Abbassamento crioscopico: perché il sale scioglie il ghiaccio

Lo stesso sale che sparge il Comune sulle strade quando gela, l’antigelo che mettiamo nel radiatore dell’auto, il sale grosso nella macchina del gelato artigianale: dietro tutti questi gesti quotidiani c’è un’unica legge fisica, l’abbassamento crioscopico. Aggiungere un soluto a un liquido fa congelare la soluzione a una temperatura più bassa di quella del solvente puro, e di quanto lo si calcola con una formula sorprendentemente semplice.

Vediamo che cos’è una proprietà colligativa, perché il punto di congelamento si abbassa, come si usa la formula del ΔTᶠ e quali sono le applicazioni pratiche più importanti.

Che cos’è una proprietà colligativa

Le proprietà colligative sono quelle proprietà di una soluzione che dipendono soltanto dal numero di particelle di soluto disciolte, e non dalla loro natura chimica. Sciogliere zucchero o sale, a parità di particelle in soluzione, produce lo stesso effetto sul punto di congelamento. L’abbassamento crioscopico, insieme all’innalzamento ebullioscopico, all’abbassamento della tensione di vapore e alla pressione osmotica, fa parte di questa famiglia. La parola viene dal latino e richiama l’idea di «legate insieme»: ciò che conta è quante particelle, non quali.

Perché il punto di congelamento si abbassa

Il congelamento è il passaggio dalla fase liquida disordinata a quella solida ordinata. La presenza di particelle di soluto disperse nel liquido lo rende energeticamente più stabile: il soluto «diluisce» il solvente e ne aumenta il disordine, rendendo più difficile l’organizzazione delle molecole nel reticolo solido. Per costringere il solvente a congelare bisogna quindi raffreddare di più, cioè scendere a una temperatura inferiore. Il solido che si forma, tra l’altro, è in genere solvente puro: il soluto resta nella parte ancora liquida, che diventa via via più concentrata.

La formula del ΔTᶠ

L’entità dell’abbassamento si calcola con una relazione lineare nella concentrazione del soluto, espressa in molalità:

ΔTᶠ = Kᶠ · m · i

dove ΔTᶠ è l’abbassamento del punto di congelamento, Kᶠ è la costante crioscopica (una proprietà del solvente: per l’acqua vale circa 1,86 °C·kg/mol), m è la molalità della soluzione (moli di soluto per chilogrammo di solvente) e i è il fattore di van’t Hoff, cioè il numero di particelle in cui il soluto si separa quando si scioglie. Per uno zucchero i = 1; per il cloruro di sodio, che si dissocia in due ioni, i ≈ 2. La temperatura di congelamento della soluzione è allora il punto del solvente puro meno questo ΔTᶠ.

Perché il sale scioglie il ghiaccio

L’applicazione più nota è lo spargimento del sale sulle strade ghiacciate. Il sale sciolto nel sottile velo d’acqua presente sul ghiaccio forma una salamoia che congela a temperatura molto più bassa di 0 °C: finché la temperatura ambiente resta sopra il punto di congelamento di quella salamoia, il ghiaccio fonde invece di riformarsi. Con il cloruro di sodio si arriva in pratica fino a circa −9 °C; per i freddi più intensi si usa il cloruro di calcio, che liberando tre ioni (i ≈ 3) abbassa il punto di congelamento ancora di più. Lo stesso principio è alla base del bagno di ghiaccio e sale che raffredda sotto zero la macchina del gelato.

L’antigelo del radiatore

L’altra grande applicazione è l’antigelo per i motori. L’acqua del circuito di raffreddamento, d’inverno, congelerebbe ed espandendosi potrebbe spaccare il blocco motore. Aggiungendo glicole etilenico si abbassa di molto il punto di congelamento della miscela, che resta liquida anche a parecchi gradi sotto zero. Lo stesso liquido, per il fenomeno gemello dell’innalzamento ebullioscopico, alza anche il punto di ebollizione, proteggendo il motore pure dal surriscaldamento estivo. Un’unica sostanza, due proprietà colligative sfruttate insieme.

Costanti crioscopiche di alcuni solventi

Ogni solvente ha la sua costante crioscopica caratteristica: più è alta, più marcato è l’abbassamento a parità di molalità. Ecco alcuni valori tipici, utili per inquadrare l’ordine di grandezza:

La costante elevatissima della canfora la rendeva storicamente il solvente d’elezione per determinare la massa molare di un soluto incognito misurando l’abbassamento del punto di congelamento: anche poche particelle producono uno spostamento ampio e facile da leggere.

Domande frequenti

Che cos’è l’abbassamento crioscopico?

È la diminuzione del punto di congelamento di un solvente quando vi si scioglie un soluto. È una proprietà colligativa: dipende solo dal numero di particelle disciolte e non dalla loro natura chimica. Per questo una mole di sale, che si dissocia in due ioni, abbassa il punto di congelamento circa il doppio rispetto a una mole di zucchero.

Come si calcola di quanto si abbassa il punto di congelamento?

Con la formula ΔTᶠ = Kᶠ · m · i, dove Kᶠ è la costante crioscopica del solvente, m la molalità della soluzione e i il fattore di van’t Hoff. Per l’acqua Kᶠ vale circa 1,86 °C·kg/mol. La temperatura di congelamento della soluzione è quella del solvente puro meno questo ΔTᶠ.

Perché il sale scioglie il ghiaccio?

Perché sciogliendosi nell’acqua presente sul ghiaccio forma una salamoia che congela a temperatura molto più bassa di 0 °C. Finché la temperatura resta sopra il punto di congelamento della salamoia, il ghiaccio fonde anziché riformarsi. Con il cloruro di sodio si scende fino a circa −9 °C; per il freddo intenso si usa il cloruro di calcio, più efficace perché libera tre ioni.

Perché nei calcoli si usa la molalità e non la molarità?

Perché la molalità (moli per chilogrammo di solvente) si basa su una massa, che non cambia con la temperatura, mentre la molarità si basa su un volume, che con la temperatura si dilata o si contrae. Nei fenomeni colligativi, dove la temperatura varia per definizione, usare la molalità garantisce risultati coerenti.

Perché l’antigelo protegge il motore d’inverno?

Perché abbassa il punto di congelamento dell’acqua del circuito di raffreddamento, impedendole di ghiacciare ed espandersi (cosa che potrebbe spaccare il blocco motore). Lo stesso glicole etilenico alza anche il punto di ebollizione della miscela, proteggendo il motore dal surriscaldamento: due proprietà colligative sfruttate da un’unica sostanza.