Backhilfsmittel. Biologische Triebmittel Physikalische Triebmittel Chemische Triebmittel Hefepilze: Zucker wird zu

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie - Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Wintersemester 2014/ Betreuung: Dr. M. Andratschke Referenten: Maximilian Niedernhuber, Theresa Bauer Backhilfsmittel 1. Lehrplan Im bayerischen Lehrplan ist das Thema Backhilfsmittel nicht explizit erwähnt beziehungsweise vorgesehen. Dennoch kann aufgrund des starken Alltagsbezugs die Thematik im Chemieunterricht eingebunden werden. Beispiele hierfür sind die Schülerübungen, die in jeder Jahrgangsstufe mit 15 bis 17 Stunden abgedeckt werden. Alternativ wäre eine Zuordnung in der 9. Jahrgangsstufe im Bereich der Säuren und Basen denkbar. [1] 2. Einführung Lockerungsmittel gibt es bereits seit den Anfängen der Kulturgeschichte, wobei als ältestes biologisches Teiglockerungsmittel der Sauerteig zu nennen wäre. Neben diesem ist die Hefe das wichtigste biologische Hilfsmittel. Die langen Gärzeiten und starken Hemmungen bei der Gärung in fett- und zuckerreichen Teigen führten zur Entwicklung chemischer Triebmittel. Anfangs glaubte man mit den neuen Triebmitteln Gärverluste ausgleichen zu können, jedoch ist dieser Ausgleich nur sinnvoll in Situationen wie Hungersnöten oder bei der Truppenverpflegung. Dennoch setzten sich die Backhilfsmittel, unter anderem aus Kostenund Handhabungsgründen, in der Feinbäckerei und Konditorei bis heute durch. [2, 3] 3. Definition Stoffe, die in einem Teig Gase einlagern, um diesen aufzulockern, werden als Backtriebmittel bezeichnet. [4] 4. Einteilung Tab. 1 Backhilfsmittel im Vergleich [4] Biologische Triebmittel Physikalische Triebmittel Chemische Triebmittel Hefepilze: Zucker wird zu Eine Lockerung des Backwerks erfolgt durch Freisetzung von Kohlenstoffdioxid aus: Kohlenstoffdioxid und Wasserdampf. - Pottasche Alkohol verstoffwechselt. - Hirschhornsalz - Backpulver 1

2 5. Arten chemischer Triebmittel 5.1. Pottasche Allgemeines: Zur Gewinnung werden die aus Holzasche isolierten Salze eingedampft und getrocknet. Bei der Herstellung von Pottasche kam ein sogenannter Pot zum Einsatz. Auf diesen ist die Bezeichnung Pottasche zurückzuführen. Als Pottasche wird die chemische Verbindung Kaliumcarbonat (K 2 CO 3 ) bezeichnet. [5] Versuch: Nachweis von Kohlenstoffdioxid - Kaliumcarbonat (K 2 CO 3 ) - verdünnte Salzsäure (HCl) - destilliertes Wasser (H 2 O) - Barytwasser (Ba(OH) 2 -Lösung) - kleines Reagenzglas - großes Reagenzglas - Holzklammer - Stopfen mit Gasableitungsrohr Ein großes Reagenzglas wird zu dreiviertel mit gesättigter Bariumhydroxid-Lösung gefüllt. In einem kleinen Reagenzglas wird Kaliumcarbonat vorgelegt. Verdünnte Salzsäure wird dazu getropft und die Apparatur mit einem Stopfen und einem Gasableitungsrohr verschlossen. Mit Hilfe eines Bunsenbrenners erhitzt man die Ursubstanz bis zur Gasentwicklung. - Starke Gasentwicklung im kleinen Reagenzglas. - Im großen Reagenzglas bildet sich ein weißer Niederschlag. Zunächst erfolgt eine Umsetzung unter Bildung von Kohlenstoffdioxid: K 2 CO H + 2 K + + CO 2 + H 2 O Kohlenstoffdioxid als Gasblasen sichtbar. Nachweis von Kohlenstoffdioxid als Bariumcarbonat: CO 2 + Ba(OH) 2 BaCO 3 + H 2 O Bariumcarbonat ist als weiße Trübung sichtbar. [5, 6] 2

