubrimientos metálicos sobre el acero son:

- inmersión en un metal

- metalización por proyección con pistola

- electrólisis

- tratamientos termoquímicos de difusión

- placado



Los procedimientos de aplicación son de suma importancia en cuanto a la eficacia de la protección contra la corrosión, pues tanto el espesor, porosidad, como la naturaleza misma de las capas obtenidas son función del procedimiento de aplicación. Así, por ejemplo, los recubrimientos electrolíticos que tienen espesores de algunos micrones, se reservan generalmente para su utilización en medio poco agresivo. En cambio, los recubrimientos obtenidos por inmersión en un metal fundido tienen espesores mayores.

Los recubrimientos obtenidos mediante proyección permiten obtener espesores más grandes y perfectamente controlables. Se utilizan especialmente en condiciones severas de corrosión.

El placado del acero permite asociar a la calidad mecánica del soporte, la resistencia a la corrosión del recubrimiento.

La selección entre los diferentes procedimientos de aplicación de los recubrimientos metálicos se realiza, pues, siguiendo criterios tales como: el espesor de protección, dimensión de las piezas, agresividad del medio, duración prevista, etc. Muy brevemente vamos a describir cada uno de los procedimientos citados.

Inmersión en un metal en fusión

Después de una adecuada preparación superficial (un decapado ácido por ejemplo), las piezas de acero se sumergen momentáneamente en un baño de un metal en fusión. Esta operación puede realizarse para una sola pieza o para un conjunto, o también en continuo para productos siderúrgicos como tuberías láminas, trefilados, etc. Tal técnica se utiliza habitualmente para los recubrimientos de cinc (galvanización en caliente), aluminio (aluminizado), estaño y plomo.

Después del enfriamiento, las piezas ya recubiertas pueden someterse a un tratamiento complementario de pasivación en ciertos casos.

Metalización por proyección con pistola

Esta técnica consiste en proyectar sobre la superficie del acero, ya preparada en unas condiciones especiales (por chorreado con arena o granallado), un metal en estado de fusión por medio de una pistola.

El espesor del recubrimiento se puede controlar fácilmente por el operador y puede variar según la naturaleza del metal proyectado y el resultado que se espera obtener. La mayoría de los metales o aleaciones pueden aplicarse de esta manera: cinc, aluminio, acero inoxidable, estaño, plomo, níquel, cobre, etc.

Electrólisis

Después de una cuidadosa preparación superficial que incluye un decapado ácido, seguido de neutralización y lavado, las piezas por tratar se sumergen en soluciones que contienen sales de los metales a depositar. Las piezas se colocan en posición catódica, conectadas al polo negativo de un generador. Bajo la acción de la corriente eléctrica proporcionada por el generador, el acero se recubre del metal contenido en el baño o bien puede ser suministrado por un ánodo soluble del metal en cuestión.

Los metales corrientemente depositados por vía electroquímica son: cromo cobre, níquel, cinc, cadmio y estaño. Los depósitos obtenidos son por lo general de espesor pequeño (2 a 30 micrones).

Tratamientos termoquímicos de difusión

Los tratamientos termoquímicos de difusión, también conocidos como cementación, consisten en colocar las piezas de acero a tratar en una mezcla de polvo metálico y de enlazante (cemento) en un recinto a alta temperatura. El metal protector (recubrimiento) se difunde superficialmente en el metal base y forma una capa eficaz contra la corrosión. Los metales corrientemente aplicados por este método son el cinc



(sherardización) y el aluminio.

Placado

Después de un tratamiento superficial especial, la lámina del metal para aplicar y el metal base se someten a un proceso de colaminación en caliente, obteniéndose al final lámina de acero recubierta del metal aplicado. Este proceso puede efectuarse sobre una o las dos caras de la lámina del acero. El acero inoxidable, níquel, monel y el cobre se aplican comúnmente por esta técnica.

2. PROTECCIÓN CATÓDICA

La corrosión suele ser un fenómeno electroquímico por lo que se puede intentar combatirlo conectando el metal que se quiere proteger a otro metal menos noble, según la serie galvánica, que actuará entonces como ánodo de sacrificio (también llamado galvánico) o bien conectándolo al polo negativo de una fuente exterior de corriente continua.

Figura 23. Protección catódica mediante ánodos de sacrificio.

El primer caso constituye la protección catódica con ánodos galvánicos o de sacrificio y el segundo la protección catódica con corriente impresa. La protección catódica constituye sin duda, el más importante de todos los métodos empleados para prevenir la corrosión de estructuras metálicas enterradas en el suelo o sumergidas en medios acuosos.

Tanto el acero como el cobre, plomo y bronce son algunos de los metales que pueden ser protegidos de la corrosión por este método. Las aplicaciones incluyen barcos, tuberías, tanques de almacenamiento, puentes, etc. La protección se logra aplicando una corriente externa a partir de un rectificador que suministra corriente continua de bajo voltaje. El terminal positivo de la fuente de corriente se conecta a un



ánodo auxiliar (grafito por ejemplo) localizado a una determinada distancia de la estructura a proteger y el terminal negativo se conecta a la estructura metálica.

En la práctica, la corriente necesaria para proteger una estructura desnuda suele ser demasiado grande como para ser rentable económicamente. La estructura entonces, se recubre con algún revestimiento para proporcionarle protección frente al medio agresivo, reservándose la protección catódica para proteger la estructura sólo en aquellos puntos en que no pueda lograrlo el revestimiento.

Una estructura también puede protegerse contra la corrosión mediante un ánodo galvánico o de sacrificio. Si el electrodo auxiliar es de un metal más activo que el metal que se quiere proteger, actuará de ánodo en la celda de corrosión. En este caso, la estructura actuará como cátodo y quedará protegida por el "sacrificio" del ánodo que se corroerá.

Este otro método de proteger catódicamente una estructura se utiliza cuando resulta inconveniente una fuente externa de corriente. Esencialmente, el ánodo de sacrificio (de magnesio, aleaciones base de magnesio, cinc y aluminio) suministra la energía eléctrica necesaria para la protección de la estructura.

Figura 24.

En un montaje de protección catódica conviene comprobar periódicamente la buena marcha del sistema de protección, lo cual se realiza con ayuda de un electrodo de referencia y un milivoltímetro. Los electrodos de referencia más empleados son el de plata/cloruro de plata (Ag/AgCl) y el de cobre/sulfato de cobre (Cu/CuSO4)

Los esquemas de la figura muestran como hacerlo en el caso de control del casco de un barco o de una cisterna de un petrolero.



Figura 25. Protección catódica del casco de un barco. a) Mediante corriente impresa, b) mediante ánodos de sacrificio.

Aplicaciones prácticas de la protección catódica

Protección catódica de depósitos de agua dulce. Los depósitos de agua potable, tanto industriales como domésticos, también se pueden proteger de la corrosión mediante protección catódica. En este caso se prefiere el sistema de ánodos galvánicos o de sacrificio. En la figura 26 se ilustra la protección de un tanque de agua potable con ayuda de un ánodo de sacrificio.



Figura 26. Esquema de protección catódica con ánodo de sacrificio de un tanque de agua.

Protección catódica de tuberías enterradas. Quizá uno de los casos donde es más empleada la protección catódica es en las tuberías enterradas. Los miles y miles de kilómetros de tuberías enterradas que se utilizan para transportar agua o petróleo están protegidos por lo general mediante tratamiento catódico, además de determinados revestimientos, cuando el caso lo requiere. Básicamente, se determina la resistencia del suelo para identificar aquellos lugares en los cuales, cuando tal resistencia es baja es indicio de posibilidad de corrosión.

En la figura se representa el esquema de un montaje de protección catódica de una tubería con ánodos de sacrificio, comúnmente empleado en la práctica. Se citan estos ejemplos, como algunas de las aplicaciones más frecuentes de la protección catódica. Ahora bien, su campo es mucho más amplio ya que, en general, por este procedimiento se pueden proteger los metales que están en contacto con medios conductores agresivos.

Figura 27. Protección de una tubería enterrada con ánodo de sacrificio.

3. LOS INHIBIDORES DE LA CORROSIÓN



Los inhibidores son sustancias químicas que protegen al metal contra el ataque electroquímico de soluciones agresivas. Son usados ampliamente por la industria para modificar el comportamiento de las aguas, a efectos de un mejor control de la corrosión.

El principio del funcionamiento de los inhibidores es formar en la superficie misma de los electrodos de la pila causante de la corrosión, sea un compuesto insoluble, sea la fijación de una determinada materia orgánica, con el objeto de polarizar la pila de corrosión.

El comportamiento de los inhibidores puede ser muchas veces peligroso, ya que en función de la concentración o de las circunstancias, pueden jugar tanto el papel de inhibidores como de estimuladores de la corrosión.

Los hay de dos tipos, aunque a veces se utiliza una combinación de ambos: —inhibidores anódicos— hidróxido sódico, carbonato, silicato y barato de sodio, ciertos fosfatos, cromato sódico, nitrito y benzoato de sodio, etc; —inhibidores catódicos— sulfato de cinc, sulfato de magnesio, bicarbonato de calcio, etc.

La disolución del acero en aguas de pH neutro tiene lugar en ánodos asociados con defectos en la capa superficial del óxido formado sobre el acero. En cambio, la reacción catódica puede ocurrir en cualquier lugar de la superficie. La combinación de ánodos muy pequeños y una gran superficie catódica, conduce a la llamada corrosión localizada (picaduras). Los inhibidores anódicos actúan formando un compuesto insoluble (óxido férrico), el cual precipita en los lugares anódicos, evitando la reacción anódica y por tanto, inhibiendo todavía más la corrosión.

Los inhibidores catódicos, en cambio, actúan sobre toda la superficie y son menos eficaces. Reducen la corrosión mediante la formación de una capa o película de alta resistencia eléctrica sobre la superficie, la cual funciona como una barrera para la corriente de corrosión.

Uno de los principales problemas de los inhibidores anódicos es que tienen que estar presentes en una concentración suficiente, con el objeto de asegurar que cualquier posible defecto en la película de óxido será cubierto, ya que, de lo contrario puede ocurrir una corrosión por picaduras (localizada) muy intensa. Este riesgo se puede minimizar utilizando los llamados sistemas de inhibidores de efecto sinergético, los cuales, básicamente, son mezclas de inhibidores anódicos y catódicos. El constituyente catódico disminuye la velocidad de corrosión y así permite al constituyente anódico "sellar" la capa de óxido con una concentración mucho menor que si estuviera actuando solo. Actualmente, los sistemas de inhibidores que se están empleando para el control de la corrosión de aguas son de este tipo, por ejemplo, el sistema cromato/polifosfato de cinc. En los medios ácidos, los cuales disuelven la película superficial protectora de óxido formada sobre el acero, los inhibidores anteriores, obviamente, no tienen efecto. En este caso se emplean los llamados inhibidores de adsorción específica —moléculas orgánicas— que aislan el metal del medio ácido, protegiendo la superficie por adsorción. Algunos inhibidores de adsorción actúan predominantemente sobre la reacción anódica, mientras otros lo hacen sobre la catódica.

Hay que tener muy presente cuando se emplean estos inhibidores que los procesos de adsorción, muy a menudo son muy específicos y están afectados por muchos factores, como la temperatura, la velocidad de flujo del medio y las impurezas presentes en la superficie metálica. Todos estos factores deben ser evaluados cuidadosamente, antes de recomendar el uso de un inhibidor de adsorción.

El empleo de los inhibidores de la corrosión, entra dentro del control de ésta por modificación del medio ambiente. Los ambientes más comunes asociados con la corrosión son de tres tipos: aguas, la atmósfera y los suelos.

En el caso del agua hay que tener en cuenta todos los aspectos de la composición de ésta. Todas las aguas que están en contacto con metales, tanto en los procesos industriales como de otra naturaleza, provienen sea del agua de mar, sea del agua de lluvia. Por tanto, puede haber una gran variación en su composición química.



El principal método de tratamiento de aguas para control de la corrosión es la eliminación del oxígeno disuelto, junto con la adición de inhibidores. La presencia de oxígeno disuelto en el agua acelera la reacción catódica y, consecuentemente, la velocidad de corrosión aumenta en proporción a la cantidad de oxígeno disponible en el cátodo.

La eliminación tanto del oxígeno disuelto como del anhídrido carbónico (CO2) de las aguas, antes de su

uso, constituye un camino importante para el control de la corrosión no sólo del hierro y acero, sino también del cobre, bronce, cinc y plomo. El oxígeno puede ser eliminado por medios físicos de-aireación o químicos-de activación.

La de-aireación se puede llevar a cabo subiendo la temperatura, bajando la presión o purgando el agua por paso de un gas inerte.

La de-activación química se realiza por tratamiento del agua con hidrazina o sulfito sódico.

Por lo que se refiere a la atmósfera hay que tener en cuenta que la corrosión depende fundamentalmente de dos factores: la presencia de contaminantes (partículas sólidas en suspensión, impurezas gaseosas como el anhídrido sulfuroso, SO2) y el contenido de humedad del aire.

La humedad relativa es muy importante al considerar los problemas relacionados con la corrosión atmosférica. El hierro libre de óxido no desarrolla la herrumbre en aquellas atmósferas cuya humedad relativa es del 70% o menor. En general, para cualquier metal que se pueda corroer en la atmósfera, hay un valor crítico de la humedad relativa, por debajo del cual no se corroe. Este valor crítico de la humedad está determinado grandemente por la naturaleza higroscópica de algún contaminante sólido que pueda estar presente y por la del producto o productos de corrosión formados. De aquí la gran influencia ejercida por los contaminantes atmosféricos.

