Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
La formación de estalactitas y estalagmitas en la naturaleza es un fenómeno químico basado en el equilibrio entre el CaCO3 (insoluble en agua) y el Ca(HCO3)2 (soluble). Como se sabe, las estalactitas de las cavernas crecen desde el techo, mientras que las estalagmitas ascienden desde el suelo. Estos espeleotemas pueden alcanzar decenas de metros (la estalactita conocida más larga del mundo está en la cueva de Nerja, Málaga). Aquí no vamos a explicar cómo hacer estalagmitas de carbonato de calcio, sino cómo imitarlas con acetato de sodio.
El acetato de sodio (etanoato de sodio) tiende a formar disoluciones sobresaturadas que precipitan repentinamente al entrar en contacto con una semilla de cristalización o por alguna perturbación mecánica. Esta cristalización es muy exotérmica, propiedad que se aprovecha para fabricar las llamadas bolsas térmicas, en las que la perturbación se realiza presionando un botón. Como los cristales son blanquecinos, son conocidos por el nombre de “hielo caliente”.
El experimento
Primero hay que preparar una disolución sobresaturada de esta sal. Para ello se puede disolver acetato de sodio trihidratado en agua en proporción aproximada 10:1 en peso con ayuda de calentamiento. Otra opción es verter agua muy caliente sobre acetato de sodio y agitar, dejando de añadir agua cuando empiece a quedar material sólido que ya no se disuelve. En ese momento se decanta la disolución y se deja enfriar en un recipiente tapado para evitar que caiga alguna impureza y actúe como semilla de cristalización.
Después se vierte lentamente la disolución sobresaturada sobre una bandeja, plato o vidrio de reloj grande que contengan algunos cristales de acetato de sodio. La disolución cristalizará inmediatamente al contacto con los cristales formando una especie de “estalagmita” que irá creciendo conforme se añada líquido. El proceso ocurrirá tan rápidamente que, si se acerca demasiado el vaso a la estalagmita, podría cristalizar el chorro y el resto de disolución de acetato contenida en el vaso.
La bandeja se calentará mucho, lo que demostrará el carácter fuertemente exotérmico del proceso de cristalización.
Si solo se desea observar la rápida cristalización, se procederá al revés: se echan los cristales sobre la disolución o bien se toca con un palillo de dientes impregnado de pequeños cristales o el borde de una cuchara con polvo de acetato de sodio pegado. Incluso tocando la superficie de la disolución con un dedo podría desencadenarse la cristalización. Se notará enseguida el calor debido al proceso.
Por supuesto, los cristales pueden redisolverse si se desea hacer el experimento otra vez.
Sustitutivos
Una alternativa es usar una disolución acuosa de tiosulfato de sodio o de tricloroacetato de guanidina o bien de oxalato de dimetilo en metanol (por cierto, esta es una sustancia muy adecuada para hacer experimentos de sublimación, subenfriamiento y metaestabilidad). El inconveniente de estos compuestos es que son más difíciles de conseguir.
Explicación
Hay solutos cuya solubilidad disminuye con la temperatura (como el Ce2(SO4)3), otros cuya solubilidad no cambia demasiado con esta variable (como el NaCl) y otros que experimentan fuertes aumentos de su solubilidad con la temperatura. Algunos de estos últimos tienen la capacidad de formar disoluciones sobresaturadas, que son aquellas en las que el soluto alcanza una concentración mayor que la que le corresponde por su solubilidad en el disolvente en cuestión a la presión y temperatura de la disolución. Esto se puede conseguir mediante calor. Con el calor, la disolución sobresaturada adquirirá una “energía contenida” que podrá mantener si, tras el calentamiento, se enfría lentamente. No obstante, el estado que se alcanza es metaestable, por lo que cualquier perturbación hará que precipite el soluto que está en exceso, quedando entonces una disolución saturada. La energía que tenía acumulada la disolución sobresaturada se liberará en forma de calor.
El acetato de sodio es un compuesto cuya solubilidad aumenta mucho con la temperatura. Concretamente, a 0 oC se disuelven 36,3 g en 100 g de H2O, pero a poco más de 40 oC la cantidad solubilizable es el doble, y a 58 oC se alcanza la respetable cifra de 138 g / 100 g H2O. Por lo tanto, si calentamos agua a una temperatura de unos 55 oC necesitaremos una buena cantidad de acetato de sodio para lograr la saturación. Al enfriar esta disolución saturada debería precipitar el exceso de sal disuelta, pero si el enfriamiento es lento y no se induce la precipitación mediante semillas de cristalización o perturbaciones físicas (golpes, agitación…), la disolución puede quedar sobresaturada.
En cambio, si por algún medio se inicia la precipitación, esta se producirá muy rápidamente, siendo una razón importante el hecho de que la sal precipitará en forma de trihidrato, lo que significa que cada molécula de acetato quitará 3 moléculas de agua a la disolución, lo que provocará un aumento de la concentración del acetato que aún está disuelto y hará que se incremente su tendencia a la precipitación. En la siguiente imagen se muestra cómo se distribuyen las moléculas de agua alrededor del ion Na+ en el trihidrato:
Como se ve, el Na+ (color morado) está coordinado con 6 moléculas. Una de ellas (a la izquierda) es el ion acetato (CH3COO–); las otras 5 son H2O. No obstante, el compuesto no es un pentahidrato, sino un trihidrato. La razón es que algunas de las moléculas de H2O a su vez se coordinan con otros iones de Na+ vecinos en la estructura cristalina, de modo que globalmente hay tres moléculas de agua por cada molécula de CH3COO– Na+. Esta es una representación de la estructura tridimensional del trihidrato:
Un ejemplo natural de sobresaturación es la miel, que no es más que una disolución de azúcares que las abejas logran sobresaturar acelerando la evaporación del néctar con el movimiento de sus alas. Pero, con el tiempo, los azúcares de la miel pueden cristalizar, como se aprecia en mieles naturales (no tratadas con inhibidores de precipitación) recolectadas y envasadas hace tiempo.
Seguridad
Estos experimentos son bastante seguros porque el acetato de sodio no es tóxico (salvo, claro, que se ingiera en grandes cantidades). Eso sí, puede ser irritante para los ojos, por lo que convendría usar gafas de protección.
Referencias
- Sodium ethanoate ‘stalagmite’. Education (Royal Society of Chemistry / Nuffield Foundation). https://edu.rsc.org/experiments/sodium-ethanoate-stalagmite/1771.article.
- Solubility Table of Compounds in Water at Temperature. Merck. https://www.sigmaaldrich.com/ES/es/support/calculators-and-apps/solubility-table-compounds-water-temperature.
Imagen de cabecera: Broadgreen International School.
Imágenes de la estructura cristalina del CH3COONa·3H2O: Ben Mills, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=101385642 y https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=101385561.
Este experimento pertenece al libro:
Denís Paredes Roibás, José M.ª Gavira Vallejo: 125 experimentos de química insólita para la Enseñanza de Física y Química. Triplenlace.com, 2025. https://triplenlace.com/aula-libros/125eqi/ .
