La sal no “calienta” el hielo para derretirlo. Lo que hace es cambiar el equilibrio entre el agua líquida y el hielo. Cuando el cloruro de sodio entra en contacto con la fina capa de agua presente sobre el hielo, se disuelve y forma una salmuera. Esa solución se congela a una temperatura menor que el agua pura. Por eso, parte del hielo puede seguir derritiéndose incluso cuando la mezcla ya está por debajo de 0 °C. Como la fusión consume energía, el proceso extrae calor de la propia mezcla y del entorno cercano, haciendo que la temperatura baje.
Una medición sencilla para observar el efecto
El fenómeno puede observarse con dos vasos térmicos o recipientes similares. Coloca cantidades parecidas de hielo triturado en ambos. En uno, añade unas cucharadas de sal y mezcla; el otro queda como control. Usa termómetros capaces de medir temperaturas negativas y registra la temperatura inicial y luego los valores a 1, 3 y 5 minutos.
- En el vaso sin sal, una mezcla de hielo y agua tiende a permanecer cerca de 0 °C mientras coexisten ambas fases y hay suficiente intercambio de calor con el ambiente.
- En el vaso con sal, normalmente aparece más agua líquida y la temperatura puede bajar de 0 °C.
- El valor exacto depende de la cantidad de sal, del tamaño de los cristales de hielo, de la mezcla, de la temperatura inicial, del aislamiento y de la entrada de calor desde el ambiente.
Evita sostener durante mucho tiempo recipientes muy fríos o tocar la mezcla directamente con la piel: el hielo con sal puede alcanzar temperaturas capaces de provocar lesiones por frío.
Qué cambia la sal en el punto de congelación
El agua pura, a 1 atm, tiene un punto normal de congelación de 0 °C. En una solución, las partículas disueltas dificultan que las moléculas de agua pasen a la estructura ordenada del hielo. En términos termodinámicos, el soluto reduce el potencial químico del agua líquida; por eso, la igualdad entre las fases líquida y sólida solo se alcanza a una temperatura menor.
Este efecto es una propiedad coligativa: en una aproximación ideal y diluida, su magnitud depende principalmente del número de partículas disueltas, no de la identidad química de cada partícula. El fenómeno se denomina descenso del punto de congelación o depresión crioscópica.
La relación didáctica más utilizada es ΔTf = i × Kf × m. Para el agua, Kf = 1,86 °C·kg·mol−1. La magnitud m es la molalidad, en moles de soluto por kilogramo de disolvente; i es el factor de van't Hoff, que representa cuántas partículas efectivas produce el soluto en solución. OpenStax presenta estos valores y utiliza el deshielo con sales como aplicación directa de esta propiedad coligativa.
Ejemplo: 5,84 g de NaCl en 100 g de agua
Considera un ejemplo idealizado en el que se disuelven 5,84 g de cloruro de sodio en 100 g de agua. La masa molar del NaCl es aproximadamente 58,44 g/mol, por lo que 5,84 g corresponden a cerca de 0,100 mol.
| Etapa | Cálculo aproximado | Resultado |
|---|---|---|
| Cantidad de NaCl | 5,84 g ÷ 58,44 g/mol | 0,100 mol |
| Molalidad | 0,100 mol ÷ 0,100 kg de agua | 1,00 mol/kg |
| Factor ideal del NaCl | NaCl → Na+ + Cl− | i ≈ 2 |
| Descenso ideal | 2 × 1,86 × 1,00 | ΔTf ≈ 3,72 °C |
| Punto previsto | 0 − 3,72 | ≈ −3,7 °C |
Así, el modelo ideal predice que una solución 1,00 m de NaCl empezaría a congelarse alrededor de −3,7 °C. El propio OpenStax muestra por qué esto es solo una aproximación: para una solución 1,0 m de NaCl, el texto indica un descenso observado de alrededor de 3,4 °C, no de 3,7 °C. Las interacciones entre iones hacen que no se comporten como dos partículas completamente independientes, sobre todo a medida que aumenta la concentración.
Por qué la mezcla de hielo y sal puede bajar de 0 °C
Intervienen dos procesos acoplados. Primero, la sal se disuelve en el agua líquida de la superficie del hielo y reduce la temperatura a la que esa fase líquida puede congelarse. Segundo, como la salmuera puede seguir líquida por debajo de 0 °C, se derrite más hielo mientras el sistema avanza hacia un nuevo equilibrio.
Derretir hielo requiere energía. En un recipiente razonablemente aislado, parte de esa energía procede del propio sistema hielo + salmuera; por eso su temperatura baja. La American Chemical Society explica este balance de forma didáctica: al añadir sal, el agua salada no vuelve a congelarse tan rápido como el hielo se derrite, de modo que la energía consumida en la fusión deja de estar compensada por una cantidad equivalente de energía liberada al congelarse.
Esto resuelve una aparente contradicción: el hielo se derrite mientras la mezcla se enfría. “Derretirse” no significa necesariamente “calentarse”; significa que la fase sólida se está transformando en líquida, y esa transformación puede consumir calor.
Por qué la fórmula sencilla no predice exactamente un vaso con hielo y sal
La ecuación ΔTf = iKfm es muy útil para soluciones suficientemente diluidas y cercanas al comportamiento ideal. Un vaso con hielo, cristales de sal y salmuera concentrada es un sistema más complejo.
- La concentración cambia continuamente: a medida que se derrite el hielo, entra más agua líquida en la salmuera.
- No toda la sal tiene que estar disuelta: pueden coexistir cristales sólidos de NaCl con la solución.
- El factor de van't Hoff no es exactamente 2: los iones interactúan y la desviación respecto de la idealidad aumenta en soluciones concentradas.
- Hay intercambio de calor con el entorno: el vaso, la cuchara, el termómetro, el aire y la superficie de apoyo pueden aportar o retirar energía.
- Pueden coexistir varias fases: hielo, solución líquida y sal sólida no equivalen a una única solución diluida de composición fija.
Por eso, el cálculo de −3,7 °C debe interpretarse como un ejemplo del modelo de propiedad coligativa, no como una predicción universal para “cualquier mezcla de hielo y sal”.
Qué demuestra realmente el experimento
El experimento de sal + hielo conecta tres ideas que a veces se enseñan por separado: equilibrio de fases, propiedades coligativas y balance de energía. La sal reduce la temperatura de congelación del agua líquida; esto permite que se derrita más hielo por debajo de 0 °C; y la fusión consume energía, enfriando la mezcla.
La misma lógica básica está detrás del uso de sales para ayudar a derretir hielo en superficies y del baño de hielo y sal utilizado en demostraciones y preparaciones que necesitan temperaturas inferiores a 0 °C. Sin embargo, la eficacia práctica depende de la concentración, la temperatura exterior, el tipo de sal y la transferencia de calor.
Fuentes y lectura complementaria
- OpenStax Chemistry 2e — Colligative Properties: descenso del punto de congelación, valor de Kf del agua, factor de van't Hoff y ejemplo con NaCl.
- American Chemical Society — Why does salt make ice colder?: explicación didáctica del balance entre fusión, congelación y enfriamiento de la mezcla.
