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Por que o sal derrete o gelo?

                      

        Praticamente todo mundo sabe que se adicionarmos sal de cozinha (cloreto de sódio, em sua maioria) ao gelo, acabamos derretendo o mesmo, se as temperaturas não estiverem muito baixas (abaixo de 25°C negativos, por exemplo) e a pressão seja ambiente. Mas porque isso acontece?

          É muito comum vermos as pessoas de países frios jogando sal em montes de neve para facilitar sua retirada de casas e estradas e a explicação para este fenômeno é muitas vezes confundida até mesmo pelos professores de ensino médio. Vocês talvez já ouviram que isto ocorre porque as interações entre as moléculas de água no gelo são quebradas pela presença do cloreto de sódio, por causa da sua grande afinidade polar com a água. E isto é totalmente errado. O abaixamento do ponto de fusão (temperatura onde o sólido transforma-se em líquido) causado pela adição de um soluto (no caso aqui, o cloreto de sódio) ocorre por causa do aumento de entropia (desordem) no sistema e não depende em quase nada das interações entre soluto e solvente. Ou seja, se você adicionar açúcar, terá o mesmo resultado do que o sal de cozinha!

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         Além de abaixar o ponto de fusão, o aumento de entropia aumenta o ponto de ebulição (passagem rápida do líquido para a fase gasosa), a pressão de vapor (volatilidade da solução) e a pressão osmótica. A água, com a adição de qualquer soluto, passa a congelar em uma temperatura mais baixa do que o normal, e, por isso, a mistura entre gelo e sal produz a solução líquida dos dois, já que não era para ter estado sólido naquela temperatura com a presença do cloreto de sódio, considerando uma pressão ambiente. Da mesma forma, todo mundo já percebeu que, quando colocamos sal ou açúcar em uma água fervendo (ebulindo) no fogão, a mesma para na hora o processo de fervura, porque a entropia aumenta e com ela o ponto de ebulição.

Nos países de clima frio, é comum a adição de sal à neve acumulada nas ruas para facilitar sua retirada devido ao derretimento parcial das camadas mais grossas

             Agora, outro ponto interessante é o uso de sal e gelo para congelar mais rapidamente bebidas e outros alimentos frios. A explicação é a mesma e envolve também outro fator termodinâmico. Como foi dito, o sal, em contato com o gelo, liquefaz este último, mas por que sua cerveja congela rapidinho em contato com essa mistura? Para passar para o estado líquido, é necessário fornecer calor para as interações intermoleculares do gelo se quebrarem. O sal (soluto) força a passagem para a fase líquida e o calor requerido acaba vindo da própria água (sistema)! Com isso, a temperatura na solução cai muito, atingindo marcas de até 21°C negativos, o que faz sua cerveja, e todo o ambiente ali próximo, esfriar violentamente! Essa técnica é muito utilizada em laboratórios de química quando se quer obter temperaturas muito baixas de forma rápida e barata. A solução, neste caso, é chamada ´mistura congelante´. Muitos inconsequentes gostam de desafiar os amigos a segurarem ou pressionarem gelo e sal de cozinha contra a pele e ver quanto tempo suportam a dor sentida pela exposição às temperaturas baixíssimas alcançadas no processo. Além da dor, essa brincadeira imbecil pode causar sérias queimaduras de frio e até mesmo danificar permanentemente nervos na pele.

As últimas duas fotos mostram os danos causados pela brincadeira irresponsável

              Depois de ter lido tudo isso, você pode estar se perguntando agora: "Mas se essa mistura precisa de calor externo para chegar à fase líquida, esse processo não deveria ser espontâneo, não é mesmo?"  Esse é outro erro também muito propagado no ensino médio. A espontaneidade de uma reação química ou mudança física de estado não depende do valor da entalpia. No ensino médio, aprendemos que a entalpia negativa de um fenômeno envolve a liberação de energia (calor) e entalpia positiva envolve a absorção de energia do ambiente. Isso está correto, mas professores menos preparados tendem a afirmar que entalpia negativa significa reação espontânea e entalpia positiva demanda um trabalho exterior extra para o processo ocorrer. Mas, nesse pensamento, esquece-se da entropia relacionada em uma das mais famosas expressões da termodinâmica, mostrada na figura abaixo. A espontaneidade de um processo químico/físico depende da energia livre de Gibbs, e esta dependerá da variação de entropia concomitante com a variação de entalpia. Se a variação positiva da entropia for muito grande (maior desorganização do sistema), independente do valor da variação de entalpia (se não for muito grande no sentido positivo, claro), a variação de Gibbs será negativa, e, portanto, o processo será espontâneo. Assim, o sal derrete o gelo, em um processo endotérmico e de forma espontânea.

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              Outra pergunta relacionada ao derretimento do gelo com sal de cozinha: "Por que não usam outro soluto sem ser o sal, se a natureza química deste último não influencia no fenômeno aqui descrito?" A resposta é simples: ele é barato e não faria uma meleca como ocorreria se usássemos, por exemplo, açúcar... Imagina limpar a rua cheia de neve usando açúcar! O gelo sumiria, mas todos teriam que se preparar para um exército de formigas e outras tropas famintas logo depois, além disso provocar um aumento absurdo no preço do etanol (Risos)!


REFERÊNCIAS CIENTÍFICAS
  1. Físico-química - Vol. 1 e 2 - 9ª Ed. 2012 Atkins,P.w. / Paula,Julio de
  2. https://van.physics.illinois.edu/qa/listing.php?id=1580
  3. https://daim.idi.ntnu.no/masteroppgaver/008/8325/masteroppgave.pdf