3 5.2 Hirschhornsalz Allgemeines: Ursprünglich wurde Hirschhornsalz aus tierischem Horn gewonnen. Die Bestandteile waren früher Ammoniumhydrogencarbonat (NH 4 HCO 3 ), Ammoniumcarbonat ((NH 4 ) 2 CO 3 ) und Ammoniumcarbamat (NH 4 CO 2 NH 2 ). Das im Handel erhältliche Hirschhornsalz ist eine Mischung aus Ammoniumhydrogencarbonat und Ammoniumcarbamat. Heute wird Hirschhornsalz immer häufiger durch Ammoniumhydrogencarbonat in reiner Form ersetzt, welches unter der Bezeichnung ABC-Trieb erhältlich ist. Der Name ABC-Trieb ist auf die mittlerweile veraltete Bezeichnung Ammonium-bi-carbonat zurückzuführen. [2, 7] Versuch: Der Zerfall von Hirschhornsalz - Hirschhornsalz (NH 4 HCO 3, (NH 4 ) 2 CO 3, NH 4 CO 2 NH 2 ) - Phenolphthalein (C 20 H 14 O 4 ) - kleines Reagenzglas - Indikatorpapier - Spatellöffel In ein trockenes Reagenzglas werden drei Spatellöffel voll Hirschhornsalz gegeben. Anschließend erhitzt man bis zur vollständigen Zersetzung der Ursubstanz. Ein Indikatorpapier wird während des Erhitzens in die Öffnung des Reagenzglases gehalten. Es bildet sich ein stechend riechendes Gas und der Indikator zeigt einen Farbumschlag von farblos nach rosa-violett an. Das Hirschhornsalz verschwindet nach kurzer Zeit des Erhitzens vollständig. Am Rand des Reagenzglases bildet sich Kondenswasser. Bei Temperaturen von über 60 C findet eine thermische Zersetzung des Hirschhornsalzes statt. Die Zersetzung erfolgt unter Freisetzung von Kohlenstoffdioxidgas (CO 2 ), Ammoniak (NH 3 ) und Wasser (H 2 O) gemäß folgender Reaktionsgleichungen: NH 4 HCO 3 NH 3 + H 2 O + CO 2 NH 4 COONH 2 2 NH 3 + CO 2 (NH 4 ) 2 CO 3 2 NH 3 + H 2 O + CO 2 Im Reagenzglas verbleibt kein Rückstand, da alle Zersetzungsprodukte in der Gasphase vorliegen und somit entweichen. Die Verfärbung des Indikators lässt sich auf die Bildung von OH - -Ionen zurückführen: NH 3 + H 2 O NH OH - Das entweichende Ammoniak ist für den stechenden Geruch verantwortlich. [7, 8] 3

