MONDO BIRRA - L'acqua e la birra

L'acqua costituisce l'85-90% della birra, essendo la restante parte formata da malto, luppolo e lievito. Come regola generale, se l'acqua è potabile, questa può essere usata per produrre birra, anche se può necessitare correzione per riprodurre le acque usate negli stili storici. Molto spesso l'acqua da rubinetto è addizionata con cloro per eliminare la crescita di batteri, per cui questo dovrebbe venire rimosso per produrre birre di qualità. Il cloro può essere eliminato bollendo l'acqua, ma dei filtri a carbone vengono spesso usati per eliminare le più comuni cloroammine. L'osmosi inversa non è consigliabile, in quanto elimina anche i minerali necessari al lievito. Molte acque inoltre hanno concentrazioni troppo basse di questi ioni (ferro, manganese, rame e zinco) che risultano essenziali per una buona fermentazione. Infine molte acque presentano concentrazioni di batteri, e necessitano di essere bollite durante la produzione.

Alcalinità, pH e durezza

L'acqua è una soluzione di ioni negativi (anioni) e positivi (cationi). Le molecole d'acqua (H2O) sono parzialmente dissociate in idrossido (OH-) e idrogeno (H+), e il pH indica la concentrazione relativa di questi ioni. L’acqua pura ha una concentrazione di OH- e H+ di 0,1 ppm, che corrisponde ad un pH di 7. Indici di pH minori indicano una maggior concentrazione di ioni H+ e un'acidità maggiore; al contrario, indici più elevati sottintendono una maggiore alcalinità. Nella produzione il pH è determinato dalla durezza, dall'alcalinità e dai sali disciolti derivati dai vari ingredienti. Alcalinità: è una misura della capacità degli anioni dissolti di abbassare il pH della soluzione. Il più importante è il bicarbonato (HCO3)-, che, quando scaldato, reagisce col calcio, precipitando in carbonato di calcio: Ca2+ + 2(HCO3)- = Ca3CO3 (_) + H2O + CO2 (gas)

Questo rimuove gli ioni calcio dall'acqua, riducendo la durezza temporanea. La durezza permanente rappresenta i grammi di calcio e magnesio disciolti in un litro d’acqua come ioni Ca2+ e Mg2+. Questi cationi sono permanenti se derivano da solfati o da cloruri e temporanei se originano da carbonati o bicarbonati. Un importante fase della produzione, che aiuta a controllare il pH del mosto, è la degradazione enzimatica delle fitine del malto in acido fitico e fosfati di calcio o magnesio, che precipitano. Gran parte dell'acido fitico si combina con il Ca2+ libero a formare altro fosfato di calcio, rilasciando ioni idrogeno. Questa reazione avviene solitamente durante l'acid rest (pausa acido) e porta il pH del mosto intorno ai 5,2-5,7, che è appropriato per la disgregazione delle proteine. Alcune acque sono troppo alcaline per permettere questo processo e il pH del mosto va aggiustato con l'aggiunta di acido lattico o solforico. Gli ioni nella produzione Il catione più importante è il calcio, che è essenziale per ridurre il pH del mosto, per mantenere gli ossalati in soluzione (formano schiuma e condensa se precipitano); inoltre riduce l'estrazione di tannino e assiste la coagulazione delle proteine durante le fasi di hot e cold break. Il magnesio partecipa anch’esso a questi processi ma non in maniera così preponderante. I lieviti richiedono 10- 20 ppm per la nutrizione, ma quantitativi maggiori danno un sapore minerale. Un altro catione è il sodio, che accentua il dolce se presente a basse concentrazioni, ma accentua il salato ad alte. L'anione più importante invece è il bicarbonato, che neutralizza gli acidi dei malti scuri, reagisce col calcio per ridurre la durezza ed aiuta l'estrazione di tannino e elementi coloranti. Solitamente è in soluzione con lo ione carbonato, ma il bicarbonato rimane di gran lunga il più importante. Lo ione solfato (SO4)2- non riveste un ruolo importante ma, in alte concentrazioni, come nelle acque di Burton-on-Trent, accentua l'amaro da luppolo e l’asciuttezza del gusto. Un altro ione è il cloro (Cl-) che, a basse concentrazione, esalta il dolce mentre ad alte concentrazioni ostacola la flocculazione dei lieviti.

Acque famose

Gli ioni descritti sopra sono presenti, in differenti concentrazioni, nelle acque sorgive di vari posti, come mostrato nella sottostante tabella (i dati sono espressi in ppm e presi dalle analisi riportate da Greg Noonan alla conferenza dell'AHA del 1991):