Los métodos de control más efectivos para minimizar la corrosión atmosférica tendrían que ver con la modificación de la atmósfera, eliminando los contaminantes, particularmente el SO2. Esto no puede

realizarse en el exterior y debe recurrirse a la protección de las estructuras y equipos sometidos a la intemperie, por alguno de los métodos citados anteriormente (pinturas, recubrimientos metálicos, etc.).

La corrosión en los suelos se parece en muchos aspectos a la corrosión por las aguas. En ambos casos, el electrolito contiene sustancias disueltas que alteran su comportamiento. La corrosión de un suelo puede cambiar de un área a otra por simple cambio de composición. Los principales factores que determinan cuándo un suelo es susceptible de ser agresivo con respecto a una estructura metálica enterrada son: la humedad, el acceso de oxígeno (aireación), conductividad eléctrica (la cual está influenciada por la presencia de sales disueltas) y el pH del suelo. No hay que olvidar que muchos problemas de corrosión de metales enterrados provienen de las llamadas corrientes eléctricas parásitas o vagabundas, producidas por ejemplo por los trenes eléctricos.

Como ya se ha indicado, el método más utilizado para prevenir la corrosión de metales o estructuras enterradas es la protección catódica, junto con un adecuado revestimiento (tela asfáltica por ejemplo).

Selección de materiales en medios agresivos

El control de la corrosión es sólo uno de los muchos factores que intervienen en la selección de un material. El ingeniero de materiales al efectuar una determinada selección debe tener en cuenta una serie de factores, como propiedades físicas y mecánicas del material, resistencia a la corrosión, disponibilidad, facilidad de trabajo, etc., además de los aspectos económicos, antes que pensar en el material en sí mismo. La selección debería realizarse en base al material más económico, pero que reuniera la combinación de propiedades necesarias para el uso que se le va a dar.

Las consideraciones económicas son muy importantes, así como el tiempo de vida esperado para el



equipo e instalación. No se trata, por ejemplo, de esperar un material más barato, si el costo de la demora puede llegar a ser mayor que el de un material más caro, pero del que se tiene una disponibilidad inmediata. Tampoco se trata de seleccionar un material muy resistente a la corrosión, y por lo general muy caro, que supere largamente la duración prevista para el equipo. Lo mismo puede aplicarse en el caso de los recubrimientos.

Tanto el diseño como el mantenimiento planificado deben ser tenidos muy en cuenta a la hora de realizar la selección de un material con miras a un buen control de la corrosión.

Figura 28. Corrosión de una tubería enterrada causada por corrientes eléctricas parásitas producidas por un tranvía.

El control de la corrosión debe realizarse, siempre que sea posible, desde la etapa misma del diseño del componente o de la planta. Evitar dentro de las limitaciones del propio diseño la formación de huecos o cavidades en los cuales pueda quedar atrapada el agua, eliminar el contacto directo de metales disímiles (pares galvánicos), así como proporcionar un acceso fácil para un posterior y planificado mantenimiento por pintura durante el servicio, por ejemplo, constituyen alguna de las normas de buena práctica que ayudarán a un mejor control de la corrosión.

Tipos de materiales disponibles

Ya que la corrosión es un proceso electroquímico, un camino evidente para evitarla es el empleo de materiales químicamente resistentes. Plásticos, cerámicas, vidrios, gomas, asbesto y cemento entran dentro de esta categoría. El problema es que en muchos casos no tienen o no reúnen aquellas otras propiedades —diferentes a la resistencia a la corrosión— como para satisfacer los requerimientos de servicio.

Los metales difieren mucho en cuanto a su resistencia a la corrosión. Por ejemplo, los metales nobles como el platino y el oro son inherentemente resistentes a muchos medios agresivos; el cromo y el titanio tienen una buena resistencia a la corrosión; el acero, el cinc y el magnesio se corroen fácilmente. La resistencia a la corrosión "intrínseca" de un metal depende de muchos factores, incluyendo su posición en la serie galvánica, así como la adherencia y compacidad de la película formada en su superficie en contacto con el aire o el medio de servicio. Con una película de óxido protectora, el material se comporta como un metal noble, en el supuesto de que exista suficiente oxígeno en el medio como para reparar los defectos en la película, a medida que se formen.



Figura 29. Diseños "geométricos" que pueden contribuir a evitar la corrosión.

El objetivo en último término, consiste en seleccionar el material más económico compatible con las demandas y especificaciones de la aplicación en particular.

Aparte de la resistencia a la corrosión, la selección obvia para muchas aplicaciones es un acero al carbono. El acero tiene una resistencia "intrínseca" a la corrosión pequeña, pero aleándolo se tiene el medio de combinar lo económico del acero con la intrínsicamente alta resistencia a la corrosión de metales relativamente costosos, como el cromo.

Figura 30. Efecto de pequeñas adiciones de aleantes en la resistencia del acero a la corrosión atmosférica. El acero Cor-ten (acero patinable) contiene 2-3% de aleantes, particularmente cobre, cromo, fósforo.

Añadiendo cuanto menos un 0.2% de cobre a un acero al carbono se aumenta considerablemente su resistencia a la corrosión atmosférica, transformando la herrumbre en un producto más compacto y adherente.

El cromo, aluminio, titanio, silicio, tungsteno y molibdeno forman películas de óxidos protectores y sus



aleaciones están similarmente protegidas.

El níquel también forma aleaciones con una buena resistencia a la corrosión en medios ácidos, incluso cuando el contenido de oxígeno del medio es bajo.

Veamos algunos de los tipos más comunes de aleaciones resistentes a la corrosión utilizados en la práctica.

Aceros inoxidables

Existen tres tipos principales. Los aceros inoxidables martensítico y ferrítico contienen entre un 11 y un 18% de cromo. El acero inoxidable austenítico contiene aproximadamente entre un 16 a 27% de cromo y de un 8 a 22% de níquel. La resistencia más elevada a la corrosión se logra con el acero inoxidable austenítico.

Los aceros inoxidables mejoran sus características de resistencia a la corrosión en medios oxidantes o de buena aireación, que aseguran el mantenimiento de su película protectora superficial, pero están sujetos a corrosión por picaduras, por hendiduras y corrosión bajo tensión en ciertos medios específicos, y son resistentes a la corrosión atmosférica, ácido nítrico, algunas concentraciones de ácido sulfúrico y muchos ácidos orgánicos.

Aleaciones de cobre

El cobre es resistente en agua de mar, agua corriente fría o caliente, ácidos deareados y no-oxidantes y al ataque atmosférico.

Ciertos elementos aleantes mejoran sus propiedades físicas y mecánicas y también su resistencia a la corrosión. De aquí la utilización de los bronces de aluminio y de las aleaciones cobre-níquel para los tubos de los condensadores. Los bronces de aluminio también se emplean para la construcción de los cuerpos de las bombas y de las hélices de los barcos.

Aleaciones de aluminio

El aluminio ofrece una buena resistencia a la corrosión atmosférica y a muchos otros medios agresivos, como por ejemplo: ácido acético, ácido nítrico ácidos grasos, atmósferas sulfurosas, etc. Se fabrican aleaciones de aluminio con pequeñas adiciones de otros metales, principalmente con el objeto de mejorar sus propiedades mecánicas y físicas las aleaciones aluminio —magnesio y aluminio— manganeso son las que presentan una mayor resistencia a la corrosión, seguidas por las aleaciones de aluminio—magnesio—silicio y aluminio—silicio. En cambio las aleaciones de aluminio que contienen cobre son las que presentan menor resistencia a la corrosión.

Aleaciones de níquel

El níquel es resistente a los álcalis en frío y caliente, ácidos orgánicos y ácidos inorgánicos no oxidantes diluidos, así como a la atmósfera. La adición de cobre mejora su resistencia a la corrosión en los medios reductores y en el agua de mar.

El cromo aumenta su resistencia a la corrosión en los medios oxidantes. La presencia de molibdeno como aleante también aumenta la resistencia en condiciones reductoras. La adición de cobre y molibdeno mejora la resistencia a la corrosión tanto en medios reductores como oxidantes.

Aleaciones de titanio

El titanio y sus aleaciones tienen una gran resistencia a la corrosión en agua de mar y en atmósferas industriales, de tal manera que no necesitan protección. También se pueden utilizar con buenas garantías



en las plantas químicas.


CONTRAPORTADA

CONTRAPORTADA

En Más allá de la herrumbre, los autores se plantean, antes de entrar en materia, la necesidad de modificar y adaptar el complicado lenguaje científico con el fin de ampliar el alcance de la obra. Así, el trabajo de Joan Genescá Llongueras y de Javier Ávila Mendoza representa un adelanto considerable en la enseñanza y divulgación de los temas de la química y la física y pudiera decirse que la motivación es el postulado de partida de este libro.

La corrosión es un fenómeno químico que todos conocemos. Desde que el hombre encontró la forma de obtener metales a partir de los minerales que los contienen, puso en reversa el proceso natural que había llevado a los metales, combinados con otros elementos, a formar parte de diversas formaciones geológicas. Y algo tenía que pagar la especie humana por el atrevimiento de ponerse en contra del proceso espontáneo de la degradación metálica imposible de detener en una biósfera que contiene tanto oxígeno, agua y sales.

El bienestar del hombre depende en gran parte de los materiales que fabrica y emplea para vestirse, construir estructuras, viviendas y transportes, producir y conservar alimentos, así como las incontables mercancías que expende el comercio. En especial, la industria metalúrgica es altamente costosa en energía, de modo que el estudio de la corrosión ha permitido al hombre ahorrar enormes sumas de dinero. Con la lectura de este libro, se empezará a reconocer el papel central que desempeña la química en la preservación de los objetos metálicos, la recuperación de los recursos minerales, el desarrollo de materiales sustitutos y la búsqueda de fuentes de energía. Pero, sobre todo se habrá tomado conciencia del fenómeno de la corrosión, sus efectos y como la ciencia y la tecnología química contribuyen a su control y remedio.

Joan Genescá se doctoró en ingeniería química en el Instituto Químico de Sarriá (Barcelona) y tiene un largo curriculum, en especial en los temas de la corrosión y la electroquímica, en varios institutos y universidades de Europa y Estados Unidos. Desde 1983 es profesor titular del Departamento de Metalurgia de la Facultad de Química de la UNAM.

El doctor Ávila es egresado de la Facultad de Química de la UNAM. Cursó la maestría en The City University de Londres y el doctorado en la Universidad de Oxford, Inglaterra. A partir de 1983 es jefe del Departamento de Metalurgia de Posgrado en la UNAM.

Diseño: Carlos Haces/ Fotografía: Carlos Franco


MÁS ALLÁ DE LA HERRUMBRE II. LA LUCHA CONTRA LA CORROSIÓN

MÁS ALLÁ DE LA HERRUMBRE II. LA LUCHA CONTRA LA CORROSIÓN

Autores: JAVIER ÁVILA / JOAN GENESCÁ


EDICIONES

PREFACIO

I. FUNDAMENTOS DE LA ELECTRICIDAD

II. ELECTRODOS DE REFERENCIA

III. CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

IV. PROTECCIÓN CATÓDICA CON ÁNODOS GALVÁNICOS

V. PROTECCIÓN CATÓDICA POR CORRIENTE IMPRESA

VI. CONDICIONES DE PROTECCIÓN CATÓDICA. CRITERIOS DE POTENCIAL Y .....REQUERIMIENTOS DE CORRIENTE

VII. CORROSIÓN EN SUELOS

VIII. ALGUNAS APLICACIONES PRÁCTICAS

APÉNDICE

BIBLIOGRAFÍA

CONTRAPORTADA

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/masalla2.htm07/02/2005 20:13:19

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_9.htm









Dr. Antonio Alonso


Dr. Jorge Flores


Dr. Tomás Garza





Dr. Manuel Peimbert



Dr. José Sarukhán




Coordinadora:



EDICIONES

EDICIONES


Tercera reimpresión, 1995

La Ciencia desde México es proyecto y propiedad del Fondo de Cultura Económica, al que pertenecen también sus derechos. Se publica con los auspicios de la Subsecretaría de Educación Superior e Investigación Científica de la SEP y del Consejo Nacional de Ciencia y Tecnología.

D. R. © 1989, FONDO DE CULTURA ECONÓMICA, S. A. DE C. V.

D. R. © 1995, FONDO DE CULTURA ECONÓMICA


ISBN 968-16-3153-6

Impreso en México.


PREFACIO

PREFACIO

La segunda parte de Más allá de la herrumbre pretende introducir al lector en el conocimiento de uno de los métodos de protección contra la corrosión más utilizados en la práctica de la ingeniería, la protección catódica.

Sería recomendable que el lector abordara este libro con algún conocimiento de las bases electroquímicas del fenómeno de la corrosión, especialmente que estuviera familiarizado con los conceptos termodinámicos y cinéticos que permiten interpretar dicho fenómeno y que se manejan ampliamente en este libro. Sería recomendable, por tanto, la lectura previa del libro Más allá de la herrumbre, colección La Ciencia desde México, núm. 9, FCE, México, 1986 como una introducción necesaria al tema.

Los autores, en principio, al escribir este libro se dirigen hacia todas aquellas personas que participan en la lucha diaria contra la corrosión. Esperamos sus comentarios y comprensión. Sin embargo, pensando en un amplio grupo de personas que no tiene una formación química y que tiene que ver con la aplicación de sistemas de protección, es que ha sido escrita esta introducción.

No necesariamente todo lo relacionado con la protección catódica tiene cabida en estas páginas. Para subsanar lo anterior, al final del libro se incluye una amplia bibliografía para que el lector interesado profundice en el tema.

Los autores hemos pretendido presentar, de la manera lo más clara y concisa posible, los fundamentos de la protección catódica, para que la persona que se inicie con estas páginas, empiece por comprender en qué consiste la protección catódica y dé sus primeros pasos para diseñar una instalación, seleccionar el tipo de sistema más adecuado, los ánodos más convenientes, así como el control posterior de la instalación. También hemos incluido un capítulo relativo a la corrosión en los suelos, por ser un caso de especial interés, y porque existen muchas estructuras con posibilidad de sufrir los efectos devastadores de la corrosión y que están enterradas en este medio.

