¿Por qué la sal derrite el hielo?

No calienta: cambia la regla del congelamiento

El hielo, aun con frío bajo cero, nunca está completamente seco: su superficie tiene siempre una finísima capa de agua líquida, producto de que las moléculas de la superficie están menos sujetas que las de adentro. Cuando cae sal sobre el hielo, no lo quema ni lo calienta: se disuelve en esa película de agua y arma una solución salada. Y una solución salada tiene un punto de congelación más bajo que el agua pura: por eso, a la misma temperatura, esa mezcla sigue líquida y puede seguir derritiendo hielo a su alrededor, en una reacción en cadena.

Esto es lo que en química se llama una propiedad coligativa: depende de cuántas partículas de soluto hay disueltas, no de qué sustancia son.^[3] La relación es simple y se puede medir: el descenso del punto de congelación (ΔTf) es proporcional a la concentración de partículas disueltas, según la fórmula ΔTf = Kf · cm, donde Kf es una constante propia del agua y cm es la concentración molal de la solución.^[2] En números concretos: una solución de sal al 10 % congela recién a -6 °C, y al 20 % recién a -16 °C.^[2]

Ese descenso no es ilimitado. A medida que se agrega más sal, el punto de congelación sigue bajando hasta un mínimo llamado punto eutéctico: para el cloruro de sodio en agua, se alcanza con una concentración del 23 % en peso, y ese punto está en -21 °C.^[1] Pasada esa concentración, agregar más sal no baja más la temperatura de congelamiento; de hecho, la mezcla empieza a comportarse distinto. En la práctica, mucho antes de llegar a ese extremo, la sal deja de ser útil en una ruta: la Administración Federal de Autopistas de Estados Unidos (FHWA) recomienda no usarla para evitar que se forme hielo en el pavimento por debajo de unos -9,5 °C, porque a esas temperaturas actúa demasiado lento.^[1] Por eso en zonas muy frías se usan otras sales —cloruro de calcio o de magnesio— que logran el mismo efecto con menos cantidad y a temperaturas más bajas.

Cómo lo sabemos

La explicación del punto de congelación más bajo no es una regla empírica sin fundamento: sale de la termodinámica de soluciones, y se puede deducir —y medir— con el mismo razonamiento que explica por qué el agua pura se congela a 0 °C. En el agua pura, a 0 °C, las moléculas de la superficie del hielo pasan al estado líquido al mismo ritmo que las moléculas líquidas se suman al hielo: un equilibrio dinámico. Cuando hay un soluto disuelto, por ejemplo iones de sodio y cloro, esas partículas ocupan parte del espacio junto al hielo pero no pueden integrarse a la red cristalina ordenada del hielo (el agua sólida tiene una estructura hexagonal muy específica que solo admite moléculas de agua). El resultado es que la tasa a la que el agua se solidifica baja, mientras que la tasa a la que el hielo se derrite no cambia; para restablecer el equilibrio, hace falta bajar más la temperatura.^[3]

Esta relación se puede comprobar en un laboratorio simple: se prepara una serie de soluciones con concentraciones de sal conocidas, se las enfría y se registra a qué temperatura empieza a formarse el primer cristal de hielo en cada una. Graficando esos puntos sale una curva que coincide, dentro del margen experimental, con la fórmula ΔTf = Kf · cm.^[2] Las agencias viales, como la FHWA en Estados Unidos, verifican estos valores en pruebas de campo y de pavimento, no solo en el laboratorio: miden a qué temperatura real una solución salada todavía evita que se forme hielo sobre el asfalto, considerando el viento, el tráfico que diluye la sal y la posible recongelación si llueve encima. De ahí sale el límite práctico de los -9,5 °C que manejan sus manuales, más conservador que el punto eutéctico teórico de -21 °C, porque en la ruta real la sal nunca alcanza la concentración de saturación perfecta.^[1]

Lo que se suele decir mal

Un error común es pensar que la sal “quema” o “derrite” el hielo por una reacción química que genera calor, como si fuera un ácido. No hay tal reacción: el efecto es puramente físico, por el cambio en el punto de congelación que explica la fórmula de más arriba, sin que haga falta ninguna liberación de calor. Tampoco es cierto que “cuanta más sal, mejor” sin límite: pasado el punto eutéctico no hay ninguna ventaja en agregar más, y en días muy fríos la sal común directamente deja de ser práctica, razón por la cual las rutas de climas extremos usan otras sales o arena para dar tracción en lugar de derretir el hielo.