Mineral Calcio Magnesio Sodio Solfato Bicarbonato Cloruro

Pilsen 7 2 2 5 15 5

Dortmund 225 40 60 120 180 60

Munich 75 18 2 10 150 2

Vienna 200 60 8 125 120 12

Burton 275 40 25 450 260 35

Dublin 120 5 12 55 125 20

Edinburgh 120 25 55 140 225 65

London 90 5 15 40 125 20

Queste composizioni hanno avuto un ruolo decisivo nello sviluppo degli stili birrari nel mondo. A Londra, a Dublino e a Monaco l'altra concentrazione di bicarbonato è utile a bilanciare le proprietà acide dei malti scuri e tostati, usati per le porter, stout e bock. Quando si producono birre chiare, invece, è necessario fare un acid rest (pausa acido), in modo da ridurre l'alcalinità, oppure aggiungendo acido lattico o solforico al mosto. L'acqua di Burton è estremamente dura, e l'alta concentrazione di solfato e magnesio tende ad enfatizzare l'accento di luppolo tipico delle English bitter e pale di queste regioni. D'altra parte, le acque di Pilsen hanno concentrazioni molto basse. L'adozione di ammostamenti con decozione serve a sopperire la mancanza di ioni e a trasformare malti non modificati. L'elaborata serie di step a varie temperature aiuta le reazioni enzimatiche a procedere a velocità accettabili, anche se per la mancanza di calcio gli enzimi lavorano a velocità ridotte. Modifiche all'acqua Le acque dei luoghi sopracitati sono riproducibili addizionando all'acqua vari sali. Per calcolare le quantità di sali e per modificare le capacità enzimatiche bisogna fare le proporzioni con la capacità del proprio mosto. Se invece si vogliono aggiungere sali per modificare il sapore finale della birra, bisogna fare i calcoli sul quantitativo di birra finale. I sali usati più comunemente sono: gypsum (CaSO4.2H2O-CaSO4 idratato con due molecole di acqua), sale di Epsom (MgSO4.7H2O), cloruro di sodio (NaCl), carbonato di calcio (CaCO3) e cloruro di calcio (CaCl2.H2O). L'aggiunta di gypsum e Epsom è conosciuta come Burtonizzazione, poiché eleva la durezza e la concentrazione di solfati a livelli simili a quelli di Burton-on-Trent. Altri sali possono essere aggiunti, ma questi rstano comunque i più usati in assoluto.

Letture ulteriori

1. Dave Miller, Dave Miller's Homebrewing Guide (Garden Way Publishing, Pownal, VT 1996).
2. Gregory J. Noonan, New Brewing Lager Beer (Brewers Publications, Boulder, CO, 1996).
3. George Fix, Principles of Brewing Science (Brewers Publications, Boulder, CO, 1989).
4. Malti e aggiunte, di Dave Sapsis

In passato, per "durezza" si intendeva la capacità di un'acqua di precipitare i saponi e quindi in questo parametro venivano compresi tutti i cationi che hanno tale proprietà (Ca, Mg, Fe, Al, Mn, Zn, e così via). Secondo l'attuale convenzione, invece, la durezza si riferisce alla concentrazione degli ioni calcio e magnesio (e in effetti, nelle acque naturali gli altri ioni sono trascurabili rispetto a questi). In genere, si distingue tra durezza totale, permanente, temporanea, alcalina (o carbonatica) e non alcalina.

• La durezza totale esprime la concentrazione di calcio e magnesio, mentre la durezza temporanea è dovuta solo ai bicarbonati di calcio e magnesio, che precipitano durante l'ebollizione:

Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃ + CO₂ + H₂O (1)

• La durezza permanente è dovuta a tutti i sali che dopo l'ebollizione non precipitano come carbonati e rimangono in soluzione (comprende quindi solfati, cloruri e i nitrati di calcio e magnesio).

• La durezza alcalina (o carbonatica) comprende i bicarbonati, gli idrossidi e i carbonati solubili. La durezza in eccesso, rispetto a quella alcalina, è detta non alcalina (o non carbonatica).

La durezza viene espressa in mmol/L o in mg/L di CaCO₃ (1 mmol/L º 100 mg/L CaCO₃). È praticamente superato, invece, l'uso del grado francese, del grado tedesco o di quello inglese:

°F = mg di CaCO₃ in 100 mL (10°F º 10 mg/L CaCO₃)

°T = mg di CaO in 100 mL (10°T º 17,8 mg/L CaCO₃)

°I = mg di CaCO₃ in 70 mL (10°I º 14,3 mg/L CaCO₃)

Dal punto di vista tossicologico, l'acqua dura sembra non essere dannosa all'uomo. Anzi, si è notato che la presenza di calcio e magnesio previene alcune malattie come l'ipertensione e l'infarto. A livello industriale, invece, le acque dure possono causare incrostazioni sulle parti meccaniche dovute a carbonati, solfati e silicati di metalli alcalino-terrosi, e questo può ridurre anche notevolmente il rendimento dei macchinari. In particolare, sono a rischio gli scambiatori di calore e le caldaie, perché la reazione (1) è endotermica e quindi la formazione dei carbonati è favorita da un aumento di temperatura. Nell'industria tintoria, calcio e magnesio possono precipitare alcuni coloranti e causare anche una cattiva distribuzione del colore sui tessuti.

