Más de propiedades coligativas: disminución del punto de congelación del agua

Para comprender qué es lo que sucede en este experimento es necesario conocer algunos conceptos bastante simples, nada complicado realmente. Primero, la disminución del punto de congelación de muchas sustancias es una de las propiedades que tienen algunas sustancias (en disolución) que se conocen como propiedades coligativas.

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Dado que ya hemos hablado extensamente de las propiedades coligativas, solamente recordaremos que se trata de unas propiedades muy particulares que presentan algunos disolventes cuando en ellos se disuelve ciertas cantidades fijas de soluto.

En una disolución, el disolvente es aquella sustancia que se encuentra en mayor proporción y el soluto es el que se encuentra en menor proporción. Aunque esto no es del todo cierto en todos los casos, es una muy buena aproximación a la naturaleza de las disoluciones de manera muy simplificada y es más que suficiente para describir y comprender este experimento.

El punto de congelación de una sustancia es la temperatura (o intervalo de temperaturas) a la cual una sustancia pasa de estado líquido a estado sólido. En la mayoría de las sustancias, el punto de congelación coincide perfectamente con el punto de fusión, que es la temperatura o el intervalo de temperaturas a las cuales una sustancia pasa del estado sólido al estado líquido.



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Formación de copos de nieve

Cuando una sustancia ha alcanzado su punto de congelación, aparecen lo que se conoce como cristales (en las sustancias que cristalizan) o bien algún tipo de sólido. Cabe destacar que todo proceso de fusión (pasar de sólido a líquido) es un proceso endotérmico, es decir, requiere energía para llevarse a cabo. Por otro lado, todo proceso de solidificación o congelación es un proceso exotérmico, ya que la sustancia debe deshacerse de la energía almacenada para pasar de estado líquido a sólido.

Cuando un material o sustancia se congela, las moléculas o átomos que le componen comienzan a “perder” la energía que tenían cuando se encontraban en estado líquido. Los materiales pasan a estado líquido cuando la energía contenida en ellos es demasiada como para poder existir como un sólido. La energía se traduce en un movimiento cada vez más errático y desordenado de las moléculas hasta que pasado cierto punto, la integridad del sólido se pierde para que la sustancia pueda compensar el exceso de energía con un mayor desorden en sus moléculas (una estructura desordenada es menos energética que una estructura ordenada). Tal grado de energía provoca que la fuerza de cohesión entre las moléculas sea vencida por la energía cinética debida al movimiento de las moléculas, así, el material pasa del estado sólido al estado líquido que es un arreglo mucho más desordenado que el del sólido. Sucede algo idéntico pero inverso cuando un material pasa de estado líquido a sólido; las moléculas ya no tienen ese ímpetu ni esa gran cantidad de energía cinética, así que se mueven cada vez más despacio hasta que la fuerza de cohesión vence a la energía cinética y las moléculas quedan empaquetadas en arreglos mucho menos desordenados.

Materiales:

  • Un poco de agua
  • Sal común de mesa
  • Hielo
  • Un recipiente para colocar el agua líquida
  • Un recipiente más grande para colocar el hielo junto con el recipiente con agua líquida

Procedimiento:

HieloPrimero, se debe registrar la temperatura del hielo que debe ser no muy inferior a los 0 grados centígrados. Si la temperatura es más baja, habrá que esperar con el termómetro colocado sobre el hielo hasta que la temperatura alcance los 0 grados centígrados. Dado que estaremos trabajando con agua, el punto de fusión coincide con el punto de congelación así que observaremos que cuando el hielo alcance esta temperatura, comenzará a dejar de existir como hielo y pasará lentamente a ser agua líquida. En este punto, la temperatura es invariante, es decir, no debe de haber cambio alguno hasta que todo el hielo se haya derretido.