Amable lector, esperamos que después de leer este libro, experimente la misma satisfacción que nosotros al escribirlo y ojalá contribuyamos a la difusión de un conjunto de conocimientos muy importantes en nuestro país, y cuya importancia simplemente podemos derivar de l a magnitud de las industrias petroquímica y eléctrica.

A todo aquél que tenga la paciencia de llegar hasta la última página, le agradeceríamos que nos hiciera llegar sus críticas, comentarios y sugerencias, en la seguridad de que se tendrán en cuenta en una futura revisión del libro.

Finalmente, nos gustaría que estas páginas fuesen un pequeño homenaje a todos aquellos ingenieros que con su esfuerzo y dedicación contribuyen diariamente al mantenimiento y control de la corrosión de la planta industrial.




ESTE capítulo introductorio trata de los principios y definiciones del paso de un flujo eléctrico a través de un circuito. En capítulos posteriores aplicaremos estos conocimientos fundamentales al análisis de un circuito de protección catódica para determinar los indicadores de la eficiencia de un proceso, como el voltaje de celda, las caídas óhmicas en diversas partes del circuito, la distribución de corriente, etcétera.

Para describir un circuito eléctrico simple estudiaremos un sistema de protección catódica el cual puede consistir simplemente en una fuente de poder conectada a uno o más componentes, principalmente resistores (serán descritos más adelante), por medio de un alambre hecho de un material conductor (cobre, por ejemplo), el circuito eléctrico simple constituye una fuente de poder que va a proporcionar una fuerza electromotriz estableciendo diferencias de potencial a través de los varios componentes del circuito e impulsando la corriente a través de ellos. Todos estos componentes ofrecerán varios grados de resistencia al flujo de la corriente.

En cualquier circuito eléctrico, entonces, existen varios fenómenos que tenemos que medir:

1) La corriente, medida en amperes (A);

2) La fuerza electromotriz y la diferencia de potencial, ambas medidas en voltios (V);

3) La resistencia, medida en ohms (Ω).

CONDUCTORES

La naturaleza y los tipos de materiales que participan en las reacciones electroquímicas de un sistema de protección catódica pueden tener un gran efecto sobre los resultados que se obtengan. Es, por lo tanto, necesario familiarizarse con los factores que influyen en la conducción de corriente.

La conductividad eléctrica es el movimiento de la carga eléctrica. La habilidad de diferentes substancias para permitir el flujo de una carga está determinada por la movilidad de los electrones portadores de la carga o de los iones que contenga la sustancia.

Conductores de primer orden

Los conductores de primer orden son aquellos que poseen conductancia eléctrica, en los cuales los portadores de la carga son los electrones. Se caracterizan por tener una conducción sin transferencia substancial de masa. La mayoría de los metales, el grafito y algunos óxidos muestran este tipo de conducción. A veces, a estos materiales se les conoce como conductores metálicos y su conductividad decrece cuando aumenta la temperatura.

Conductores de segundo orden

Los conductores de segundo orden poseen conductancia iónica o electrolítica, y los portadores de la carga son los iones. En este tipo de conductores se da una transferencia de masa asociada con la conductividad. Las soluciones acuosas con sales disueltas, los suelos y las sales iónicas son algunos ejemplos de este tipo de conductores. Su conductividad aumenta cuando se incrementa la temperatura.

Conductores mixtos o de tercer orden

Algunos materiales, llamados comúnmente semiconductores, poseen tanto conductancia iónica como eléctrica. Por lo general predomina el carácter eléctrico. Su conductividad es demasiado baja en general, pero aumenta rápidamente con la temperatura. La mayoría de los óxidos metálicos (NiO, ZnO, etc.) y algunos metales (Si, Ge, etc.) se agrupan dentro de esta categoría.

AISLANTES



Otras clases de materiales que merecen ser mencionados son los aislantes. La conductancia en ellos es muy difícil, sin importar el tipo de mecanismo que participe en la conductividad, sobre todo si se les compara con la de los conductores mencionados antes.

La influencia del proceso de conducción en la conducta electroquímica de las reacciones es muy importante Cada reacción de corrosión, así como las presentes en sistemas de protección catódica, tienen un origen electroquímico y se presentan en la interfase entre un conductor de primer orden (eléctrico) y uno de segundo orden (electrolítico). Por ejemplo, si un metal (conductor) tiene una película de óxido o una capa de pintura (aislantes) sobre su superficie, se estaría esperando con esto que tuviera una alta resistencia en la transferencia de electrones. Esto cambiaría la velocidad de la reacción y la energía requerida para llevarla a cabo.

CARGA Y CORRIENTE

Ya que un electrón es una unidad de carga muy pequeña, para medirlo se utiliza una unidad más grande denominada coulomb. Un coulomb corresponde a 6.24 trillones de electrones (6.24 x1012). A la velocidad de flujo de la carga eléctrica se le conoce como corriente eléctrica (intensidad [I]). En fenómenos eléctricos la carga es análoga al volumen de líquido (litros) que fluye por una tubería y la corriente es equiparable a la velocidad de flujo (cantidad de litros por minuto) en dicha tubería.

El flujo de la carga puede trasladarse por medio de electrones (corriente eléctrica) o por iones (corriente iónica). El flujo de corriente en metales se da a través de un flujo de electrones. Un electrolito es aquella sustancia que conduce corriente por flujo iónico.

La unidad básica de la corriente eléctrica (I) es el ampere (A). Un ampere se define como la velocidad de flujo de una carga (Q) de un coulomb, por segundo. Así se expresa esta unidad para el consumo de algunos equipos eléctricos grandes o de celdas electrolíticas industriales a diferencia de los circuitos electrónicos transistorizados o las técnicas electroquímicas, en los cuales se emplean comúnmente dos submúltiplos de esta unidad que son el miliampere (µA: 0.001 A) y el microampere (µA: 0.000001 A).

Resumiendo, podemos decir que:

1 ampere = 1 coulomb/segundo

A = Q/seg.

De lo anterior se deduce que la cantidad total de electricidad (Q), en coulombs, que pasa por cualquier punto de un circuito eléctrico es el producto de la corriente (I), en amperes, y el tiempo (t) en segundos:

coulombs = amperes x segundos

Q = It.

UNIDAD DE DIFERENCIA DE POTENCIAL. EL VOLT

Cuando una corriente eléctrica fluye a través de un alambre conductor, se dice que lo hace porque existe una diferencia de potencial entre los dos extremos del alambre. La diferencia de potencial entre dos puntos se define como el trabajo efectuado (que se mide en joules), cuando un coulomb de electricidad se mueve de un punto al otro. A la unidad con que se mide la diferencia de potencial se le llama volt y se define como sigue: dos puntos tienen una diferencia de potencial de 1 volt cuando se realiza un trabajo de 1 joule por cada coulomb de electricidad que transita de un punto al otro; por lo tanto

volt = joule/coulomb

por lo tanto,

V = J/Q



FUERZA ELECTROMOTRIZ

La fuerza electromotriz (fem) de una celda se mide en volts y se define como la suma de las diferencias de potencial que puede producir a través de todos los componentes de un circuito al cual está conectado, incluyendo la diferencia de potencial requerida para impulsar la corriente a través de la misma celda.

La fem de una celda en volts se define entonces como el trabajo total efectuado en joules por los coulombs de electricidad transportados en un circuito en el que la celda está conectada.

RESISTENCIA

Se ha dicho que los diferentes materiales pueden ser clasificados como conductores buenos o malos y como aislantes. En lo que se refiere a la corriente eléctrica, por lo general se piensa en términos de la habilidad de una sustancia para oponerse al flujo de corriente que pasa por ella. Un buen conductor, se dice, tiene una resistencia pequeña y un mal conductor, una resistencia alta.

Se verá más adelante que la resistencia de un material depende de sus dimensiones y de la sustancia con que está hecho. Para un cable de dimensiones dadas, la plata ofrece la menor resistencia al paso de la corriente, pero como este metal es demasiado caro para un uso común, se usa el cobre para el cableado y la conexión de alambres en los circuitos eléctricos.

Cuando se requiere de una alta resistencia, se emplean casi siempre ciertas aleaciones especiales, para reducir la

corriente en un circuito, como el constantan, el manganin y el nicromel.1

El constantan se emplea para uso general, mientras que el manganin se emplea más bien para manufacturar resistores estandarizados de alta calidad, ya que estas aleaciones presentan pequeños cambios en la resistencia debidos a la temperatura.

LEY DE OHM

En 1826 el profesor de física Simon Ohm estableció la siguiente ley como resultado de varios experimentos que efectuó para investigar la relación entre la corriente que pasa por un alambre y la diferencia de potencial establecida entre los extremos del mismo: "La corriente que pasa por un alambre a temperatura constante es proporcional a la diferencia de potencial en sus extremos." El conductor que siga esta relación (los conductores eléctricos) obedece a la ley de Ohm:

(diferencia de potencial) = (constante) x (corriente)

El valor de la constante en la ecuación anterior (que es alto cuando el valor de la corriente es pequeño y bajo cuando la corriente es grande) puede ser usado como una medida de la resistencia del alambre:

diferencia de potencial= resistencia

corriente

En otras palabras, la resistencia de un conductor es la proporción de la diferencia de potencial a través de él y la corriente que fluye. A la unidad de resistencia eléctrica se le llama ohm y se define como: "la resistencia de un conductor dado, cuando se aplica una diferencia de potencial de 1 volt en sus extremos y una corriente de 1 ampere fluye por él":

voltios= ohms

amperes



lo que formalizado de otra manera es:

V = IR

La resistencia de un metal puro aumenta con la temperatura, pero la resistencia de otros materiales conductores, como el carbón por ejemplo, decrece con la temperatura. En otras sustancias, como los semiconductores (germanio, silicio y selenio), las disoluciones iónicas que contienen las sales y los suelos, la resistencia también disminuye cuando aumenta la temperatura.

RESISTORES EN SERIE

Se dice que un número de resistores, (R1, R2, R3, Rn, .....) están conectados en serie si su conexión es

consecutiva extremo con extremo, de tal suerte que la misma corriente (I), en amperes, fluya a través de cada una (Figura 1).

Figura 1. Parte de un circuito eléctrico.

Si R es la resistencia combinada y V, en volts, es la diferencia de potencial total a través de los resistores:

V = IR

pero como V es igual a la suma de las diferencias de potencial individuales a través de R1, R2 y R3:

V = V1 + V2 + V

3

V = 1R1 + 1R2 + 1R3

por lo tanto,

IR = 1R1 + 1R2 + 1R3,

y dividiendo todo entre I, tenemos que:

R = R1 + R2 + R3.

RESISTORES EN PARALELO

Se dice que los resistores están en paralelo cuando son colocados uno al lado del otro y sus extremos permanecen unidos (Figura 2). La misma diferencia de potencial será entonces aplicada a cada uno, pero compartirán la corriente en el circuito.



Figura 2. Parte de un circuito eléctrico

Supondremos que la corriente (I) se divide en I 1I 2 e I 3 al pasar por R1, R2 y R3, respectivamente, y que la

diferencia de potencial común es V.

Si R es la resistencia combinada, se puede reescribir:

I =

V

R

la corriente total es:

I = I 1+ I 2 + I 3

I =V

+V

+V

R1 R2 R3

Por lo tanto,

V=

V

+V

+V

R R1 R2 R3

y dividiendo todo entre V, tenemos que:

1=

1

+1

+1



R R1 R2 R3

IMPORTANCIA PRACTICA DE LA RESISTENCIA INTERNA DE UNA CELDA

Existen diversos tipos de celdas como, por ejemplo, las pilas secas, que pueden obtenerse de tamaños diferentes. Las fuerzas electromotrices de estas celdas serán idénticas en tanto estas últimas sean fabricadas con el mismo material exactamente y con concentraciones de electrolitos iguales. La fuerza de la corriente que se obtiene de una celda no sólo depende de su fuerza electromotriz, sino también de la resistencia interna propia. Con el fin de obtener una corriente grande, la resistencia interna debe de ser baja. En el caso de un acumulador, esto significa que las placas de plomo deben de tener una gran área y deben estar espaciadas a muy corta distancia. Asimismo, la concentración del electrolito debe ser tal que su resistencia sea la más baja posible.

De acuerdo con su tamaño y construcción, la resistencia interna de una pila seca varía de 0.5 a 1.0 ohm, y la fem es aproximadamente de 1.5 V. Por lo tanto, si las terminales de una pila seca son cortocircuiteadas con un pedazo grueso de alambre de cobre cuya resistencia sea despreciable, la máxima corriente que se obtiene sería de 3 a 0.5 A.

La marcha eléctrica de un motor de automóvil necesita de una corriente alta para poder operar. Por esto, las baterías o acumuladores de coches de combustión interna son fabricadas de celdas que contienen muchas placas delgadas con pequeños espaciamientos entre ellas. Ocho pilas secas en serie tendrán la misma fem que la batería de 12 V de un coche, pero serían inoperativas para arrancar la marcha en virtud de su alta resistencia interna.

ARREGLOS DE CELDAS

Se denomina batería a un grupo de celdas conectadas entre sí. Normalmente las celdas se conectan en serie, o sea que el polo positivo de una es conectado al extremo negativo de la próxima celda, etc. (véase la figura 3). En ocasiones, sin embargo, pueden ser conectadas en paralelo, es decir, todos los extremos positivos conectados entre sí, lo mismo que los extremos negativos (Figura 4).

Figura 3. Celdas en serie. Figura 4. Celdas en paralelo.

