Chemia lodów
Artykuł nie będzie jednak traktował o zimnych deserach, choć bez przesady można o nich powiedzieć "sama chemia". Określenie to nie ma jednak nic wspólnego z obiegowym poglądem o szkodliwości sztucznych dodatków do żywności, wręcz przeciwnie. Smaczna i atrakcyjnie wyglądająca porcja lodów to złożona mieszanina kryształów wodnego lodu, pęcherzyków powietrza, tłuszczów, białek, cukrów, emulgatorów, aromatów, barwników i zagęszczaczy, a jej otrzymanie wcale nie jest proste - przeciwnie, wymaga wiele wiedzy i umiejętności. Choć przemysłowe wytwórnie lodów mają do dyspozycji laboratoria badawcze, produkcja zimnych deserów nadal jest sztuką, stąd też popularność lodów wyrabianych tradycyjnie (1).
Gorący lód
Tytuł brzmi jak oksymoron, czyli paradoksalne zestawienie wyrazów o przeciwnych znaczeniach (mam nadzieje, że dla ciebie jego przykładem jest trudna chemia), ale nie ma w nim wcale przesady. Być może znasz ciepłe lody, czyli piankowy deser sprzedawany w waflowym kubku, ale lód, którym można się poparzyć?
W zwykłych ziemskich warunkach, czyli temperaturze wahającej się w przedziale kilkudziesięciu stopni wokół zera i normalnym ciśnieniu istnieje tylko jeden rodzaj lodu. Jednak przy ciśnieniu tysiące razy przekraczającym ciśnienie atmosferyczne pojawiają się inne jego odmiany. Jedna z nich, tzw. lód VII, tworzy się w temperaturze prawie 200°C (czyli poparzenie się jest jak najbardziej realne) i ciśnieniu wynoszącym około 40 tysięcy atmosfer. Badania form lodu powstających pod wysokimi ciśnieniami nie są wcale "sztuką dla sztuki" - przeciwnie, poznanie ich właściwości pozwoliło wyjaśnić niektóre tajemnice planet gazowych Układu Słonecznego oraz lodowych księżyców.
Lód na chuchnięcie
Kawałek korka zwilż wodą i połóż na niego szkiełko zegarkowe z możliwie cienkiego szkła. Na szkiełko upuść kilka kropli acetonu i zacznij na nie chuchać. Gdy aceton odparuje, pod szkiełkiem pojawi się mleczna warstwa. Obejrzyj ją - tak, to lód. Aceton wrze w temperaturze 56°C, jego parowanie jest więc intensywne, a chuchanie jeszcze je przyspiesza. Jednak do odparowania cieczy potrzebne jest ciepło, aceton zaś pobiera je z najbliższego otoczenia tak łapczywie, że aż zamarza woda pod szkiełkiem (2).
Chemik chłodzi
Chłodziarki, podobne do znajdujących się w naszych domach, mają niewiele ponad 100 lat, ale już wcześniej ludzie potrafili osiągać niskie temperatury. Proces zamrażania jest bardzo ważny w produkcji lodów, a przez wieki przepis był następujący: pokruszony lód wrzuć do wiadra i obficie posyp go solą, do mieszaniny wstaw naczynie z ukręconą masą lodową i po pół godzinie możesz już podawać gotowy deser.
Sprawdź sam, jak uzyskiwano niskie temperatury przed wynalezieniem chłodziarek elektrycznych. Drobno pokruszony lód lub szron z zamrażarki zmieszaj z solą kuchenną w przybliżonej proporcji 3:1 (np. trzy łyżki lodu i łyżka soli) i wsyp do zlewki (szklanki czy też słoika, gdy nie masz sprzętu laboratoryjnego pod ręką). Do naczynia wstaw termometr mogący mierzyć temperatury ujemne, np. zwykły termometr zaokienny. Przy właściwym składzie lodowosolnej mieszaniny, termometr wskaże około –22°C (3). Naprawdę mroźno! Wytwórcy zimnych deserów w ubiegłych wiekach potrafili sobie radzić, ale przed ciepłą porą roku musieli zadbać o zapasy lodu. Zimy w ubiegłych wiekach bywały "prawdziwe" i powszechnym zajęciem było wycinanie lodowych bloków z zamarzniętych zbiorników wodnych. Odpowiednio przechowywane w specjalnych pomieszczeniach, obłożone warstwami słomy dla izolacji, przez całe lato zapewniały niskie temperatury nie tylko lodziarzom, korzystali z nich również rzeźnicy i mleczarze (4).
