viernes, 7 de diciembre de 2012

Sal, termodinámica, hielo y accidentes


Ahora que se acerca el invierno, empieza a ser habitual ver como tras una severa nevada se echa sal "a moles" sobre el asfalto y las aceras para evitar accidentes como los que puedes ver en el siguiente vídeo.

  


El efecto que produce la sal, básicamente cloruro sódico (NaCl), en la nieve es el de impedir que se formen placas de hielo, muy peligrosas para el tráfico rodado y de peatones. Además, la sal “derrite” la nieve ayudando a despejar el asfalto de eventuales accidentes y resbalones.

 Pero, ¿por qué añadir sal ayuda a evitar estos accidentes? Sé que para muchos la respuesta puede ser banal, pero no lo es en absoluto. Responder a esta pregunta supone hacer un interesante recorrido desde la Termodinámica hasta la naturaleza cinética de la materia. ¿Vienes?

Descenso crioscópico

En 1882, el químico francés François-Marie Raoult publicó los resultados de sus estudios sobre el punto de congelación de las disoluciones acuosas de compuestos orgánicos. En una disolución, al componente mayoritario se le denomina disolvente, y a las sustancias que se encuentran en menor cantidad, solutos. Las disoluciones presentan una serie de propiedades, las propiedades coligativas, derivadas de la presencia de partículas distintas a las del disolvente y que afectan a algunas de sus características, como la presión de vapor, la temperatura de ebullición o la de fusión.

Raoult encontró que la temperatura de fusión de las disoluciones acuosas es menor que la del agua pura. Es el llamado descenso crioscópico. En disoluciones muy diluidas, la temperatura de solidificación T responde a la ecuación:

T = T0 – k . c 

siendo T0 el punto de fusión del líquido puro (en el caso del agua, 0ºC), k una constante y c la concentración de las partículas del soluto, que es la cantidad de éste que se añade por kilogramo de disolvente. Este efecto tiene numerosas aplicaciones. Por ejemplo, muchos anticongelantes contienen etilenglicol en su formulación, que aprovechan el efecto del descenso crioscópico además de la formación de puentes intermoleculares para evitar la rotura de motores y conductos. También existen seres vivos capaces de utilizar el descenso crioscópico como mecanismo de adaptación a climas muy fríos. Un ejemplo de ello es la Rana sylvatica de los bosques de Canadá y Alaska.

Lithobates sylvaticus: utiliza la glucosa como anticongelante.

Cuando se añade sal al hielo, el posible disolvente – el agua sólida – no puede disolver la sal. Y aquí es donde entra en juego la segunda ley de la Termodinámica, que podemos enunciar así:

En un sistema cerrado y aíslado, la entropía tiende a aumentar con el tiempo”

¿Qué es eso de la entropía? Pues, para que me entiendas, es algo así como el desorden del sistema. Si consideramos el sistema formado por el hielo y la sal, se preserva cierto orden que mantiene separadas las moléculas de agua de los cristales de la sal. Sin embargo, el hielo puede fundirse para lograr un estado más desordenado al mezclarse las moléculas de agua con las partículas contituyentes de la sal:

Entropía (disolución de agua y sal) > Entropía (hielo-sal)

así que a costa de la energía interna del hielo (recuerda que se ha aumentado la temperatura), se respeta el segundo principio de la Termodinámica. La disolución de la sal permite, por un lado, dificultar la cristalización del hielo al mantener más separadas las moléculas de agua, y por el otro lado, disminuir la temperatura de congelación de la disolución en virtud del descenso crioscópico. Cuanto mayor sea la cantidad de sal añadida, más acusados serán estos dos efectos [1].

El factor i

Vale, ya sabemos por qué se añade sal al hielo para fundirlo. Pero podrías plantearte por qué se tira sal y no cualquier otro compuesto soluble en agua, qué sé yo, azúcar, alcohol o ácido sulfúrico. Aparte de la obvia fundamentación en la abundancia de este mineral y de su bajo precio [2] , volvamos al siglo XIX para dar respuesta a esta pregunta.

El químico holandés Jacobo Henricus van't Hoff [3]prosiguió los estudios de Raoult sobre el descenso crioscópico de las disoluciones, pero en lugar de focalizar su investigación en las disoluciones de compuestos orgánicos, se fijó en las de los compuestos inorgánicos. De forma empírica, reescribió la ecuación que hemos visto más arriba en la forma:

T = T0 – i . k . c


Como puedes observar, aparece un nuevo factor que hemos llamado i. Van't Hoff estudió el factor i para distintas sustancias a disoluciones muy diluidas y encontró, por ejemplo, que para el cloruro de sodio (NaCl), i se aproximaba a 2, para el cloruro de bario (BaCl2), a 3, …

La explicación del misterioso factor i residía en la teoría de la disociación electrolítica, establecida por Svante August Arrhenius [4]. La teoría de la disociación electrolítica establecía que al disolver en agua sustancias como la sal se disocia en átomos con carga (iones). Según esta teoría al disolver sal en agua, cloruro sódico NaCl, se obtenían dos especies químicas distintas, Na+ y Cl-

NaCl →   Na+ + Cl-

Por tanto, al añadir sal en el agua, se está produciendo el descenso crioscópico debido a los iones Na+ y el debido a los iones Cl-. Es decir, la sal produce (casi) el doble descenso crioscópico que el azúcar o el alcohol. Y como muestra de ello, ahí va un vídeo del genial Manuel Díaz Escalera, @fqmanuel.




Así que ya lo sabes, la próxima vez que veas echar sal para evitar la formación de placas de hielo recuerda que tiene mucho que ver con la termodinámica de las disoluciones.

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[1] En aras de una mayor claridad, no se comentan con más detalle otros aspectos termodinámicos de las disoluciones de cloruro sódico en agua. 

[2] En la península ibérica hay abundantes yacimientos de sal que proveen a diputaciones, ayuntamientos y particulares. El precio medio que he encontrado para el kilogramo de sal es 0,28 €.

[3] Van't Hoff recibió el Premio Nobel en 1901 por sus estudios sobre las disoluciones y sobre la cinética química

[4]La teoría electrolítica le valió a Arrhenius el Premio Nobel de 1903.

Esta entrada participa en la XX edición del Carnaval de Química organizado por @bioamara en el blog La Ciencia de Amara.




5 comentarios:

Jordiet dijo...

Es curioso, ayer acabé de ver una película antigua sobre la vida de Gandhi, y la sal también tuvo su papel importante en la historia de la India, pues fue usada por Gandhi como elemento para conseguir la desobediencia civil del pueblo ya que su extracción era propiedad exclusiva del imperio británico. Muy curiosa la sal! Genial entrada Luis ;-)

Amara dijo...

Muy útil, interesante y estupendamente explicado. Felicidades Luis!

Luis dijo...

Gracias Jorge. Ya me contarás es porque yo había leído sobre Gandhi y la sal pero no tenía ni idea de que había peli.

Gracias, Amara, que alguien como tú me diga eso me enorgullece. :))

Jordiet dijo...

FYI: http://www.imdb.com/title/tt0083987/

Ununcuadio Uuq dijo...

No había podido leer despacio el post: ¡qué recuerdos a 4ºESO! Pero me ha gustado más tu explicación y también el vídeo! :)

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