Cuando se requiere de la corriente máxima de un número dado de celdas, el arreglo empleado dependerá de la resistencia del circuito externo. Hablando de manera general, se usa una conexión en serie cuando la resistencia del circuito es alta, comparada con la de las celdas, y se emplea una en paralelo cuando la resistencia es baja.

Cuando las celdas están conectadas en serie, la fem total de la batería es igual a la suma de las fems por separado y la resistencia interna es igual a la suma de las resistencias internas de las celdas por separado. Cuando celdas de igual fem y resistencia son conectadas en paralelo, la fem que resulta es la misma que la de una sola celda y la resistencia interna de la batería se calcularía de acuerdo con la fórmula de los resistores en paralelo.

Una ventaja que se obtiene al conectar celdas en paralelo es que existe un drenaje menor de corriente en las celdas, ya que éstas comparten la corriente total, mientras que en las conexiones en serie la misma corriente principal es proporcionada por cada una de las celdas.

Las celdas nunca se deben dejar conectadas en paralelo cuando no están en uso, ya que si la fem de una es ligeramente mayor que la de la otra, comenzará a circular corriente en la batería misma y las celdas se agotarán



rápidamente. Esto no sucede cuando se conectan en serie.

"PÉRDIDA O CAÍDA DE VOLTAJE" CUANDO UNA CELDA PRODUCE CORRIENTE EN UN CIRCUITO

Por razones prácticas, la fem de una celda puede medirse con un valor muy aproximado si tomamos la lectura de un voltímetro de alta resistencia conectado directamente a través de las terminales de la celda cuando ésta no se encuentre conectada a ningún circuito.

Supongamos que un voltímetro conectado a las terminales de una pila seca, con una resistencia interna de 2W , da una lectura de 1.5 V: Esta es la fem de la pila (Figura 5 a).

Figura 5. (a) El voltímetro de alta resistencia mide una fem de 1.5 V (se desprecia el flujo de corriente). (b) El voltímetro mide sólo 0.90 V. Una pérdida de voltaje de 0.60 V impulsa la corriente a través de la resistencia interna.

Cuando un resistor de 3Ω se conecta a las terminales de la celda y una corriente fluye a través de él, se observa que la lectura del voltímetro ha caído a 0.90 V (Figura 5 b). La celda parece haber "perdido" 0.6 V (1.5 - 0.9 = 0.6 V). Esto puede explicarse como sigue: la corriente que circula por el circuito está dada por

I=fem E

resistencia total = R+B

en donde

E = fem

R = resistencia del circuito externo

B = resistencia interna de la celda.

I=1.5

0.30 A.=3 + 2

La diferencia de potencial (dp) requerida para impulsar esta corriente a través de la resistencia externa de 3 Ω es:



V = IR V = 0.30 X 3.0 V = 0. 90 V,

que es el valor de la lectura del voltímetro.

El voltímetro está conectado a las terminales de la celda, pero en cambio si estuviera conectado a través de los extremos de la resistencia de 3Ω , no habría diferencia alguna en la lectura. Esto se debe al hecho de que los alambres que conectan la celda a la resistencia tienen una resistencia despreciable y por consiguiente su dp también es despreciable; por lo tanto, la dp en las terminales de la celda es igual a la dp en el resistor.

La dp requerida para impulsar la corriente a través de la misma celda está dada por:

Corriente multiplicada por = 0.30 x 2.0 = 0.60 V, la resistencia interna

valor igual al "voltaje perdido" o sea la "caída de potencial" de la celda.

Se dijo al principio de esta sección que un voltímetro daría un valor muy aproximado de la fem de la celda. Esto se debe a que incluso un voltímetro de muy alta resistencia drena algo de corriente y por esta razón una pequeña parte de la fem de la celda se "perderá" en impulsar dicha corriente a través del equipo de medición. Sin embargo, si la resistencia del voltímetro es muy alta, comparada con la resistencia de la celda, la corriente drenada será muy pequeña y en consecuencia la "caída de potencial" en este caso será numéricamente despreciable.

EJEMPLO ILUSTRATIVO

Un ejemplo ilustrará mejor lo expuesto líneas atrás: Dos estructuras metálicas enterradas, A y B, se encuentran conectadas eléctricamente en paralelo a una batería de 12 V, cuya resistencia interna total es de 0.6 Ω , tal y como se representa en la figura 6. Las resistencias del terreno para A y B son de 4 y 6 Ω, respectivamente, y la resistencia total del cable es de 1Ω . Se trata entonces de encontrar la corriente que fluye a través del suelo entre A y B. En la figura 6 simplificada, se supone que cualquier otra caída de potencial se ignorará por el momento.



Figura 6. Estructuras metálicas enterradas, conectadas eléctricamente a una batería.

El primer paso para estudiar un problema eléctrico es dibujar un diagrama del circuito:

La resistencia combinada (R), en ohms, de A y B está dada por:

1=

1+

1+

6+4R = 2.4

R 4 6 24

por tanto, la resistencia total del circuito es:

R=0.6 + 1+ 2.4 = 4

corriente principal =fem 12

= =3A.resistencia total 4

La dp a través de A y B (la corriente multiplicada por la resistencia combinada) es igual, entonces, a:

3 x 2.4 = 7.2

Por lo tanto, la corriente a través de A es igual a:

dp 7.2= 1.8A,=

resistencia 4



y la corriente a través de B resultará como sigue:

3 - 1.8 = 1.2A

RESISTIVIDAD ELÉCTRICA

Cuando se fabrica un resistor, se emplea alambre grueso y corto si se quieren obtener bajas resistencias y, al revés, alambre delgado y largo si se desean resistencias altas. Además de la longitud y del espesor, existe otro factor importante que se debe tomar en cuenta cuando se toma la decisión de seleccionar la longitud y el calibre de alambre para una resistencia en particular: el material del que esté hecho el alambre.

Supongamos, por ejemplo, que la longitud de un alambre es duplicada, lo que duplica a su vez la resistencia, puesto que ahora la longitud del alambre equivale a dos resistencias iguales en serie. Si la longitud del alambre es aumentada cinco veces, la resistencia aumentará de igual manera su valor previo cinco veces. Las resistencia de un alambre por lo tanto es directamente proporcional a su longitud, situación que formalizamos así:

R α 1

Con respecto al espesor o área de sección transversal del alambre, los alambres gruesos pueden ser considerados como equivalentes a un número de alambres delgados de área transversal igual, que se encuentren unidos en paralelo. Al duplicarse el área, la resistencia del alambre disminuirá por tanto a la mitad. En otras palabras, la resistencia de un alambre es inversamente proporcional al área de su sección transversal (A):

1

R α ;A

si combinamos estos dos últimos resultados, tenemos:

1

R αA

Esta relación puede convertirse en una ecuación que introduzca una constante, de la siguiente manera:

p1

R = ,A

en donde p es una constante llamada resistividad del material del alambre. Si en esta ecuación damos a 1 un valor de 1 cm y A vale 1cm2, tenemos:

1 cm ρR = ρ x = ,

1 cm2 1 cm

de donde: ρ= R (ohm x cm)

Con esta fórmula, vemos que la resistividad de un material es expresada en una unidad ohm centímetro y es numéricamente igual a la resistencia de un conductor hecho de material con una longitud de 1 cm y de sección transversal de 1 cm2.



Se puede decir también que la resistividad es una constante del material, lo cual es independiente de la forma geométrica del resistor. Por ejemplo, la resistencia que presenta un suelo al paso de la corriente eléctrica es una variable que depende, como dijimos anteriormente, de la longitud y del área transversal al flujo de corriente. Sin embargo, la resistividad de ese suelo tiene un valor fijo, e independiente del flujo de corriente, del área transversal y de la longitud del terreno. Su valor sólo variará con la temperatura, el contenido de humedad, el de acidez y otros factores.

Lo contrario a la resistividad es la conductividad. Un material con alta conductividad tiene baja resistividad y viceversa. De esta manera se tiene que la resistencia al flujo de corriente es mínima cuando:

a) el medio presenta baja resistividad (alta conductividad),

b) existe una distancia pequeña para el flujo de corriente, y

c) tenemos un área transversal grande para el flujo de corriente.

En cambio, la resistencia al flujo de corriente es máxima cuando:

a) el medio presenta alta resistividad (baja conductividad),

b) las distancias son grandes para el flujo de corriente, y

c) el área transversal es pequeña para el flujo de corriente.

Las resistividades del suelo a menudo son mayores de 10 000 Ω- cm. Las resistencias al flujo de corriente en sistemas de protección catódica en estos suelos pueden tener a veces valores menores a 1 ohm. La resistencia puede ser baja en un medio con una alta resistividad si el área transversal al flujo de corriente es grande.

CUADRO I. Valores de resistividad típicos para ciertos materiales.

Material Resistividad (Ω-cm)

Aluminio 0.000003Latón 0.000008Hierro 0.000010Plomo 0.000022Mercurio 0.000094Suelo típico 10 000 Vidrio 100 000 000 000Agua de mar típica 30.00

CUADRO 2. Unidades eléctricas.



Ampere × segundo = coulomb

Volt × coulomb = joule

Volt × ampere = watt

Watt × segundo = joule

KW = Kilowatt = 1.341 HP

KWh = kilowatt = 1 000 watt / hora = 3 600 000 joules

HP = caballo de vapor = 746 watt = 0.746 KW

1 joule = 0.2387 calorías / gramo (cal)

1 cal = 4.183 joules

1 HPh = 1 caballo de vapor / hora = 641.7 kilocalorías

1 BTU = 1 054 joules


Nota

[Nota 1]

1 El constantan tiene 60% de cobre y 40% de níquel; el manganin, 84% de cobre, 12% de manganeso y 4% de níquel; el nicromel. 80% de níquel y 20% de cromo.




LOS PROCESOS que tienen lugar en la interfase metal-solución de cualquier metal en contacto con un electrolito (medio agresivo), no se pueden medir de una manera absoluta (tiene que ser tan sólo relativa). El metal en contacto con el electrolito tiene, por un lado, tendencia a disolverse, con lo que queda cargado negativamente.

Me Men + + ne-,

y, por otro lado, a que iones del electrolito se depositen sobre el metal:

Me n + + ne- Me,

con lo que se alcanza el equilibrio en un determinado momento:

Me Me n+ + ne-.

Se ha creado, pues, una diferencia de potencial entre el metal y el electrolito. Para poder medir esta diferencia de potencial se adoptó un electrodo patrón que es el electrodo normal de hidrógeno, al cual, por convención y a cualquier temperatura, se le asignó el valor cero.

Este electrodo está constituido por una lámina de platino-platinado, sobre la cual se hace burbujear hidrógeno gas a la presión de una atmósfera, sumergida en una solución ácida (electrolito), cuya actividad de iones hidrógeno a 25°C es la unidad, de acuerdo con la reacción de equilibrio:

2H++2e H2

En las condiciones mencionadas, el potencial de este electrodo es únicamente función del pH, según la siguiente expresión:

E = 0.059 pH

Tomando como referencia el electrodo de hidrógeno, el potencial de un metal cualquiera sumergido en una solución de sus iones de actividad igual a la unidad, corresponde a la fuerza electromotriz de una pila, en la cual el semielemento metal/solución de sus iones actúa como polo positivo, o sea de cátodo, y el electrodo de H2

como polo negativo, o ánodo, según la convención propuesta por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), universalmente aceptada. Lo anterior lo podemos representar de una manera esquemática como:

-Pt, H2 (1 atm)/H+(aH+ = 1)// Me n+/Me +,

donde una barra indica la presencia de una interfase y la doble barra significa la presencia de una unión electrolítica o puente salino entre ambos semielementos de la pila. En la convención propuesta, el polo negativo o ánodo se coloca en el lado izquierdo de la pila, en la forma en que tiene lugar la reacción de oxidación:

H2 2H+ + 2e-.

Los electrones generados en esta reacción pasarán al otro electrodo, positivo o cátodo, a través de un conductor metálico externo, de cobre por ejemplo, donde los iones Me n + serán reducidos. La reacción global del proceso será la siguiente:



H2 + Me n + 2H+ + Me.

El potencial de la pila propuesta se puede determinar a partir de

Epila = Ecátodo -Eánodo

Basándose en lo anterior, se pueden presentar dos casos:

a) E pila > 0

b) E pila < 0

El primer caso supone, dado que el electrodo de H2, por convenio, se toma con un potencial de 0 voltios, que necesariamente el semielemento que actúa como polo positivo debe de tener un potencial de reducción positivo, lo cual en términos energéticos equivale a decir que la reacción

Me n + + ne Me

está desplazada hacia la derecha. Un voltímetro que uniera los dos semielementos que constituyen la pila debería conectarse de tal manera que el polo (-) se uniera al electrodo de hidrógeno y el polo (+) al del metal. Es decir, el polo (+), de mayor potencial siempre (cátodo), se une a ese mismo polo del voltímetro y el polo (-), de menor potencial (ánodo), se une al negativo del voltímetro. En estas condiciones, la diferencia de potencial medida, correspondiente a la pila formada, sería numéricamente igual al potencial de reducción del semielemento derecho de la pila, Me n+/Me. Si se construyen pilas de estas características, se podrían determinar los potenciales de reducción de todos aquellos semielementos cuyo potencial es positivo o mayor que 0 (el del hidrógeno).

En el segundo caso, al ser el potencial de la pila menor que cero (negativo), esto implica necesariamente que el flujo de electrones irá en sentido contrario, es decir, que la producción de electrones se deberá a la oxidación (disolución) del metal del semielemento de la derecha:

Me Men+ + ne-,

lo cual implica que la reacción está desplazada hacia la derecha, favorecida energéticamente. Es tos electrones suministrados serán tomados por el otro semielemento, y tendrá lugar la siguiente reacción.