Spójrz jeszcze raz na naczynie użyte do doświadczenia. Mimo bardzo niskiej temperatury jego zawartość nie jest jednym kawałkiem lodu, lecz cieczą zmieszaną z kryształkami. Do rozpuszczania soli w wodzie potrzebne jest ciepło, które zostało pochłonięte z otoczenia i pozwoliło uzyskać znaczne obniżenie temperatury w naczyniu. Nie zdziwi cię już pewnie sens posypywania w zimie solą lodu na chodniku i jezdniach. Nawet na mrozie ulega on stopieniu i łatwiej jest go usunąć, choć szkody dla karoserii samochodowych i środowiska też są znaczne.
Lód z solą to nie jedyna mieszanina chłodząca, jaką zna chemik. Do dziś, mimo rozwoju techniki chłodniczej, w pracy laboratoryjnej stosowane są mieszaniny obniżające temperaturę, np. do ochładzania cieczy wrzących w niskich temperaturach czy też w przypadku, gdy wymagają tego warunki prowadzenia reakcji. Jeszcze lepiej od soli kuchennej chłodzi krystaliczny chlorek wapnia CaCl2, przy pomocy którego otrzymuje się temperatury dochodzące nawet do -55°C. Sól ta jest odpadem podczas produkcji sody i również używa się jej pod usuwania oblodzenia w zimie. Zapewne wiesz, że rozpuszczanie kwasu siarkowego H2SO4 w wodzie wyzwala tak duże ilości ciepła, że ciecz w naczyniu może zacząć wrzeć. Jednak mieszanina kwasu z lodem w odpowiedniej proporcji pozwala uzyskać temperaturę prawie –40°C. Natura jest naprawdę zadziwiająca.
Błyskawiczny "lód"
Schładzanie wody i tworzenie się lodu wymaga czasu, ale istnieją substancje, przy pomocy których możesz imitować ten proces tak, aby przebiegł on natychmiast. Przygotuj roztwór octanu sodu CH3COONa, soli bardzo dobrze rozpuszczalnej w wodzie. Do dość dużej ilości soli w zlewce wlej niewielką ilość wrzącej wody i mieszaj aż do rozpuszczenia, po czym zlewkę wstaw do lodówki. Po około godzinie ostrożnie wyjmij ochłodzony roztwór i zamieszaj w nim bagietką szklaną. Ciekawy efekt, prawda? Poruszenie bagietką spowodowało gwałtowną krystalizację soli z roztworu. Po zakończeniu doświadczenia cała zlewka jest wypełniona zbitą masą drobnych kryształów octanu sodu (5).
Jak wytłumaczyć przebieg eksperymentu? Rozpuszczalność ciał stałych rośnie (z nielicznymi wyjątkami) wraz ze wzrostem temperatury. Po osiągnięciu maksymalnej masy substancji możliwej do rozpuszczenia (w danej ilości rozpuszczalnika i temperaturze) powstaje roztwór nasycony. Po jego ochłodzeniu nadmiar substancji rozpuszczonej wydziela się w postaci kryształów, czyli zachodzi zjawisko krystalizacji. Jednak do utworzenia kryształów potrzebne są ośrodki kondensacji w postaci np. zanieczyszczeń (kurzu, pyłu), nierówności ścian naczynia, drobnych kryształów (zarodków). Przy ich braku krystalizacja jest utrudniona i mimo ochłodzenia nie wydziela się nadmiar substancji rozpuszczonej. Powstaje roztwór przesycony, który jest układem nietrwałym. W wyniku bodźca zewnętrznego (wprowadzenia kryształków, wstrząsu) dochodzi do natychmiastowej krystalizacji.
