Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
La mezcla de hielo, agua y sal producen un efecto térmico muy interesante que sirve tanto para hacer helado o enfriar rápidamente una bebida como para derretir el hielo de las vías públicas.
El experimento
Para realizar este experimento se prepara un recipiente con hielo picado o en cubitos, un poco de agua y un exceso de sal de cocina.
Se echa agua en una botella de plástico y se introduce en el baño. Tras unos minutos, el agua de la botella se habrá enfriado mucho, llegando a congelarse o sobreenfriarse. En caso de quedar sobreenfriada (es decir, que permanezca líquida por debajo de su punto de congelación), se puede congelar instantáneamente echando en ella un trocito de hielo o dando a la botella un golpe contra una mesa.
Explicación
Para explicar por qué baja la temperatura de una mezcla de agua, hielo y sal, pensemos primero en un equilibrio de solo hielo y agua líquida, sin sal, como se representa en la imagen (el hielo está a la izquierda; los círculos son moléculas de H2O):
Este equilibrio se alcanza a la temperatura de 0 oC a la presión de 1 atm.
Como es sabido, el hielo consiste en una estructura más o menos cristalina de moléculas de H2O, mientras que el agua líquida también consiste en moléculas de H2O, pero estas se mueven libremente y al azar. El agua líquida y el hielo están en equilibrio dinámico. Debido a las vibraciones térmicas, un cierto número de moléculas de H2O de la fase sólida se desprenden de la superficie y pasan a la fase líquida. Durante el mismo período de tiempo, el mismo número de moléculas de agua que se encuentran en la fase líquida se adhieren a la superficie del hielo. Hay varias energías que hay que considerar en esos procesos (pérdida de energía cinética de las moléculas de la fase líquida que se incorporan al hielo, liberación de energía del hielo al formarse nuevos enlaces, etc.), pero el balance global será nulo. Por eso, la temperatura se mantiene constante.
Supongamos ahora que echamos sal:
La sal se disolverá en el agua y eso hará que disminuya la concentración de moléculas de agua en la fase líquida (es decir, el número de moléculas de agua por unidad de volumen), ya que los iones de sal ocuparán el lugar de algunas de ellas. La velocidad de liberación de moléculas de agua en el hielo será la misma que antes, pero ahora menos moléculas de agua de la fase líquida podrán adherirse al hielo simplemente porque su concentración es menor. (La sal, por su parte, no puede incorporarse al hielo porque la estructura cristalina de este lo impide). El resultado neto es que hay más moléculas de hielo que pasan a la fase líquida que moléculas de agua líquida que pasan a la fase sólida. Por lo tanto, el hielo se estará fundiendo. Habrá cada vez más agua líquida, pero, si se ha añadido sal en exceso, esa agua seguirá disolviendo sal, por lo que la fusión del hielo continuará.
Por la explicación dada, hay que reparar en que la sal por sí sola no puede derretir hielo. Primero ha de combinarse con agua, y es la disolución de sal en agua la que inicia el proceso de fusión. Es decir, el hielo o la nieve deben estar cubiertos de una fina capa de agua; si no, hay que mojarlos o añadir salmuera, que es una disolución muy concentrada o saturada de sal en agua.
La explicación dada ha sido básicamente en términos cinéticos, pero existen otras. Así, el razonamiento puede hacerse también en términos termodinámicos de energía de Gibbs, entropía y entalpía.
Disminución de la temperatura
Lo dicho explica por qué al disolver sal en agua se derrite el hielo. Pero hay otro efecto que se produce al mismo tiempo: la mezcla de sal, agua y hielo se enfría. Esto se debe a que la fusión del hielo requiere energía (calor latente de fusión), y esta energía la absorbe el hielo de la mezcla de agua y sal. Las moléculas de agua líquida que se incorporan a la fase sólida ceden energía (la más obvia es la cinética, pues las moléculas pasan de tener una cierta velocidad a quedar paradas), pero esa energía es menor que la que el hielo capta al fundirse, por lo que la disolución pierde calor y por tanto el sistema se enfría.
Descenso crioscópico
Sin embargo, a pesar de que la fase líquida se enfría, no se congela a 0 oC como correspondería, sino a menos temperatura. Puede conseguirse que una mezcla de agua y sal no congele hasta los –21 oC. Para lograrlo, hay que mezclarlas en una proporción del 23 % de sal en peso; esta proporción se llama eutéctica. Para otras proporciones, la mezcla congelará a otras temperaturas. Lo ilustra el siguiente diagrama de fases (a p = 1 atm), donde vemos qué mezclas pueden existir a diversas temperaturas y distintas concentraciones de sal (nótese que por debajo de unos –21 oC solo puede haber sal y hielo; toda el agua líquida estará congelada).
La disminución del punto de congelación de la disolución de sal y agua que estamos considerando se llama descenso crioscópico y es una de las llamadas propiedades coligativas de las disoluciones, entendiéndose por tales aquellas que no dependen (idealmente) de la naturaleza del soluto, sino de su concentración.
La razón de que el punto de fusión de la disolución de sal y agua sea menor que el del agua pura se puede explicar termodinámicamente (en términos de variación de entropía) o, de forma más simple, a partir de la idea de la disminución de la presión de vapor del agua cuando esta se encuentra en presencia de la sal en comparación a la presión de vapor del agua pura. Esta disminución viene dada por la ley de Raoult, según la cual la presión de vapor de un disolvente (pv) en su mezcla con un soluto no volátil es igual a la presión de vapor del disolvente puro (pv*) multiplicada por la fracción molar del disolvente (χd):
El punto de congelación es una temperatura a la cual el disolvente en fase líquida (agua líquida en este experimento) y el disolvente en fase sólida (hielo), que están en equilibrio, tienen iguales presiones de vapor. Cuando se agrega un soluto no volátil (la sal), la presión de vapor de la disolución será menor que la del disolvente puro, como se acaba de decir. Como la presión de vapor depende de la temperatura (a menor temperatura, menor presión de vapor), para que el sólido tenga la misma presión de vapor que el disolvente, la temperatura tiene que ser más baja. A esa nueva temperatura las presiones de vapor del disolvente sólido y del disolvente en la fase líquida se igualarán otra vez. Esa temperatura será, pues, el nuevo punto de congelación.
Precauciones
Este experimento no es peligroso. No obstante, el hielo y la sal pueden enfriarse mucho, por lo que hay que tener en cuenta el riesgo de quemaduras por frío.
Bibliografía
- A. Pelton. Why do we put salt on icy sidewalks in the winter? Scientific American. https://www.scientificamerican.com/article/why-do-we-put-salt-on-icy/.
- A. M. Helmenstine. How Cold Does Ice Get With Salt? ThoughtCo, 2018. https://www.thoughtco.com/how-cold-does-ice-get-with-salt-4017627.
- Freezing-point depression. Wikipedia. https://en.wikipedia.org/wiki/Freezing-point_depression.
- S. Chodosh. The fastest way to chill your beer. Popular Science, 2017 https://www.popsci.com/fastest-way-to-chill-your-beer.
Diagrama de fases: http://www.elenamoreno.net/2009/12/%C2%BFpor-que-la-sal-derrite-el-hielo/. Imagen de cabecera: honnam en YouTube.
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/ .