2H + + 2e- H2.

La reacción global sería:

Me + 2H + Me n+ + H2.

Todos aquellos semielementos que unidos a un electrodo normal de hidrógeno den un potencial de pila negativo, con la convención propuesta, tendrán un potencial de reducción más negativo que el del hidrógeno, o sea menor que 0.

De esta forma se construye la serie electroquímica de los metales, representada en el cuadro 3.

CUADRO 3. Serie electroquímica de los metales.

Sistema Semirreacción Potencial E°, V A 25°C



Li + / Li Li + 1e- Li -3.045K +/ K K ++ 1e K -2.925Cs +/Cs Cs ++ 1e- Cs -2.923

Ba2+ / Ba Ba2+ + 2e- Ba -2.90Sr2 + Sr Sr 2++ 2e- Sr -2.89

Ca2 + /Ca Ca 2++ 2e Ca -2.87Na + / Na Na ++ 1e- Na -2.714

Mg 2+ / Mg Mg 2++ 2e- Mg -2.37Al 3+ / Al Al 3+ + 3e- Al -1.66

Mn2+ / Mn Mn 2+ + 2e- Mn -1.18Cr 2+ / Cr Cr 2+ + 2e- Cr -0.913V 3+ / V V3++ 3e- V -0.876

Zn 2+ / Zn Zn 2++ 2e- Zn -0.762Cr 3+ / Cr Cr 3++ 3e- Cr -0.74Fe 2+ / Fe Fe 2+ 2e- Fe -0.99Cd 2+ / Cd Cd 2+ 2e- Cd -0.402In 3+ / In In 3+ + 3e- In -0.342

Co 2+ / Co Co 2+ 2e- Co -0.277Ni 2+ / Ni Ni 2+ + 2e- Ni -0.250Sn 2+ / Sn Sn 2++ 2e- Sn -0.136Pb 2+ / Pb Pb 2+ + 2e- Pb -0.126Fe 3+ / Fe Fe 3+ + 3e- Fe -0.036H + / H 2 2H + + 2e- H2 0.000

Cu 2+ / Cu Cu 2++ 2e- Cu 0.337Hg 2+ / Hg Hg 2+ + 2e- 2 Hg 0.789Ag 2+ / Ag Ag 2+ + 1e- Ag 0.799Hg 2+ / Hg Hg 2+ + 2e- Hg 0.857Pd 2+ Pd Pd 2+ + 2e- Pd 0.987Pt 2+ / Pt Pt 2+ + 2e- Pt 1.19

Au 3+ / Au Au 2+ + 3e- Au 1.500

Hay que resaltar que en la bibliografía norteamericana, es común que se trabaje con potenciales de oxidación, por lo que serán los mismos en valor absoluto, pero con el signo cambiado. Por ejemplo, el oro (Au) tiene un potencial de reducción alto y positivo porque es fuerte su tendencia a aparecer en su estado reducido; consecuentemente, su tendencia a la oxidación es pequeña y su potencial de oxidación es alto en valores absolutos, pero negativo.

Las dificultades operativas que se presentan en el manejo de un electrodo de hidrógeno, demasiado frágil para la mayoría de las aplicaciones prácticas, han dado lugar a la utilización de otros electrodos de referencia que lógicamente deben de reunir determinadas condiciones. Aparte de ser manejables y de construcción sencilla, la condición fundamental es que el potencial de equilibrio de la reacción de óxido-reducción (redox) que tenga lugar en ellos, permanezca constante respecto al electrodo de hidrógeno. En estas condiciones, en cualquier momento se podría referir un potencial al del electrodo de hidrógeno o viceversa.

Como electrodos de referencia se utilizan los siguientes:

1) Electrodo de calomelanos. Este electrodo está formado por mercurio cubierto por una capa de cloruro insoluble (calomelanos), Hg2Cl2 en equilibrio con una disolución de cloruro potásico, KCl, que puede ser 0.1 N,



1 N o saturada. El contacto eléctrico con el mercurio se realiza por medio de un hilo de platino. Un esquema de este electrodo se presenta en la figura 7(a).

Figura 7 Electrodos de referencia: a) Calomelanos saturado, ECS

La reacción del electrodo de calomelanos es:

Hg2Cl

2 + 2e- 2 Hg +2 Cl-.

Así pues, si el electrodo actúa como ánodo (-) la reacción es hacia la izquierda, (oxidación); si el

electrodo actúa como cátodo (+), la reacción es hacia la derecha, (reducción).

2) Electrodo de plata/cloruro de plata (Ag/AgCl). Está formado por un hilo de Ag sobre el cual se deposita AgCl, generalmente por vía electroquímica, en una solución de NaCl o KCl, en la cual el hilo de Ag actúa como ánodo, como se muestra en la figura 7(b).



Figura 7 b) Plata /cloruro de plata, Ag/AgCl

La reacción electródica es la siguiente:

AgCl + e- Ag + Cl-,

y su potencial de equilibrio a 25°C es:

E = 0.2224 - 0.059 log [Cl-].

En agua de mar, el valor del potencial es aproximadamente de + 0.25 V respecto al electrodo normal de hidrógeno (ENH) a 25°C. El potencial del electrodo depende muy especialmente de la salinidad de la solución en la cual el electrodo está sumergido.

3) Electrodo de zinc (Zn). Está constituido por un bloque de Zn de alta pureza; generalmente se utiliza una aleación de Zn como la empleada para los ánodos galvánicos de Zn de composición como la especificada por la norma militar americana: MIL-A-18001 H (véase el cuadro 4).

CUADRO 4. Electrodos de referencia



La reacción electródica es la siguiente:

Zn Zn2+ + 2e-,

y su potencial de equilibrio a 25°C es:

E = -0.763 + 0.0295 log [Zn2+] V vs. ENH

El potencial en agua de mar es de cerca de -0.80 V vs. ENH.

Se emplea como electrodo de referencia fijo en agua de mar, como alternativa a los de Ag/ AgCl. También puede utilizarse en el suelo. Un esquema del mismo se presenta en la figura 7 (c)



Figura 7 c). Zinc, Zn.

4) Electrodo de cobre/sulfato de cobre (Cu/CuSO4). Está formado por una barra cilíndrica de Cu sumergida en

una solución de CuSO4 saturada. El contacto electrolítico con la solución o suelo se realiza mediante un puente

salino constituido (formado) por un tapón de madera de balsa. En la figura 7(d) se ilustra este tipo de electrodo.

Figura 7 d) Cobre/ sulfato de cobre, Cu/CuSO4.

La reacción de electrodo es la siguiente:

Cu Cu2+ + 2e-;

su potencial de equilibrio a 25°C viene dado por:

E = 0.340 + 0.0295 log [Cu2+] V vs. ENH.

Con la solución saturada de CuSO4, se tiene E = + 0.318 V vs. ENH, pero para uso práctico se considera un



valor de 0.30 V. Este tipo de electrodo puede utilizarse en cualquier ambiente, sea en el suelo o agua de mar, aguas dulces o saladas. Entre otras ventajas, presenta la sencillez de su preparación y su gran estabilidad. Cuando se utiliza en agua de mar, puede contaminarse con cloruros, por lo cual es aconsejable más bien en el suelo, en aguas dulces y en salmueras.



Figura 8. Equivalencia aproximada entre las escalas de potencial relativas a los electródos de referencia utilizados en protección catódica, con indicación de los intervalos de corrosión, protección y sobreprotección para acero al carbono.




UNA celda electroquímica es una combinación del tipo siguiente:

Conductor

electrónico

(metal)

Conductor

iónico

(electrolito)

Conductor

electrónico

(metal)

En ella pueden tener lugar procesos electroquímicos con el paso de una corriente eléctrica. Si la celda electroquímica produce energía eléctrica, causada por el consumo de energía química, se dice que tenemos una celda galvánica o pila. Si, en cambio, la celda electroquímica consume corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química, se dice que tenemos una celda electrolítica.

Algunas celdas galvánicas reciben nombres especiales. Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las reacciones electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión. Una celda de corrosión de dimensiones muy pequeñas (por ejemplo ( < 0.1 mm) se conoce como celda de acción localizada o microcelda galvánica. Las celdas locales o micropilas se dan, por ejemplo, en aleaciones multifásicas o en metales con recubrimientos que presentan buena conductividad eléctrica o en inclusiones de óxidos, sulfuros, carbón, etc. La acción de estas celdas a menudo conduce a un ataque localizado, tal como picaduras o corrosión bajo tensión.

DEFINICIÓN DE ÁNODO Y CÁTODO

Para la notación de los dos electrodos en una celda electroquímica (galvánica o electrolítica) son válidas las siguientes definiciones generales: El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. El cátodo es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente del electrolito.

Generalmente, se toman como válidas las siguientes reglas:

1) La reacción anódica es una oxidación y la reacción catódica una reducción.

2) Los aniones (iones negativos) migran hacia el ánodo y los cationes (iones positivos) hacia el cátodo. Hay que hacer notar que particularmente en una celda galvánica, por ejemplo en una pila seca (Figura 9), la corriente positiva fluye del polo (+) al (-) en el circuito externo, mientras que dentro de la celda, la corriente positiva fluye del (-) al (+).



Figura 9. Dirección de la corriente positiva en una pila seca.

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.

El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente.

Las reacciones que tienen lugar en las zonas anódicas y catódicas son las siguientes:

ánodo: Me Me n+ + ne-

cátodo: 2H+ + 2e- H2

O2+2H2O + 4e-

4OH-

(medio ácido)

(oxidación)

(medio neutro y alcalino) (reducción)

Ya que la corrosión de los metales en ambientes húmedos es de naturaleza electroquímica, una aproximación lógica para intentar parar la corrosión sería mediante métodos electroquímicos. Los métodos electroquímicos para la protección contra la corrosión requieren de un cambio en el potencial del metal para prevenir o al menos disminuir su disolución.

La protección catódica, en este sentido, es un tipo de protección (electroquímico) contra la corrosión, en el cual el potencial del electrodo del metal en cuestión se desplaza en la dirección negativa. Los principios de la protección catódica pueden ilustrarse mediante un diagrama termodinámico potencial - pH, como se muestra en la figura 10,



en el caso del hierro (Fe).

Figura 10. Diagrama potencial -pH para el Hierro (Fe).

Consideremos un espécimen de acero al carbono sumergido en ácido clorhídrico (HCl) de concentración 0.1 M. El acero se disolverá con desprendimiento de hidrógeno (H2). El potencial de corrosión del espécimen quedará entre los potenciales de equilibrio correspondientes al electrodo de H2 y Fe (puntos A y B en la figura 10).

De acuerdo con el diagrama, hay un camino para prevenir la corrosión mediante un cambio de potencial. Aplicando una corriente catódica, el potencial del espécimen de acero se desplazará en la dirección negativa, hacia la zona de inmunidad, en la cual el metal, termodinámicamente, se encuentra estable (no se puede corroer). Para lograr este desplazamiento del potencial en la dirección negativa, el objeto que se corroe se une eléctricamente a un metal más negativo en la serie electroquímica, un ánodo, formando una celda galvánica en la que actuará como cátodo. Para que el metal esté protegido catódicamente, el valor de su potencial de electrodo tiene que quedar por debajo de su potencial de corrosión en la solución mencionada. Su disolución será así prevenida totalmente (protección catódica completa) o al menos disminuirá (protección catódica incompleta). Como consecuencia de la corriente que circule en la celda galvánica formada, en el metal protegido catódicamente tendrá lugar el desprendimiento de hidrógeno o la reducción de oxígeno.

FUNDAMENTOS DE LA PROTECCIÓN CATÓDICA

Como se ha señalado, para que exista la corrosión electroquímica o húmeda, como se le conoce también, es fundamental que se ponga en funcionamiento una pila galvánica que denota la existencia de un ánodo, un cátodo y un electrolito. En el momento en que uno de estos tres elementos básicos para el funcionamiento de una pila falle, ésta dejará de funcionar y por tanto se detendrá la corrosión.



Los sistemas de protección contra la corrosión están basados en la eliminación de alguno de estos elementos o en hacerlos inoperantes.

El procedimiento que elimina todos los ánodos de la superficie metálica haciéndola toda catódica, se conoce con el nombre de protección catódica.

¿Cómo se puede volver catódica una superficie metálica? Existen dos procedimientos diferentes para lograrlo:

a) Conectando el metal que se trata de proteger a otro menos noble que él, es decir, más negativo en la serie electroquímica (Cuadro 3). Este sistema se conoce como protección catódica con ánodos galvánicos o de sacrificio y consiste realmente en la creación de una pila galvánica en que el metal a proteger actúe forzosamente de cátodo (polo positivo de la pila), mientras que el metal anódico se "sacrifica", o sea que se disuelve (Figura 11). Como el metal más comúnmente utilizado en la práctica por su bajo precio y alta resistencia mecánica es el acero, los metales que se puedan conectar a él y que deben tener un potencial más negativo quedan reducidos en la práctica al zinc (Zn), aluminio (Al), magnesio (Mg) y a sus aleaciones.

Figura 11. Protección catódica con ánodos galvánicos o de sacrificio.

b) Conectando el metal a proteger al polo negativo de una fuente de alimentación de corriente continua, pura o rectificada, y el polo positivo a un electrodo auxiliar que puede estar constituido por chatarra de hierro, ferro-silicio, plomo-plata, grafito, etc. Este sistema se conoce con el nombre de protección catódica con corriente impresa. Un esquema simplificado del mismo se presenta en la figura 12.

Figura 12. Protección catódica con corriente impresa.

Desde el punto de vista de la termodinámica, la protección catódica se basa en la existencia de un potencial y de una zona de inmunidad, en el correspondiente diagrama de estabilidad termodinámica o diagrama potencial - pH, más conocido como diagrama de Pourbaix. Si consideramos este diagrama para el caso del hierro (acero) figura 10, se puede observar en él que están perfectamente delimitadas las zonas de corrosión, inmunidad y pasividad.



