O sal não “aquece” o gelo para fazê-lo derreter. Ele muda o equilíbrio entre água líquida e gelo. Quando cloreto de sódio entra em contato com a fina camada de água que existe sobre o gelo, dissolve-se e forma uma salmoura. Essa solução congela a uma temperatura menor que a água pura. Por isso, parte do gelo pode continuar derretendo mesmo quando a mistura já está abaixo de 0 °C. Como a fusão consome energia, o processo retira calor da própria mistura e do ambiente próximo, fazendo a temperatura cair.
Uma medição simples para observar o efeito
É possível visualizar o fenômeno com dois copos térmicos ou recipientes semelhantes. Coloque quantidades parecidas de gelo triturado nos dois. Em um deles, adicione algumas colheres de sal e misture; o outro fica como controle. Use termômetros capazes de medir temperaturas negativas e registre a temperatura inicial e depois de 1, 3 e 5 minutos.
- No copo sem sal, uma mistura de gelo e água tende a permanecer perto de 0 °C enquanto as duas fases coexistem e há troca de calor suficiente com o ambiente.
- No copo com sal, normalmente aparece mais água líquida e a temperatura pode cair abaixo de 0 °C.
- O valor exato depende de quanto sal foi usado, do tamanho dos cristais de gelo, da mistura, da temperatura inicial, do isolamento e da entrada de calor do ambiente.
Evite segurar por muito tempo recipientes muito frios ou encostar a mistura diretamente na pele: gelo com sal pode atingir temperaturas capazes de causar lesão por frio.
O que o sal muda no ponto de congelamento
Água pura, a 1 atm, tem ponto normal de congelamento de 0 °C. Em uma solução, partículas dissolvidas dificultam que as moléculas de água passem para a estrutura ordenada do gelo. Em termos termodinâmicos, o soluto reduz o potencial químico da água líquida; assim, a igualdade entre as fases líquida e sólida só ocorre a uma temperatura menor.
Esse efeito é uma propriedade coligativa: em uma aproximação ideal e diluída, sua magnitude depende principalmente do número de partículas dissolvidas, e não da identidade química de cada partícula. O fenômeno é chamado de depressão do ponto de congelamento ou depressão crioscópica.
A relação didática mais usada é ΔTf = i × Kf × m. Para a água, Kf = 1,86 °C·kg·mol−1. A grandeza m é a molalidade, em mol de soluto por quilograma de solvente; i é o fator de van't Hoff, que representa quantas partículas efetivas o soluto produz em solução. O OpenStax apresenta esses valores e usa o descongelamento com sais como aplicação direta da propriedade coligativa.
Exemplo: 5,84 g de NaCl em 100 g de água
Considere um exemplo idealizado em que 5,84 g de cloreto de sódio são dissolvidos em 100 g de água. A massa molar do NaCl é aproximadamente 58,44 g/mol, então 5,84 g correspondem a cerca de 0,100 mol.
| Etapa | Cálculo aproximado | Resultado |
|---|---|---|
| Quantidade de NaCl | 5,84 g ÷ 58,44 g/mol | 0,100 mol |
| Molalidade | 0,100 mol ÷ 0,100 kg de água | 1,00 mol/kg |
| Fator ideal do NaCl | NaCl → Na+ + Cl− | i ≈ 2 |
| Depressão ideal | 2 × 1,86 × 1,00 | ΔTf ≈ 3,72 °C |
| Ponto previsto | 0 − 3,72 | ≈ −3,7 °C |
Assim, o modelo ideal prevê que uma solução 1,00 m de NaCl comece a congelar por volta de −3,7 °C. O próprio OpenStax mostra por que isso é uma aproximação: para uma solução 1,0 m de NaCl, a depressão observada indicada no texto é cerca de 3,4 °C, e não 3,7 °C. Interações entre íons fazem com que eles não se comportem como duas partículas completamente independentes, principalmente à medida que a concentração aumenta.
Por que a mistura de gelo e sal pode ficar abaixo de 0 °C
Há dois processos acoplados. Primeiro, o sal dissolve-se na água líquida presente na superfície do gelo e reduz a temperatura na qual essa fase líquida pode congelar. Segundo, como a salmoura ainda pode permanecer líquida abaixo de 0 °C, mais gelo derrete para tentar restabelecer o equilíbrio.
Derreter gelo exige energia. Em um recipiente razoavelmente isolado, parte dessa energia vem do próprio conjunto gelo + salmoura; por isso a temperatura cai. A American Chemical Society descreve esse balanço de forma didática: ao adicionar sal, a água salgada não volta a congelar tão rapidamente quanto o gelo derrete, de modo que a energia consumida na fusão deixa de ser compensada por uma quantidade equivalente de energia liberada no congelamento.
Isso explica uma aparente contradição: o gelo derrete e, ao mesmo tempo, a mistura esfria. “Derreter” não significa necessariamente “ficar mais quente”; significa que a fase sólida está sendo convertida em líquida, e essa conversão pode consumir calor.
Por que não dá para usar a fórmula simples como previsão exata de um copo com gelo e sal
A equação ΔTf = iKfm é muito útil para soluções suficientemente diluídas e próximas do comportamento ideal. Um copo com gelo, cristais de sal e salmoura concentrada é um sistema mais complicado.
- A concentração muda continuamente: à medida que o gelo derrete, entra mais água líquida na salmoura.
- Nem todo o sal precisa estar dissolvido: pode haver cristais sólidos de NaCl coexistindo com a solução.
- O fator de van't Hoff não é exatamente 2: íons interagem, e o desvio da idealidade cresce em soluções concentradas.
- Há troca de calor com o ambiente: copo, colher, termômetro, ar e bancada fornecem ou retiram energia.
- O sistema pode ter várias fases ao mesmo tempo: gelo, solução líquida e sal sólido não são equivalentes a uma única solução diluída de composição fixa.
Por isso, a conta de −3,7 °C deve ser lida como um exemplo da propriedade coligativa, não como uma previsão universal para “qualquer gelo com sal”.
O que a experiência realmente demonstra
O experimento de sal + gelo conecta três ideias que às vezes aparecem separadas nos livros: equilíbrio de fases, propriedades coligativas e balanço de energia. O sal reduz a temperatura de congelamento da água líquida; isso permite que mais gelo funda abaixo de 0 °C; e a fusão consome energia, resfriando a mistura.
Essa é a mesma lógica básica por trás do uso de sais para ajudar a derreter gelo em superfícies e do banho de gelo e sal usado em demonstrações e preparos que precisam ficar abaixo de 0 °C. A eficácia prática, porém, depende da concentração, da temperatura externa, do tipo de sal e da transferência de calor.
Fontes e leitura complementar
- OpenStax Chemistry 2e — Colligative Properties: definição de depressão do ponto de congelamento, Kf da água, fator de van't Hoff e exemplo com NaCl.
- American Chemical Society — Why does salt make ice colder?: explicação didática do balanço entre fusão, congelamento e resfriamento da mistura.