La durezza delle acque viene determinata mediante una titolazione complessometrica con EDTA-Na₂ (acido etilendiamminotetracetico, sale disodico) usando NeT (nero eriocromo T) come indicatore. Per la determinazione del calcio, si precipita il magnesio come idrossido a pH > 10 e poi si effettua una titolazione con EDTA, usando acido calconcarbonico come indicatore. Il contenuto di magnesio viene poi determinato in base alla differenza tra le due titolazioni.

Interferenze
Con il metodo complessometrico, vengono titolati tutti i cationi bivalenti presenti in un'acqua oltre a ferro e alluminio. Nella determinazione di calcio e magnesio interferiscono quindi tutti gli altri cationi bivalenti, che però nelle acque naturali in genere sono presenti in concentrazioni molto basse. (Per eliminare l'interferenza di alcuni di questi cationi, si deve aggiungere KCN oppure NaS o anche idrossilammina, come indicato in Metodi analitici per le acque, IRSA-CNR, n. 2 (1994), metodo nr. 2040.)

Conservazione dei campioni
Conservare i campioni in bottiglie di politene, in frigorifero e analizzare entro una settimana dal prelievo.

•  soluzione di EDTA-Na₂ 0,01 M
   Sciogliere 3,7 g di EDTA-Na₂ in 1 L di acqua distillata.
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
•  soluzione standard di calcio 0,01 M
   Pesare accuratamente circa 1 g di CaCO₃ essiccato in stufa a 140°C per 2 ore. Sciogliere in una minima quantità di HCl 1:4 e portare a volume in un matraccio tarato da 1 L con acqua    distillata. Calcolare la concentrazione in base alla seguente relazione:

               m_CaCO₃ (g)
   M_Ca = ––––––––––
                100,09

   Conservare in bottiglia di politene.
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
•  indicatore per la durezza (NeT)
   Sciogliere 1 g di NeT in 100 mL di trietanolammina.
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
•  indicatore per il calcio
   Mescolare 0,25 g di acido calconcarbonico con 25 g di Na₂SO₄ anidro. Triturare in un
   mortaio fino ad ottenere una polvere omogenea. Conservare in bottiglia di vetro scuro
   ben tappata.
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
•  soluzione tampone a pH 10
   Sciogliere 67,5 g di NH₄Cl e 2,5 g di complesso EDTA-Mg in un po' di acqua distillata.
   Aggiungere 570 mL di NH₃ al 27% e portare a volume in matraccio tarato da 1 L con
   acqua distillata.
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
•  soluzione tampone a pH 12
   Sciogliere 250 g di KOH in 1 L di acqua distillata.

Determinazione del titolo della soluzione di EDTA
• Versare 10 mL di soluzione standard di calcio in un becher da 250 mL, aggiungere: 100 mL di acqua distillata, 10 mL di soluzione tampone a pH 10 e 2 gocce di NeT. Titolare con EDTA fino a viraggio (da rosso ad azzurro, con scomparsa dei riflessi viola).

• Calcolare il titolo della soluzione di EDTA:

                  10^.M_Ca
   M_EDTA = ––––––––
                   mL_EDTA

Determinazione della durezza totale
• Versare una aliquota opportuna di campione (50-100 mL) in un becher da 250 mL; aggiungere 10 mL di tampone a pH 10 e 2 gocce di indicatore NeT. Titolare con EDTA fino a viraggio (da rosso ad azzurro con scomparsa dei riflessi viola).

• Calcolare la durezza del campione in gradi francesi:

              mL_EDTA^.M_EDTA^. MM_CaCO₃^.100           mL_EDTA^.M_EDTA^.10009
   °F = ––––––––––––––––––––––––––––– = –––––––––––––––––––––––
                               mL_camp                                        mL_camp

Determinazione della durezza permanente
Prelevare una aliquota opportuna di campione (50-100 mL) in un becher da 250 mL. Far bollire per 15 minuti; filtrare. Titolare come per la durezza totale ed effettuare i calcoli nello stesso modo.

Determinazione della durezza temporanea
Sottrarre, alla durezza totale, la durezza permanente.

Determinazione del calcio
• Versare una aliquota opportuna di campione (50-100 mL) in un becher da 250 mL, aggiungere 10 mL di tampone a pH 12 e una punta di spatola di acido calconcarbonico come indicatore. Titolare con EDTA fino a viraggio (da rosso ad azzurro).

• Calcolare la concentrazione del calcio:

                          mL_EDTA^.M_EDTA^.MM_CaCO₃^.1000            mL_EDTA^.M_EDTA^.40080
   Ca (mg/L) = –––––––––––––––––––––––––––––– = ––––––––––––––––––––––
                                           mL_camp                                             mL_camp

Determinazione del magnesio
Nella determinazione della durezza si titola sia il calcio che il magnesio. Quindi, se nella titolazione per la durezza e per il calcio si usa lo stesso volume di campione, la concentrazione di magnesio è:

                        (mL_EDTA-dur– mL_EDTA-Ca)^.M_EDTA^. MM_Mg^.1000
   Mg (mg/L) = ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
                                                       mL_camp

                         (mL_EDTA-dur– mL_EDTA-Ca)^.M_EDTA^.24305
                  = ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
                                                  mL_camp

Fonte Zanichelli

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