Octan sodu jest solą, która wyjątkowo łatwo tworzy roztwór przesycony. Ale i w jego przypadku nie zawsze od razu osiągniesz sukces. Proporcje soli i wody trzeba dobrać eksperymentalnie. Zlewka użyta do doświadczenia musi być czysta, o nieporysowanej powierzchni, inaczej już przed pokazem dojdzie do krystalizacji. Gdyby roztwór nie chciał krystalizować pod wpływem poruszenia bagietką, pomoże wrzucenie do naczynia jednego małego kryształu soli. Modyfikacją doświadczenia jest wylanie roztworu ze zlewki cienkim strumieniem na szalkę Petriego lub inne płaskie naczynie, np. talerz (6). Sfilmowane próby znajdziesz w Internecie pod nazwą "błyskawiczny lód" (ang. instant ice).
Lody dla ozdoby
Na zakończenie lodowych eksperymentów coś niestety nie do jedzenia, ale jako dekoracja letniego stołu. Kostki lodu wyjęte z zamrażalnika włóż do foliowej torebki i rozbij na mniejsze kawałki, ale nie takie drobne, jak do przygotowania mieszaniny oziębiającej. Pokruszonym lodem wypełnij pucharek i zroś jego zawartość roztworem fenoloftaleiny. Następnie polej lód roztworem wodorotlenku sodu NaOH lub też innego związku rozpuszczającego się w wodzie z wytworzeniem odczynu zasadowego, np. węglanu sodu Na2CO3. Zawartość pucharka zabarwi się na ciemnoczerwony kolor i wygląda jak lody polane malinowym sokiem. To oczywiście efekt znanego ci zachowania fenoloftaleiny w środowisku o odczynie zasadowym, ale w jakże niecodziennej aranżacji (7). Ciekawy rezultat uzyskasz również, gdy zamiast polania lodu roztworem NaOH, na jego powierzchni położysz pastylkę stałego wodorotlenku sodu. Związek powoli będzie się rozpuszczał, wydzielone ciepło topiło lód, a po powierzchni zaczną spływać malinowe smugi.
W następnym pucharku pokruszony lód zroś roztworem tymoloftaleiny i również polej go roztworem wodorotlenku sodu. Tym razem zawartość naczynia zabarwi się na niebiesko, a za efekt również odpowiada zmiana barwy wskaźnika w środowisku o odczynie zasadowym. Już powinieneś się domyśleć, że eksperyment można wykonać także i z innymi wskaźnikami pH. Użycie oranżu metylowego oraz roztworu kwasu, np. spożywczego octu, pozwoli uzyskać żółtą (środowisko mocno kwaśne) lub pomarańczowa barwę (słabsze zakwaszenie). Ciekawym wskaźnikiem jest błękit bromotymolowy, który w środowisku o odczynie kwasowym przybiera żółte, natomiast w zasadowym niebieskie 8.
zabarwienie (ciemniejsze niż w przypadku tymoloflateiny). Paleta braw jest oczywiście znacznie większa, zależy tylko
od dostępności wskaźników w twoim laboratorium. Jeżeli absolutnie nie masz żadnego z wyżej wymienionych, użyj soku
z czerwonej kapusty, a otrzymasz prawdziwą feerię barw. Kolory zmieniają się od jasnoczerwonego w środowisku silnie kwaśnym, poprzez ciemnoczerwony i niebieski (odczyn słabo kwasowy, obojętny i słabo zasadowy), aż do zielonego w środowisku mocno alkalicznym (8).
Również barwne sole pozwolą na uzyskanie ciekawych efektów kolorystycznych. Bardzo ładny rezultat otrzymasz
po zroszeniu powierzchni lodu w pucharku roztworem soli ołowiu, np. octanem (CH3COO)2Pb. Polanie lodu roztworem jodku potasu sprawi zaś, że pucharek wypełni się złocistą zawartością. Wykonując próbę zachowaj szczególną ostrożność ze względu na operowanie toksycznymi związkami ołowiu. Pamiętaj także, aby nikt nie skusił się na skosztowanie zawartości żadnego z lodowych pucharków!
To oczywiście nie wszystkie możliwe do wykonania barwne reakcje, do wyboru masz liczne wskaźniki i kolorowe sole. Zachęcam cię do samodzielnego poszukiwania nowych efektów barwnych, pamiętaj jednak, aby eksperymentowanie było bezpieczne.
Krzysztof Orliński
