aunque el proceso de hidratación emite calor, esto es más que compensado por el calor absorbido durante la descomposición inicial de la sal en iones. En otras palabras, el proceso total de disolución Decomp descomposición en iones más hidratación absorbs absorbe calor. Esto se puede demostrar fácilmente: vierta un poco de agua en un vaso y pruebe su temperatura con el dedo. Agrega un poco de sal, revuelve y prueba de nuevo. La temperatura habrá disminuido.,
la razón real por la que la aplicación de sal hace que el hielo se derrita es que una solución de agua y sal disuelta tiene un punto de congelación más bajo que el agua pura. Cuando se agrega al hielo, la sal primero se disuelve en la película de agua líquida que siempre está presente en la superficie, reduciendo así su punto de congelación por debajo de la temperatura del hielo. Por lo tanto, el hielo en contacto con el agua salada se derrite, creando más agua líquida, que disuelve más sal, lo que hace que más hielo se derrita, y así sucesivamente. Cuanto mayor sea la concentración de sal disuelta, menor será su punto de congelación general., Hay un límite, sin embargo, a la cantidad de sal que se puede disolver en agua. El agua que contiene una cantidad máxima de sal disuelta tiene un punto de congelación de aproximadamente cero grados Fahrenheit. Por lo tanto, la aplicación de sal no derretirá el hielo en una acera si la temperatura está por debajo de cero grados F.
para comprender por qué el agua que contiene sal disuelta tiene un punto de congelación más bajo que el agua pura, considere que cuando el hielo y el agua están en contacto hay un intercambio dinámico en la interfaz de los dos estados de fase., Debido a las vibraciones térmicas en el hielo, un gran número de moléculas por segundo se desprenden de su superficie y entran en el agua. Durante el mismo período de tiempo, un gran número de moléculas de agua se adhieren a la superficie del hielo y se convierten en parte de la fase sólida. A temperaturas más altas, la primera tasa es más rápida que la segunda y el hielo se derrite. A temperaturas más bajas ocurre lo contrario. En el punto de congelación las dos tasas son iguales., Si la sal se disuelve en el agua, la velocidad de desprendimiento de las moléculas de hielo no se ve afectada, pero la velocidad a la que las moléculas de agua se adhieren a la superficie del hielo disminuye, principalmente porque la concentración de moléculas de agua en el líquido (moléculas por centímetro cúbico) es menor. Por lo tanto, el punto de fusión es menor.
John Margrave, profesor de química en la Universidad Rice, explica.
todas las superficies heladas de hecho contienen pequeños charcos de agua. Debido a que la sal es soluble en agua, la sal aplicada a tales superficies se disuelve., El agua líquida tiene lo que se conoce como una constante dieléctrica alta, que permite que los iones en la sal (sodio cargado positivamente y cloro cargado negativamente) se separen. Estos iones, a su vez, reaccionan con moléculas de agua e hidratan que es, forman iones hidratados (iones cargados Unidos a moléculas de agua). Este proceso emite calor, porque los hidratos son más estables que los iones individuales. Esa energía luego derrite partes microscópicas de la superficie del hielo. Por lo tanto, una cantidad sustancial de sal esparcida sobre una gran superficie puede descongelar el hielo., Además, si conduce sobre el hielo en su automóvil, la presión ayuda a forzar la sal en el hielo y se produce más de esta hidratación.
la sal de roca aplicada a las carreteras heladas en el invierno es la misma sustancia que sale de su salero. La única diferencia es el tamaño. La sal de roca es el material que se ha cristalizado en trozos más grandes, mientras que la sal de mesa se ha molido y pulverizado a una distribución de tamaño más o menos uniforme. El cloruro de calcio se usa tan comúnmente para derretir el hielo en las calles como el cloruro de sodio. De hecho, es más barato que el cloruro de sodio., Las empresas fabrican grandes cantidades de cloruro de calcio a partir de salmueras y otros materiales naturales que se pueden utilizar para el mismo propósito.
publicado originalmente el 8 de diciembre de 2003.