Para poder pasar el hierro a la zona de inmunidad hay que rebajar su potencial a un valor de 0.62 V con respecto al electrodo de referencia de hidrógeno, que equivale a -0.80 V con respecto al Ag/AgCl. Esta será, pues, otra definición de la protección catódica. La densidad de corriente que será necesario aplicar para conseguir rebajar el potencial de la estructura a proteger (0.80 V) al valor señalado. Éste será un dato de gran valor ya que influirá directamente en la economía del sistema.

Desde un punto de vista cinético, en un sistema cualquiera en el cual tenga lugar el fenómeno -de corrosión, existe un balance perfecto entre las reacciones anódicas y catódicas sobre la superficie del metal. En un diagrama de Evans se ejemplifica lo anterior en la figura 13(a) que representa un diagrama que relaciona la densidad de corriente con el potencial.

Por razones de simplicidad en la construcción gráfica, se acostumbran representar ambos procesos, anódico o de oxidación y catódico o de reducción, en un mismo cuadrante con lo que se obtiene, como se indica en la figura 13(b) el diagrama de Evans, o el de Evans-Tafel si en lugar de utilizar la corriente se emplea el logaritmo de la corriente (Figura 13(c)). Polarizando la superficie del metal que se corroe a un valor igual o inferior a Ea (Figura 13) se anula la reacción anódica en el metal, siendo Ipc la corriente catódica que tendrá que ser suministrada por el sistema de protección catódica.

Figura 13. Diagrama de Evans de un sistema en corrosión.

Cuando la cinética de los dos procesos, anódico y catódico, es tal que una pequeña variación en la corriente catódica provoca una gran variación en la corriente anódica (o sea en la corriente de corrosión), se dice que el sistema está bajo control catódico. Inversamente, cuando una pequeña variación en la corriente anódica produce un gran desequilibrio en el proceso catódico, o sea, en la intensidad de corrosión, se dice que el sistema está bajo control anódico. En la figura 14 se representan ambos casos.



Figura 14. Sistema bajo control: (a) anódico, (b) catódico.

En los sistemas en corrosión en los cuales la reacción catódica predominante es la reducción del oxígeno, O2,

agua de mar por ejemplo, según

02+2H20+4e- 4 OH- ,

se tiene un control catódico. La intensidad de corriente depende de la disponibilidad del O2 que llega a la

interfase metal/electrolito, la cual está limitada por la velocidad con que el O2 llega del seno del electrolito hasta

la interfase.

Por lo general, un sistema de protección catódica puede considerarse como una pila o celda galvánica. Teniendo en cuenta una micropila de corrosión cualquiera, como la que se muestra en la figura 15(a), o un esquema equivalente de la misma (Figura 15(b)), se tiene:

Ia = Ic = Io = Icor

En esta misma figura, Ea es el potencial del ánodo, Ec el potencial del cátodo, Ra la resistencia del ánodo y Rc la

resistencia del cátodo. Existe siempre una resistencia asociada al ánodo y al cátodo que limita la corriente producida por una pila de corrosión, Io, que como se desprende del circuito eléctrico de la figura 15(b), debe ser igual a la corriente que circula por ambos electrodos, Ia e Ic, o sea: conocida como la corriente de corrosión de la

pila Icorr.

Figura 15. (a) Micropila corrosión. (b) Esquema eléctrico equivalente.



Si se introduce en el sistema anterior un tercer electrodo, un ánodo galvánico, designado como P, tendremos una pila con tres electrodos (Figura 16). Si aplicamos la ley de Kirchoff se obtiene:

Ic = Ia + Ip

Figura16. Esquema eléctrico equivalente.

La fuerza electromotriz (fem) entre el ánodo y el cátodo es:

Ec - Ea = IcRc,- Ia Ra,

y como

Ic = Ia +Ip,

resulta

Ec - Ea = (Ia+Ip)Rc +IaRa = IaRc+IpRc+IaRa

Ec - Ea = Ia(Rc + Ra) + Ip Rc,

de donde, despejando la se tiene lo siguiente:

Ia =(Ec - Ea) - IpRc



Rc+Ra

Por otro lado,

Ec - Ea= I o,

Ra + Rc

y haciendo

Rc= K,

Ra + Rp

con lo cual se obtiene:

Ia = Io - KIp.

Haciendo que KIp = Io, se tiene que Ia = 0, o sea la condición de que la corriente de corrosión sea

cero, para lo cual se tiene que cumplir que

Ip = Io/K = Io

Ra + Rp

Rc

Anulando así la corriente de corrosión, se proporciona el sistema de protección.




SE ATRIBUYE al inglés Davy la paternidad del descubrimiento de la protección catódica, ya que en 1824, para proteger la envoltura de cobre de los buques de guerra británicos utilizó, por vez primera, bloques de zinc, con lo que se inició lo que se conoce en la actualidad como protección catódica. La realización de la protección catódica con ánodos de sacrificio o galvánicos se lleva a cabo normalmente con tres metales característicos: zinc (Zn), magnesio (Mg), aluminio (Al) y sus aleaciones. El zinc ha sido siempre el material anódico clásico, y es el pionero en el desarrollo de la protección catódica. Los ánodos de aleaciones de magnesio han sido también utilizados con éxito; principalmente se emplean para la protección de estructuras que requieren de una polarización rápida, o en medios agresivos de resistividad elevada, como los suelos. El aluminio es un material anódico de gran interés por sus características electroquímicas. Sin embargo, la obtención de aleaciones de aluminio adecuadas para ánodos de sacrificio ha sido más lenta que las de los dos otros metales, que en los últimos años han tenido un gran desarrollo.

PROPIEDADES DE UN MATERIAL ANÓDICO

Tomando en cuenta la serie electroquímica de los metales (Cuadro 3), un metal tendrá carácter anódico respecto de otro si se encuentra arriba de él en dicha serie. Así, por ejemplo, el hierro será anódico con relación al cobre y catódico respecto al zinc. El metal que actúa como ánodo se "sacrifica" (se disuelve) en favor del metal que actúa como cátodo; por esto el sistema se conoce como protección catódica con ánodos de sacrificio. Lo anterior se ilustra en un esquema de la figura 17.

Figura 17. Mecanismo de protección catódica con ánodo de sacrificio.

Las propiedades que debe reunir un material anódico son las siguientes:



1) Debe tener un potencial de disolución lo suficientemente negativo como para polarizar la estructura de acero (que es el metal que normalmente se protege) a -0.80 V. Sin embargo, el potencial no debe ser excesivamente negativo ya que eso motivaría un gasto innecesario de corriente. El potencial práctico de disolución puede estar comprendido entre - 0.95 V y - 1.7 V.

2) Cuando el metal actúe como ánodo debe presentar una tendencia pequeña a la polarización, no debe desarrollar películas pasivantes protectoras y debe tener un elevado sobrepotencial para la formación de hidrógeno.

3) El metal debe tener un elevado rendimiento eléctrico, expresado en amperes-hora por kg. de material (Ah/kg.) lo que constituye su capacidad de drenaje de corriente.

4) En su proceso de disolución anódica, la corrosión deberá ser uniforme.

5) El metal debe ser de fácil adquisición y deberá de poderse fundir en diferentes formas y tamaños.

6) El metal deberá tener un costo razonable, de modo que en conjunción con las características electroquímicas correctas, pueda lograrse una protección a un costo bajo por ampere-año.

Estas exigencias ponen de manifiesto que solamente el zinc, el magnesio y el aluminio y sus respectivas aleaciones pueden ser consideradas como materiales para ser utilizados prácticamente como ánodos de sacrificio.

CARACTERÍSTICAS ELECTROQUÍMICAS DEL ZINC (Zn), MAGNESIO (Mg) y ALUMINIO (Al)

Las propiedades que deben reunir los materiales anódicos para que puedan ser utilizados como tales en la práctica, remiten, pues, al Zn, Al y al Mg como metales seleccionados. Otros posibles candidatos, como los metales alcalinos (Li, Na, K) y los alcalino-térreos (Be, Ca, Sr), quedan descartados porque son demasiado activos (tienen un sobrepotencial de hidrógeno pequeño y un potencial de disolución muy elevado) y otros, como el cromo (Cr), porque son fácilmente pasivables.

En una reacción electroquímica, un metal se disuelve de acuerdo con las leyes de Faraday, las cuales dicen que, prácticamente, el paso de una cantidad de corriente de 96 500 coulombs (número de Faraday) disuelve una cantidad equivalente de cualquier elemento químico. Por tanto, si una cantidad de electricidad de Q coulombs pasa, la cantidad de metal disuelto será:

en donde:

p =gramos de metal disuelto1 =intensidad de la corriente en amperes (A)t = tiempo en segundos (s)

P.A. =peso atómico del metal en gramos (g) n =valencia del elemento, número de electrones que pierde el metal al disolverse



El cociente es el equivalente electroquímico.

De esta manera se puede calcular la cantidad de metal consumido para suministrar la cantidad determinada de corriente. Estos datos se presentan en el cuadro 5.

CUADRO 5. Propiedades físicas y electroquímicas del Mg, Zn y Al

Estos valores consideran que el metal no sufre autocorrosión, es decir, que se utiliza íntegramente para producir corriente. Para un rendimiento de corriente del 100%, el aluminio es el que sufrirá la pérdida de peso más pequeña ya que, según el cuadro 5, es el que proporciona mayor capacidad eléctrica, o sea el mayor número de coulombs por kg de metal disuelto. Siguiendo el razonamiento, para suministrar una misma intensidad de corriente, sobre la base de un rendimiento en corriente del 100% (digamos 2 982 A-h), necesitaríamos 1 kg de aluminio, 3.64 kg de zinc y 1.35 kg de magnesio, lo cual implica, en porcentajes, un rendimiento práctico para el zinc de 27.5% y para el magnesio de 74% de corriente aproximadamente.

Ahora bien, los rendimientos prácticos no alcanzan nunca el 100%, ya que en la práctica industrial no se pueden fabricar ánodos galvánicos puros, porque resultan incosteables. Los rendimientos normales están entre 50% y 90% del rendimiento teóricamente considerado. En el cuadro 6 se presentan los valores teóricos y prácticos de la capacidad eléctrica para los metales comúnmente utilizados como ánodos de sacrificio.

INTENSIDAD DE LA CORRIENTE ANÓDICA



A partir de las leyes de Faraday se puede calcular la intensidad de corriente que es capaz de suministrar 1 kg de metal en su actuación anódica. Ahora bien, este valor está muy lejos de ser significativo, ya que no tiene en cuenta que:

a) la intensidad que es capaz de dar un metal en su actuación anódica es función de su forma geométrica; es decir, 1 kg de metal en forma cilíndrica suministrará una intensidad de corriente menor que si tiene forma de estrella. Por otra parte, hay que tener en cuenta que cualquiera que sea su superficie, ésta va disminuyendo a medida que el ánodo se va desgastando, lo cual es un factor que habrá que tener en cuenta en el cálculo real de la intensidad.

b) el valor obtenido a partir de las leyes de Faraday equivale a un rendimiento electroquímico del 100%, que como ya se ha indicado, nunca se puede alcanzar en la práctica. La pila formada por el ánodo galvánico y su estructura darán un valor máximo de corriente en el instante de iniciar su funcionamiento, el cual decrecerá después por los procesos de polarización que tienen lugar en los electrodos. Por otra parte, la autocorrosión que, en mayor o menor grado, presentan los tres metales empleados como ánodos galvánicos hará siempre que su rendimiento sea inferior al 100%.

Cada tipo de ánodo, sumergido o enterrado, tendrá una resistencia determinada que dependerá de la resistividad del medio (p), de su longitud y del llamado radio equivalente y que viene dada por la fórmula:

en donde:

R =resistencia del ánodo, en ohms (Ω)L = longitud, en cmp =resistividad del medio, en ohms por cm (Ω − cm)r = radio equivalente, en cm.

El radio equivalente es el radio de un cilindro de igual superficie transversal que el ánodo, cuando éste se haya consumido en 40%. Si la sección del ánodo es: S = π r2

despejando r se tiene:

Cada ánodo podrá suministrar una intensidad de corriente que vendrá fijada por la ley de Ohm

I = V / R,

V =en donde: diferencia de potencial entre el potencial de disolución del metal anódico en el medio agresivo y el potencial de protección (0.80 V con respecto al electrodo de referencia Ag/AgCI para el acero)

R =resistencia del ánodo, calculada según la fórmula anterior.

VIDA DE LOS ÁNODOS

Un factor importante que se debe tener en cuenta es la duración o vida" de los ánodos. La vida para cada valor de intensidad de corriente será una función del peso del ánodo (ley de Faraday) y no del número de ánodos que se coloquen. Si se conoce la intensidad que es capaz de suministrar un ánodo (1) y su peso (kg), teniendo en cuenta



su capacidad de corriente calculada teóricamente (Cuadro 6) así como su rendimiento y su factor de utilización, se puede calcular fácilmente su duración. El factor de utilización puede ser de 85%, ya que, cuando un ánodo se ha consumido, este porcentaje debe sustituirse, pues el material que queda es insuficiente para mantener un porcentaje adecuado de la intensidad de corriente que inicialmente era capaz de suministrar.

CUADRO 6. Valores electroquímicos para el cálculo de la vida de los ánodos.

