Cada invierno esparcimos sal sobre las carreteras heladas y el hielo se derrite, incluso cuando la temperatura está por debajo de 0 °C, el punto de fusión normal del hielo. ¿Cómo puede un poco de sal fundir agua congelada sin ninguna fuente de calor? La respuesta es una de las más elegantes de la química de las disoluciones: el descenso crioscópico.
El equilibrio a 0 °C
A 0 °C, el hielo y el agua líquida coexisten en equilibrio: en cada instante, tantas moléculas de agua salen del hielo hacia el líquido (fusión) como hacen el recorrido inverso (congelación). Las dos velocidades son exactamente iguales, y eso es lo que define el punto de fusión.
¿Qué ocurre si disolvemos sal en el agua líquida? Los iones Na⁺ y Cl⁻ ocupan el lugar de algunas de las moléculas de agua en la superficie de contacto. Como resultado, hay menos moléculas de agua líquida disponibles para volver a unirse al hielo. La velocidad de congelación baja, mientras que la de fusión no cambia (el hielo es un sólido puro, sin sal). El equilibrio se inclina hacia la fusión: el hielo se derrite. Para restablecer el equilibrio hay que enfriar más; de ahí un nuevo punto de congelación, más bajo.
Visto de otra manera, en el lenguaje de la termodinámica: disolver un soluto aumenta el desorden (la entropía) del líquido, lo que lo estabiliza. El agua líquida «prefiere» seguir líquida hasta una temperatura más baja antes de solidificarse.
Una propiedad coligativa
Lo notable: este efecto depende no de la naturaleza del soluto, sino solo del número de partículas disueltas. Esto se llama propiedad coligativa (del latín colligare, unir). La ley es:
ΔT_f = i · K_f · m
donde m es la molalidad (moles de soluto por kg de agua), K_f la constante crioscópica del agua (1.86 °C·kg/mol) e i el factor de van't Hoff: el número de partículas liberadas por unidad disuelta.
Aquí es donde la sal resulta astuta: el cloruro de sodio NaCl se disocia en dos iones (Na⁺ + Cl⁻), así que i ≈ 2. Un mol de sal baja el punto de congelación el doble que un mol de azúcar (que no se disocia, i = 1). El cloruro de calcio CaCl₂ lo hace aún mejor: libera tres iones (Ca²⁺ + 2 Cl⁻), i ≈ 3.
Por qué CaCl₂ en las carreteras más frías
La sal tiene un límite. Al saturar el agua con NaCl, solo podemos bajar hasta unos −21 °C (el punto eutéctico, que se alcanza con un 23 % de sal en masa). Por debajo, la sal ya no funciona. Por eso los equipos de carreteras cambian al cloruro de calcio (eficaz hasta ~−50 °C) o al cloruro de magnesio en las regiones más duras. Extra: la disolución del CaCl₂ es exotérmica: libera calor, lo que acelera aún más el deshielo.
Nota: la sal necesita una fina película de agua líquida para empezar a actuar (tiene que disolverse en algún sitio). Sobre hielo perfectamente seco y muy frío, el proceso tarda en arrancar.
La misma física, en otros lugares
El descenso crioscópico es solo una de las propiedades coligativas. Sus primas: - el aumento ebulloscópico: el agua salada hierve por encima de 100 °C (por qué salamos el agua de la pasta… aunque el efecto es minúsculo); - la presión osmótica: gobierna el intercambio de agua a través de las membranas celulares; - el anticongelante de los coches: el etilenglicol baja el punto de congelación del refrigerante y sube su punto de ebullición.
Por qué importa
La historia de la sal sobre el hielo muestra que una propiedad puede depender solo de un recuento: cuántas partículas, sin importar cuáles. Es contraintuitivo y muy útil: así se miden las masas molares (por crioscopía), se diseñan los anticongelantes y se entiende por qué las células se hinchan o se encogen en el agua. Un fenómeno cotidiano que se abre a toda la termodinámica de las disoluciones.