4 5.3 Backpulver Allgemeines: Die kommerzielle Backpulverherstellung begann ungefähr vor 130 Jahren mit der Verwendung des Natriumhydrogencarbonats (NaHCO 3 ) als Triebmittel. Dieses zählt zu den am häufigsten eingesetzten Backhilfsmitteln. Im heutigen Backpulver kommen Säureträger zum Einsatz, um einen alkalischen Rückstand im Teig zu unterbinden. Als Backpulver wird ein Gemisch aus Stärke, Säuerungsmittel (meist Phosphate) und Backtriebmittel (Natriumhydrogencarbonat) bezeichnet. [2, 5] Versuch: Alkalität von Natriumhydrogencarbonat im Vergleich zu Backpulver - Natriumhydrogencarbonat (NaHCO 3 ) - Backpulver - destilliertes Wasser (H 2 O) - Phenolphthalein (C 20 H 14 O 4 ) - zwei Reagenzgläser - Holzklammer In einem Reagenzglas werden drei Spatelspitzen voll Natriumhydrogencarbonat und in einem weiteren Reagenzglas die gleiche Menge an Backpulver in Wasser gelöst. Beide Lösungen werden mit einigen Tropfen Phenolphthalein versetzt. Anschließend wird kurz erhitzt. Die zunächst farblose Lösung mit reinem Natriumhydrogencarbonat weist einen Farbumschlag ins rot-violette auf, wohingegen die Backpulverlösung farblos bleibt. Beim Erhitzen wird bereits ein Viertel des Kohlenstoffdioxidgehalts freigesetzt. 4 NaHCO 3 Na 2 CO 3 *2 NaHCO 3 + CO 2 + H 2 O Bei längerem Kochen der Lösung erfolgt eine vollständige Umsetzung in Natriumcarbonat: 2 NaHCO 3 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O Der alkalische Rückstand Natriumcarbonat reagiert mit Wasser wie folgt: Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH Natriumcarbonat und Natronlauge sind für die Alkalität der Lösung verantwortlich und bewirken einen Farbumschlag des Indikators von farblos nach rosa-violett. Im Backwerk rufen sie einen unerwünscht laugigen Geschmack hervor. 4

5 Um dies zu vermeiden, wird modernem Backpulver ein Säureträger beigemischt, der eine Umsetzung von Natriumhydrogencarbonat zu alkalischen Produkten verhindert. Die gebräuchlichste Backtriebsäure ist das Dinatriumdihydrogendiphosphat (Na 2 H 2 P 2 O 7 ). 2 NaHCO 3 + Na 2 H 2 P 2 O 7 Na 4 P 2 O CO H 2 O Diese Lösung ist nicht alkalisch und folglich ist kein Farbumschlag sichtbar. [2, 5, 6, 9, 10] 6. Zusammenfassender Vergleich chemischer Triebmittel Tab. 2 Backtriebmittel im Vergleich [2, 5, 7] Vorteile - Laugiger Geschmack Nachteile - Nur bei Anwesenheit von Säuren wird CO 2 abgespalten - Unerwünschter laugiger Geschmack Verwendung Lebkuchen, Honigkuchen 7. Literaturverzeichnis Pottasche Hirschhornsalz Backpulver - Benötigen keine Säuren zur Zersetzung - Keine festen Rückstände im Gebäck 5 - Entstehung von NH 3 - Teilweise scharfer Geruch/Geschmack Kekse, Plätzchen, flache Lebkuchen - Gesundheitliche Unbedenklichkeit - Niedrige Herstellungskosten - Hoher Reinheitsgrad - Geringere Alkalität als Pottasche - Zusatz von Säureträger notwendig in der Feinbäckerei und Konditorei [1] 2/chemie/111/ (letzter Zugriff: ) [2] L. Acker: Handbuch der Lebensmittelchemie, Springer-Verlag, Berlin, Heidelberg, New York, 1967, Band V, 1. Teil, S , S. 339 [3] (letzter Zugriff: ) [4] (letzter Zugriff: ) [5] G. Schwedt: Noch mehr Experimente mit Supermarktprodukten, Wiley-VCH GmbH & CO KGaA, Weinheim, 2003, S. 85, 86, 179 [6] G. Jander, E. Blasius, J. Strähle, E. Schweda, Lehrbuch der analytischen und präparativen anorgansichen Chemie, 16. Auflage, S. Hirzel-Verlag, 2006, S. 344, 345 [7] G. Schwedt: Experimente mit Supermarktprodukten, Wiley-VCH, Weinheim, 2001, S. 46 [8] (letzter Zugriff: ) [9] M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 2. Auflage, Spektrum Akad.-Verlag, 2011, S. 505 [10] (letzter Zugriff: )

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