La vida del ánodo puede calcularse de la siguiente manera:

Por ejemplo, la vida de un ánodo de Zn de 14 kg de peso, capaz de suministrar una intensidad de corriente de 0.1 A, será:

capacidad de corriente (véase cuadro 5):

teniendo en cuenta que un año tiene 8 760 horas

rendimiento 90%

factor utilización 85%. Por tanto, su

FIJACIÓN DE LOS ÁNODOS

Los ánodos se pueden colocar en la estructura a proteger con distintos procedimientos, pero siempre con ayuda



del alma que los atraviesa que suele ser redonda y de acero. Los extremos que sobresalen del alma pueden doblarse ligeramente y soldarse, lo que es el caso más común. Ahora bien, se utilizan también con frecuencia sistemas de grapas o espárragos o simplemente se atornillan.

Cuando van enterrados se introducen en una bolsa de tela y son rodeados de una mezcla de componentes de baja resistividad que proporcionan un funcionamiento homogéneo del ánodo. Por medio de un cable se une el alma de acero del ánodo con la estructura que se quiere proteger (en la figura 18 se presenta el detalle de instalación de ánodos de sacrificio).

Figura 18. Detalle de la instalación de ánodos de sacrificio.

CÁLCULO DEL NÚMERO DE ÁNODOS

Para conocer el número de ánodos que se van a necesitar para llevar a efecto la protección catódica es necesario determinar la superficie a proteger y conocer la densidad de corriente de protección. El producto de la superficie a proteger (en m2) por la densidad de corriente de protección (en mA/m2) nos dará la intensidad total necesaria para la protección catódica (It).

Por otra parte, como se conoce la intensidad que es capaz de suministrar un ánodo, tendremos que

número de ánodos =

It

I

ALEACIONES PARA ÁNODOS

La composición de los ánodos tiene una gran importancia ya que actúa de una forma muy directa sobre las cuatro propiedades que permiten apreciar el valor de un metal o aleación para poder ser utilizado como ánodo de sacrificio: el potencial de disolución, el rendimiento de corriente, la polarizabilidad y la homogeneidad en la corrosión del ánodo. Asimismo tiene una gran influencia sobre las propiedades de los productos de corrosión formados en el ánodo durante su actuación: porosidad, adherencia, dureza, conductividad eléctrica, etcétera.

Zinc

Entre sus impurezas, las más perjudiciales son el hierro (Fe) y el plomo (Pb). Se ha encontrado que porcentajes de hierro superiores al 0.01% causan la pérdida de actividad del ánodo. Trabajos posteriores recomiendan no sobrepasar el 0.002%.

En aplicaciones de ánodos de Zn en agua de mar, sería recomendable un límite máximo de 0.0002% de Fe, aunque los ánodos de esta composición no se puedan obtener comercialmente.

Por otro lado, parece estar bien demostrado que la adición de pequeños porcentajes de Al, de Al y cadmio (Cd), o Al y silicio (Si) al Zn es un recurso útil para contrarrestar los efectos del Fe como impureza. Ello queda reflejado en la nueva especificación MIL-A-18001 G (véase el cuadro 7), que permite hasta 0.005% de Fe, pero exige, al mismo tiempo, contenidos de un 0.025 - 0.15% de Cd y 0.10 - 0.50% de Al.

CUADRO 7. Composiciones exigidas a los ánodos de zinc, según especificaciones militares norteamericanas.



Entre los elementos de aleación utilizados con resultados más o menos satisfactorios, para mejorar el comportamiento general de los ánodos de sacrificio de Zn, figuran principalmente el litio (Li), el cromo (Cr), el Mg, el Al y el Cd. En el cuadro 8 se presentan las calidades de Zn según la especificación B6-46 de la Asociación Americana para el Ensayo de Materiales (ASTM).

CUADRO 8. Calidades del zinc según la especificación ASTM B6-46

Las aleaciones más utilizadas en la actualidad son las MIL, norteamericanas, cuya composición se indica en los cuadros 7 y 9.

CUADRO 9. Composición comercial típica de ánodos de zinc (aleación Zn-Al-Cd)



Magnesio

Se ha estudiado una amplia serie de aleaciones de Mg con vistas a ser utilizada como ánodos de sacrificio. Los cuadros 10 y 11 reúnen dichas Composiciones. El rendimiento en corriente de estas aleaciones crece con la densidad de corriente.

CUADRO 10. Composiciones de magnesio y sus aleaciones utilizadas como ánodos de sacrificio

CUADRO 11. Composición comercial típica de los anodos de magnesio

El Dowmetal H - l es la aleación que ha tenido un comportamiento más satisfactorio frente al agua de mar por lo que es la aleación que más se utiliza en este medio. Presenta una buena distribución del ataque anódico y un



consumo homogéneo del ánodo, una susceptibilidad muy pequeña a la polarización con el tiempo y un rendimiento de corriente entre los más elevados que se pueden obtener con ánodos de Mg (55-67%).

La mayoría de los metales son catódicos en relación con el Mg; así pues, las impurezas constituyen un peligro de corrosión espontánea, si se desean obtener buenos rendimientos es necesario mantenerlas dentro de límites bien determinados. El hierro es particularmente perjudicial; su influencia es pequeña en tanto no exceda el 0.014%, pero si sube hasta el 0.03%, la corrosión espontánea del ánodo se multiplica aproximadamente 500 veces. El bajo rendimiento de la aleación "cell" (véase el cuadro 10) se atribuye a su elevado contenido de Fe (0.03%). El níquel (Ni) ocasiona efectos desastrosos sobre los ánodos de Mg. Se ha comprobado que contenidos superiores a 0.001% dan lugar a la disolución del ánodo por corrosión espontánea y a potenciales de disolución sensiblemente nobles (positivos).

El cobre (Cu) es otro elemento que ejerce una acción nociva en el Mg. Si el contenido de Cu permanece inferior a 0.5%, no se observan cambios notables en el potencial de disolución del ánodo. Contenidos superiores dan lugar a un aumento en el potencial y a una disminución de la intensidad de corriente proporcionada por el ánodo para la protección de una estructura determinada. Cuando el contenido de Cu alcanza 4%, el potencial de disolución se vuelve tan positivo que se produce una inversión de la polaridad del magnesio.

La acción que ejerce el Al como elemento de aleación del magnesio es eliminar gran parte del Fe durante la preparación de la aleación. Las aleaciones MgAl tienen una buena resistencia a la corrosión espontánea.

El Zn produce efectos favorables como elemento de aleación del Mg. Por una parte favorece el consumo homogéneo del ánodo, especialmente con contenidos entre 2.5 y 3.5% y por otra, actúa dando un margen mayor a la acción de las impurezas; se puede admitir hasta un 0.01% de Fe sin afectar el rendimiento.

Por último, el manganeso (Mn) ejerce, en general, una acción favorable, ya que tiende a eliminar los efectos del Fe y a compensar los del cobre.

Aluminio

El Al, a pesar de ser, por sus características electroquímicas, el material idóneo para ser utilizado como ánodo de sacrificio, su empleo como tal es relativamente reciente. La razón estriba en que este metal, aleado o no, presenta un inconveniente: se le forma una película de óxido de aluminio (pasivación anódica) que lo hace muy resistente a la corrosión y por tanto al "sacrificio".

Para la utilización del Al como ánodo galvánico se han realizado numerosas investigaciones cuyo objetivo principal ha sido la búsqueda de elementos de aleación que limiten la pasivación anódica del mismo. El cuadro 12 reúne las características de algunas de las aleaciones de Al desarrolladas.

CUADRO 12. Composición comercial típica de ánodos de aluminio.



El camino seguido en estas investigaciones fue determinar los efectos que un gran número de elementos, en forma aislada, ejercían sobre el potencial del Al. El Cu y Mn hacían más catódico el potencial del Al. El Zn, Cd, Mg y bario (Ba) hacían de -0.1 a -0.3V más anódico dicho potencial y el galio (Ga), mercurio (Hg), estaño (Sn), e indio (In) lo hacían también más anódico (entre -0.3 y 0.9V).

Las combinaciones que en principio tenía un interés especial fueron las de Al-Hg-Sn y Al-Hg-Bi, cuyo comportamiento es muy similar, pues tienen potenciales parecidos a los de las aleaciones Al-Hg.

Las aleaciones Al-Hg-Zn, AI-Sn-Zn y Al-In-Zn tienen potenciales alrededor de -1.05V y rendimientos elevados. La aleación Al-Hg-Zn ha sido estudiada sistemáticamente; se ha tenido en cuenta en esto el efecto de la variación de la composición, la densidad de corriente y la pureza del Al empleado. Para este tipo de aleación se alcanzan rendimientos del 95%. Esta aleación y la de Al-In-Zn son de las más utilizadas en la actualidad.

Las aleaciones con Hg tienen un problema específico que vale la pena señalar y que, a pesar de sus importantes características electroquímicas, hace que su utilización tienda a ser cada vez más reducida: la acción contaminante del Hg.

CAMPOS DE APLICACIÓN DEL ZINC, ALUMINIO, MAGNESIO Y SUS ALEACIONES COMO ÁNODOS GALVÁNICOS

La gran utilización del Zn como ánodo de sacrificio está justificada porque es el primer metal que se empleó como tal. El valor relativamente elevado de su potencial de disolución le confiere un alto rendimiento de corriente.

Uno de los factores que más puede limitar la utilización del Zn es la resistividad del medio agresivo. Es aconsejable que su empleo quede limitado a las resistividades inferiores a los 5 000 ohms-cm. También hay que cuidar su utilización en presencia de aguas dulces a temperaturas arriba de 65°C, ya que en estas condiciones puede invertir su polaridad y hacerse catódico con relación al acero.

Como ánodo galvánico o de sacrificio se utiliza masivamente, sobre todo para la realización de la protección catódica en agua de mar: buques, pantalanes, andenes marítimos, refuerzos metálicos, diques flotantes, boyas, plataformas de perforación de petróleo, depósitos de agua, condensadores, etcétera.

El Al, por su situación en la serie electroquímica, es el metal más idóneo para la protección catódica, pues ocupa una posición intermedia entre el Zn y el Mg, y tiene una capacidad elevada de corriente (Cuadros 6 y 13). Debido precisamente a su elevada capacidad de corriente, un solo ánodo de Al puede ejercer la acción de tres de iguales características de Zn, para una misma duración del ánodo. Estas circunstancias han motivado que estos ánodos estén siendo muy utilizados en construcción naval, para la protección catódica de tanques de lastre de cargalastre y en los petroleros. Aunque el precio del Al es más elevado que el del Zn, al tenerse que colocar menos ánodos esta diferencia se compensa y si se considera además, el ahorro de mano de obra en la colocación de los ánodos de aluminio, éstos pueden llegar a ser incluso más económicos que los de Zn.



El campo de aplicación de los ánodos de Al es semejante al de los de Zn y su comportamiento es satisfactorio en la protección catódica de estructuras sumergidas en aguas dulces.

CUADRO 13. Características electroquímicas de algunas aleaciones de zinc, aluminio y magnesio utilizadas en la actualidad

La utilización del Mg y sus aleaciones resulta del valor bastante bajo de su potencial de disolución (Cuadro 13), que implica un bajo rendimiento de corriente y una disminución, a veces bastante grande, del potencial de la estructura a proteger. El magnesio puede utilizarse para la protección catódica de estructuras provistas de un recubrimiento de mala calidad situadas en un medio de resistividad elevada (10 000 ohms-cm) tal como es el caso de un suelo arenoso.

No son recomendables estos ánodos para su utilización en agua de mar, ya que su elevada autocorrosión hace que los rendimientos sean muy bajos; y su mejor campo de aplicación es en medios de resistividad elevada (entre 5 000 y 20 000 ohms-cm).

El cuadro 14 resume lo anterior y puede ayudar en la selección de un material anódico en función de la resistividad del medio.

CUADRO 14. Ánodos de sacrificio recomendables en función de la resistividad del medio

VENTAJAS Y LIMITACIONES DE LA PROTECCIÓN CATÓDICA CON ÁNODOS GALVÁNICOS

Las ventajas y desventajas de la protección con ánodos galvánicos se resumen en el cuadro 15. Esencialmente la protección con ánodos de sacrificio puede utilizarse cuando se requiere de una corriente pequeña y la resistividad del medio agresivo es baja. Puede usarse además como complemento de la protección catódica con corriente



impresa, para proteger alguna parte de la estructura o bien para eliminar la posibilidad de corrosión por corrientes vagabundas (véase el capítulo VII.)

CUADRO 15. Ventajas y limitaciones de la protección con ánodos galvánicos




EL SISTEMA de protección catódica con corriente impresa se llevó a cabo aproximadamente cien años después que el de ánodos galvánicos. En este sistema de protección catódica se utiliza la corriente suministrada por una fuente continua para imprimir la corriente necesaria para la protección de una estructura, como se indicó en la figura 12.

Este procedimiento caaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaaonsiste en unir eléctricamente la estructura que se trata de proteger con el polo negativo de una fuente de alimentación de corriente continua (pura o rectificada) y el positivo con un electrodo auxiliar que cierra el circuito. Los electrodos auxiliares se hacen de chatarra de hierro, aleación de ferrosilicio, grafito, titanio platinado, etc. Es completamente indispensable la existencia del electrolito (medio agresivo) que completa el conjunto para que se realice el proceso electrolítico.

Este sistema de protección catódica tiene la característica de que utiliza como ánodo dispersor de la corriente (electrodo auxiliar) materiales metálicos que en mayor o menor grado se consumen con el paso de la corriente. Sin embargo, el intercambio necesario de corriente con el electrolito tiene lugar a través de reacciones electroquímicas, las cuales dependen tanto del material anódico, como del ambiente que rodea al mismo e incluso de la densidad de corriente que éste suministra.

Por ejemplo, en el caso de un ánodo de chatarra de hierro o de acero al carbono, la reacción electródica es la de disolución del hierro:

Fe Fe2+ + 2e- (1)

y por tanto, el ánodo se consume con el tiempo. Para aquellos ánodos que se pueden considerar insolubles o inertes, por ejemplo el de titanio platinado, la reacción electroquímica puede ser:

4 OH- O2 + 2 H2O + 4 e- (2)

2C1- C1 2 +2e-, (3)

según el ambiente y la densidad de corriente suministrada por el ánodo.