Una vez registrada esa temperatura, colocaremos de nuevo el agua fría del hielo que acabamos de derretir en la nevera. Cuando vuelva a ser hielo, entonces llenaremos el segundo recipiente, más pequeño, con agua y adicionaremos sal, mucha sal. Cuando se coloque el segundo recipiente sobre el hielo puede volver a colocarse en la nevera para enfriar más rápido el segundo recipiente, buscando que alcance los 0 grados centígrados.

Cuando el termómetro marque los 0 grados centígrados (o quizás menos) en el segundo recipiente, observaremos que tanto el hielo como el agua deben tener la misma temperatura, sin embargo, el hielo es sólido y el agua no pudo solidificarse, aun cuando se encuentran a la misma temperatura.

Explicación:

CristalesLa formación de cristales es un tema complicado, ya que para los materiales no es sencillo formar estas estructuras. Los cristales dependen de un arreglo muy específico y aunque se trate de un proceso en el que se libera energía, es decir, que sucede de forma espontánea a ciertas temperaturas, la energía no puede descender más allá del punto de congelación una vez que se han comenzado a formar los cristales o la estructura del sólido (despreciando los efectos termodinámicos de subenfriamiento que no abordaremos en este experimento). Así, en ese punto, la temperatura es constante.

Una vez que el material se ha solidificado, entonces puede liberar mucha más energía para seguir enfriándose, pero esto no sucede hasta que todo el material ha pasado de un estado a otro. La razón es que incluso la congelación “ocupa” cierta cantidad de energía para acomodar las moléculas en su lugar para dar origen a un sólido.

Cuando se agrega una muy buena cantidad de sal, que es una sustancia que en disolución posee propiedades coligativas, entonces suceden dos fenómenos sumamente interesantes: en primer lugar, las moléculas de agua se sienten “a gusto” en presencia de los iones cloruro y sodio, por lo que se “rehusan” a pasar a estado sólido. Esto implica que la sustancia debe perder mucha más energía antes de ser obligada energéticamente a pasar de estado líquido a sólido. A su vez, en el proceso de querer formar los cristales, las moléculas de sodio y cloruro adheridas a las moléculas de agua le estorban a estas últimas, dificultando mucho la tarea de las moléculas de agua que deben arreglarse en cierto orden para dar lugar a un sólido. Así, la sal funciona como millones de obstáculos que retrasan el proceso de solidificación en el agua, disminuyendo o abatiendo como se le conoce al punto de fusión.

Esta propiedad es ampliamente utilizada de manera muy cotidiana, por ejemplo en los automóviles. Si la temperatura descendiese por debajo o a los «cero» grados centígrados en los autos, el agua del radiador se congelaría y los cristales de hielo podrían destrozar todo el mecanismo de combustión interna del automóvil. Para ello, se agrega anticongelante, una sustancia conocida como etilenglicol que tiene el mismo efecto que nuestra sal de mesa en este experimento. Eso sí, jamás deben echar sal al radiador o los cloruros pueden corroer todas las partes internas del automóvil, por eso se utiliza etilenglicol y no sal.

De la misma manera, en la sangre también se suelen añadir medicamentos conocidos como anticoagulantes cuya función es precisamente evitar que se formen sólidos en el torrente sanguíneo que pudiesen provocar muchísimos problemas de salud. Por último, también el cuerpo humano aprovecha constantemente las propiedades coligativas para evitar la formación de cristales en el cuerpo. Un ejemplo se tiene en los riñones, los cuales filtran la sangre para librarla de impurezas y devolverla al cuerpo limpia y fresca. En los riñones se deposita todo el calcio que consumimos en exceso (por ejemplo al consumir mucha leche) y si no fuese por las propiedades coligativas, se formarían dolorosísimas piedras o cálculos renales de calcio o muchos otros minerales. Para evitarlo, la sangre contiene moléculas muy particulares disueltas que obstaculizan a estos minerales en exceso cuando quieren formar cristales.

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  1. Manuel, comentó hace 5 años:

    excelente el sitio