En el suelo y en las aguas naturales tiene lugar la reacción (2), mientras que en el agua de mar tiene lugar principalmente la reacción (3). Los componentes de un sistema de protección catódica con corriente impresa son:

a) un ánodo dispersor, b) una fuente de corriente continua y c) el cable portador de la corriente. En la figura 19 se presenta un esquema de la protección de una tubería enterrada en el suelo.



Figura 19. Esquema de proteción catódica con corrriente impresa de una tubería enterrada.

FUENTES DE CORRIENTE

El sistema de corriente impresa requiere de una fuente de corriente continua, no importa de dónde provenga, a condición de que se mantenga pese al paso del tiempo. Un sistema de corriente impresa debe de poder funcionar de forma permanente al menos durante diez años.

Rectificadores

Los aparatos que permiten el paso de la corriente en un solo sentido se conocen con el nombre de rectificadores.

Estos aparatos se alimentan con corriente alterna. Si se trata de un rectificador monofásico (Figura 20), estará constituido por un transformador monofásico T, alimentado en el primario a 110 o 220 V (tensión de la red de distribución). La tensión de salida puede ajustarse según las necesidades. Un puente monofásico reductor P, compuesto por 4 diodos o grupos de diodos de selenio o silicio. Este puente reduce las dos alternancias de la corriente monofásica. El selenio es más barato, pero también es más frágil que el silicio.



Figura 20. Esquema de un transforrectificador monofásico.

Un voltímetro permite controlar la tensión de salida y un amperímetro la intensidad total.

La tensión de salida puede ser regulada con ayuda de regletas o por medio de un "variac", el cual permite una regulación continua desde el 0 al valor máximo.

Cuando se necesitan intensidades altas de corriente es más económico utilizar rectificadores alimentados con corriente trifásica de 380 V.

Dinamo con motor térmico

Permite la protección catódica en donde no existe posibilidad de suministrar energía eléctrica, como en el caso de los desiertos o zonas selváticas. El motor térmico puede estar alimentado, ya sea directamente a partir de la conducción que se desea proteger, ya sea por un depósito que se llena periódicamente.

ÁNODOS AUXILIARES

Todos estos ánodos van consumiéndose a mayor o menor velocidad con el paso de la corriente. Así, por ejemplo, la chatarra de hierro se consume muy rápidamente y el titanio platinado a un ritmo muy lento. A continuación se describen brevemente cada uno de estos electrodos.

Chatarra de hierro

Por ser lo más económico, la chatarra de hierro es utilizada con frecuencia como ánodo auxiliar. Dentro de los perfiles es el carril viejo el más utilizado y, dentro de las fundiciones, la tubería.

Puede ser aconsejable la utilización de este tipo de ánodos en terrenos de resistividad elevada, y es recomendable también que se le rodee de un relleno artificial constituido por carbón de coque (con un diámetro medio de partícula de 10 mm).

El consumo medio de los lechos constituidos por perfiles de acero viene a ser de 5 kg/A-año y de 8-10 kg/A-año para la tubería de fundición.

Ferrosilicio



El ánodo de ferrosilicio es recomendable en terrenos de media y baja resistividad. Se coloca hincado o tumbado, en el suelo, y normalmente rodeado de un relleno de carbón de coque.

A intensidades bajas de corrientes (1 A), su vida es prácticamente ilimitada, y su capacidad máxima de salida de corriente es de unos 12 a 15 A por ánodo. Su consumo oscila, a intensidades de corriente altas, entre 0.1 0.3 kg/A-año.

Sus dimensiones más normales corresponden a 1 500 mm de longitud, 75 mm de diámetro, y su peso aproximado es de 60 kg.

El ferrosilicio es muy frágil en virtud de su estructura cristalina, por lo que se ha de tener un extremo cuidado en su embalaje y transporte.

Grafito

El grafito puede utilizarse principalmente en terrenos de resistividad media, con un relleno de grafito o de carbón de coque.

Este ánodo es frágil, por lo que su transporte y embalaje debe ser cuidadoso. Sus dimensiones varían: su longitud oscila entre 1 000 y 2 000 mm y su diámetro entre 60 y 100 mm. Son más ligeros de peso que los de ferrosilicio.

La salida máxima de corriente que tienen estos ánodos es de 3 a 4 A por ánodo y su desgaste varía entre 0.5 y 1 kg/A-año.

Titanio platinado

El de titanio platinado es un ánodo especialmente indicado para instalaciones en agua de mar, aunque también es perfectamente utilizable en aguas dulces o incluso en suelos. Su característica más relevante es que con pequeños voltajes (12 V) se pueden sacar intensidades elevadas de corriente, y además, su desgaste es apenas perceptible. En el agua de mar tiene, sin embargo, algunas limitaciones con respecto a la tensión a la que se puede aplicar, la cual nunca puede pasar de 12 V, ya que las tensiones más elevadas podrían ocasionar que se despegara la capa de óxido de titanio y que, por tanto, se deteriorara el ánodo. En aguas dulces que no tengan cloruros estos ánodos pueden actuar a tensiones de 40-50 V. La salida máxima de corriente puede ser de 3 000 A/m2, y su desgaste en las condiciones más adversas es de 0.01 g/A-año.

Su forma es diversa: pueden estar hechos en forma de una barra maciza, de tubo, chapa, alambre, etc. El platinado puede ser continuo o a intervalos, según las necesidades, y los espesores de platino pueden ser de 2.5 y 5 micras. La vida de los ánodos con 2.5 micras de espesor de platino se estima en 10 años aproximadamente y los de 5 micras duran entre 20 y 25 años.

Su resistencia mecánica es pequeña, y por simple abrasión, como en los casos de buques que naveguen por zonas que tengan arena, puede suceder que el platino desaparezca y quede el ánodo pasivado instantáneamente, y resulte, por tanto, inservible. Es éste un caso extremo, que no suele suceder, pero al menos se tiene que saber que esto puede pasar.

Tántalo platinado

El ánodo de tántalo platinado es semejante al anterior, aunque tiene sobre aquél la ventaja de que en agua de mar puede trabajar a tensiones altas (50-60 V); sin embargo, su adquisición es menos fácil y su precio es más elevado. Dado que en agua de mar y a voltajes bajos se emplean grandes intensidades de corriente, el uso de este ánodo, en general, no se justifica del todo.

Plomo-plata

La aleación plomo plata está constituida por 1% de plata y una pequeña cantidad de antimonio. El peróxido de plomo que se forma al actuar anódicamente (que tiene el color del cacao) posee unas propiedades mucho más elevadas en virtud de los elementos de aleación que se traducen en un mejor funcionamiento y duración del electrodo.

Se utiliza más frecuentemente en agua de mar, en donde la corriente máxima de salida no pueda ser superior a 270 A/m2. Se desgasta entre 50 y 200 g/A-año.

Estos ánodos deben presentar una superficie plana, con lo cual se evitan en lo posible las aristas, pues en estas zonas la capa de peróxido



de plomo se forma mal o no se forma, por lo que en estos puntos se puede presentar una corrosión fuerte.

Titanio-óxido de titanio y óxido de rutenio

Estos ánodos, desarrollados en Estados Unidos en 1968, están constituidos por una combinación de óxidos de titanio y de rutenio, que se adhieren a un soporte de titanio, mientras se controla el proceso a alta temperatura (700° C) Como resultado se obtiene una estructura cristalina y dura que presenta una superficie extremadamente rugosa, lo que aminora los problemas de resistencia y facilita el proceso electroquímico. Su máxima capacidad de corriente (1100 A/m2) lo coloca a la altura de los ánodos de titanio platinado, y su costo es, aproximadamente, 20% menor.

ÁNODOS AUXILIARES: PROPIEDADES

Como se ha visto, los diversos tipos de materiales que se utilizan como ánodos para los sistemas de protección catódica con corriente impresa se escogen básicamente en función de sus prestaciones necesarias y del medio en que serán colocados.

En general, un buen ánodo debe poseer las propiedades siguientes:

a) Bajo consumo,

b) densidad de corriente erogada elevada,

c) pequeñas dimensiones,

d) baja resistividad,

e) buena resistencia mecánica, y

f) elevado potencial de ruptura.2

Los ánodos que se utilizan en la corriente impresa pueden dividirse, en cuanto a su consumo, en: a) ánodos solubles, b) semiinertes y c) inertes. Actualmente se prefieren los inertes ya que, pese a que su costo es más alto, tienen las mejores características. En el cuadro 16 se resumen las propiedades principales de los ánodos utilizados en la corriente impresa, clasificados según su consumo. En el mismo cuadro se incluye el medio en el cual pueden utilizarse.

CUADRO 16. Características de los ánodos empleados en protección catódica con corriente impresa.


http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/mct_2.htm


En el suelo o terreno se usa principalmente la aleación Fe-Cr-Si, mientras que en el agua de mar se tiende a utilizar ánodos inertes del tipo Ti/Pt o Ti/RuO2 (ánodos dimensionalmente estables, DSA).

La elección de un ánodo no se hace solamente en base a su consumo o a la densidad de corriente que puede proporcionar; hay que tener en cuenta, además, sus propiedades de resistencia mecánica, su resistencia a la erosión (como en el caso de que sean utilizados en agua de mar, y sobre todo sumergidos en las inmediaciones del mar o en el fondo marino), su facilidad de instalación, el tiempo de sustitución e incluso su disponibilidad en el mercado.

En el terreno, los ánodos pueden ser instalados en un lecho de bentonita o polvo de coque, lo cual crea un medio homogéneo, húmedo y de baja resistividad alrededor del ánodo, con lo que se aumenta su diámetro aparente y las dimensiones efectivas del ánodo, y se disminuye de esta forma la resistencia ánodo-suelo, se evitan los problemas de corrosión localizada que pueden romper el ánodo y reducir el consumo del material anódico.

CÁLCULO DE LA PROTECCIÓN Y DISTRIBUCIÓN DE LOS ÁNODOS

El cálculo de un sistema de protección catódica con corriente impresa es relativamente más sencillo que el de ánodos galvánicos. De hecho, no es necesario optimizar las dimensiones y peso de los ánodos para garantizar por un lado el suministro de la corriente necesaria para la protección, y por el otro la duración de los ánodos elegidos.



Una vez establecida la corriente total de protección, se elige el tipo de ánodo con base en los criterios examinados en el párrafo anterior y, teniendo en cuenta la densidad de corriente máxima que puede suministrar cada ánodo, se determina su número por exceso con respecto al teórico, para así poder obtener un mayor grado de confiabilidad.

Todavía deberá tenerse en cuenta, para lograr una protección lo más económica posible, la optimización del número y dimensiones de los ánodos, en relación con la mayor o menor resistencia total que se determine, lo que se reflejará en la potencia del generador o fuente de corriente continua y en su costo de instalación.

Para la protección de estructuras ya existentes en agua de mar (por ejemplo la protección de estructuras viejas, protegidas inicialmente con ánodos de sacrificio) la elección de pocos pero potentes ánodos remotos, o al revés, de muchos pequeños distribuidos sobre toda la estructura, puede llevar a grandes diferencias en el costo de instalación, todo ello ligado al elevado costo de la instalación submarina de los ánodos. La elección de instalar pocos ánodos resulta sin duda más económica, pero en este caso es necesario tener presente que si se instalan pocos ánodos el sistema pierde confiabilidad, pues si uno de los ánodos queda fuera de servicio, esto significará una pérdida de protección que puede oscilar entre 50 y 100%, lo cual no sucede cuando se colocan muchos ánodos pequeños distribuidos en toda la estructura.

En la ubicación de los ánodos o del lecho anódico es muy importante conocer la posición de posibles estructuras que pudieran estar presentes en las vecindades, con objeto de evitar fenómenos de interferencia que puedan provocar ataques graves de corrosión. Por ejemplo, si se debe proteger una tubería que cruza a otra, disponiendo los ánodos como se indica en la figura 21, se interfiere la tubería extraña. Ésta, de hecho, representa el "camino" preferible (de menor resistencia) para la corriente suministrada por los ánodos. Aquella zona de la tubería extraña que recibe la corriente queda protegida catódicamente, mientras que en aquella de las cual sale la corriente, hay corrosión. Como la mayoría de la tuberías enterradas, está además protegida con algún tipo de recubrimiento aislante, la corriente está relacionada con algún defecto del recubrimiento, por lo cual la densidad de corriente local puede resultar muy elevada y por ahí producir un ataque particularmente severo.

Figura 21. Ejemplo de interferencia provocada por una tubería extraña situada en la proximidad de una tubería protegida catódicamente.

VENTAJAS Y LIMITACIONES DEL MÉTODO DE PROTECCIÓN CATÓDICA CON CORRIENTE IMPRESA

Las ventajas y desventajas que presenta el método de protección catódica por corriente impresa se resumen en el cuadro 17. Esencialmente, se puede decir que este método es más conveniente que el de los ánodos de sacrificio, cuando se tratan de proteger estructuras muy grandes o con una gran demanda de corriente y cuando la resistividad del ambiente es elevada, como en el caso de los suelos.



CUADRO 17. Ventajas y limitaciones de la protección catódica con corriente impresa.

Una gran ventaja de este método es su posibilidad de proteger una gran superficie con un solo ánodo. Por otra parte, tanto la diferencia de potencial como la corriente suministrada son variables y de aquí se desprende que el sistema presenta una gran flexibilidad operacional.

Este tipo de sistemas debe ser proyectado con cuidado para no causar problemas de corrientes erráticas (parásitas), las cuales pueden provocar la corrosión de estructuras vecinas.



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