¿Química o Magia? Hielo caliente

Figura 1. Diferentes estructuras de cristalizado. [1]

¿Te imaginas que pudieras crear hielo instantáneamente a partir de líquido? ¿Y qué, además, el hielo estuviera caliente? Con el experimento que aquí vamos a aprender es posible. ¡Podréis dejar boquiabiertos a vuestros amigos! y, para ello, solo necesitaremos unos cuantos productos que todos tenemos en casa.

MATERIALES Y PRODUCTOS

Para realizar el experimento necesitaremos:

Con respecto a los productos necesarios tenemos dos opciones. Una de ellas es sintetizar por nuestra cuenta el acetato de sodio. Para ello, tan solo será necesario vinagre y bicarbonato de sodio (NaHCO₃). No importa si el vinagre es de vino, de manzana o de otro tipo; el compuesto que nos interesa es el ácido acético (CH₃COOH) que cualquier vinagre tiene en su composición. Si queréis que vuestro cristal de hielo sea blanco y limpio podéis usar vinagre destilado, que también es fácil de encontrar en establecimientos comunes.

La otra opción es comprar ya preparado el acetato de sodio trihidratado (CH₃COONa·3H₂O). Este compuesto no es tóxico, ni caro y puede encontrarse con relativa facilidad en algunas tiendas on-line.

Aquí recomendamos la primera opción. Así podréis comprobar cómo reaccionan entre sí vistosamente un ácido (del vinagre) y una base (bicarbonato).  Además, la experiencia se acerca más a la de una síntesis real en un laboratorio, ¿quién no ha querido sentirse químico alguna vez? [2]

Figura 2. Reactivos [3]

PREPARACIÓN

En primer lugar, debéis tomar una olla que esté bien limpia. El tamaño de la olla dependerá de la cantidad de cristal que queráis preparar, recomendamos probar el experimento con pequeñas cantidades de la solución (una botella pequeña de 500ml puede ir bien para comenzar). En la olla debe añadirse 3 o 4 cucharadas rasas de bicarbonato de sodio (aproximadamente 45g). 

Figura 3. Paso 1 del experimento. [4]

Tras esto, debe añadirse aproximadamente medio litro de vinagre.

Figura 4. Paso 2 del experimento. [5]

En cuanto ambos productos se mezclan podréis ver claramente cómo se forma una gran efervescencia. ¡Están reaccionando y se está formando el acetato de sodio que queremos para nuestro experimento! Pero tened cuidado, si se forma mucha espuma puede que el líquido rebose de la olla; para evitarlo y rebajar la espuma, removed bien hasta que veáis que el nivel vuelve a bajar. Cuando dejen de reaccionar, debéis comprobar muy bien que todo el bicarbonato sólido ha desaparecido. Si no es así, añadid más vinagre hasta que ya no quede nada de bicarbonato.

Figura 5. Paso 3 del experimento. [6]

A continuación, la olla tiene que ponerse a calentar. Lo ideal es ponerlo a fuego medio, para que la solución no se queme ni entre en ebullición. El vinagre contiene gran cantidad de agua; calentando lo que queremos es reducir al máximo el porcentaje de agua en nuestra disolución. Debéis estar muy atentos durante el proceso de calentamiento: en cuanto aparezca una capa fina de sólido en la superficie del líquido, ya puede retirarse del fuego. Ahora, el líquido puede verterse en una botella y dejar que se enfríe a temperatura ambiente. De forma opcional, podéis enfriar más rápidamente la disolución en el frigorífico o en un baño de hielo. Si tenéis una botella de cristal, mucho mejor; ya que, si es de plástico, puede deformarse con la temperatura del líquido. También, podéis dejar el líquido en la olla o verterlo en otro tipo de recipiente, todo depende de dónde y cómo queráis hacer vuestro hielo.

Figura 6. Paso 4 del experimento. [7]

Es importante que cuando saquéis el líquido de la olla, no la limpiéis inmediatamente. Cuando pase un tiempo, una vez sacado el líquido, se formará una costra de sal en las paredes y fondo de la olla. Esta sal es el acetato de sodio, pero ya cristalizado, y lo usaremos como “semilla” para desencadenar la cristalización instantánea de nuestra disolución, así que, rascad la olla y guardad un poco de esta sal.

Figura 7. Semilla para el cristalizado final. [8]

Pues bien, ya lo tenemos todo preparado para crear nuestro hielo instantáneo. Como os hemos comentado, hay varias maneras de conseguirlo, aquí os dejamos dos formas.

Podéis simplemente añadir un poco de la sal de acetato en el recipiente donde esté el líquido. Veréis cómo alrededor del pequeño cristal se va formando más y más cristal de acetato. Si el recipiente es hondo, el hielo aparecerá con forma similar a un erizo de mar; si, por el contrario, es un recipiente llano (como un plato) se formará una flor de hielo.

La otra opción que proponemos consiste en colocar en el centro de un plato un poco de la sal de acetato de sodio y añadir lentamente encima el líquido desde la botella. Se irá formando una torre de hielo instantáneamente, cada vez más alta a medida que se añade más y más disolución.

Podéis experimentar y buscar nuevas formas innovadoras de crear vuestro hielo, incluso podéis iniciar la cristalización introduciendo un dedo en el líquido. Sentiréis cómo se forma alrededor de vuestra mano un cristal, que además está ligeramente caliente. ¡Os animamos a que deis rienda suelta a vuestra imaginación! [9]

Vídeo 1: procedimiento del experimento paso a paso. [10]

¿QUÉ ESTÁ OCURRIENDO?

El experimento se divide en dos secciones claramente diferenciadas. La primera de ellas es la síntesis del acetato de sodio a partir de la mezcla del vinagre y bicarbonato de sodio.

En este caso, lo que ocurre es una reacción de neutralización entre dos tipos de sustancias diferentes. Una de ellas es el ácido acético proveniente del vinagre. De forma simplificada, un ácido es una sustancia que libera protones (H⁺) al medio y que, por tanto, que posee un pH menor a 7. En concreto, el vinagre tiene un pH comprendido entre 2.5 y 3, dependiendo de la concentración de ácido acético.

CH₃COOH (ac) ↔ CH₃COO^- (ac) + H⁺ (ac)

Por otra parte, el otro tipo de sustancia que toma parte en una reacción de neutralización es una base, en este caso, el bicarbonato de sodio. Una base puede entenderse como una sustancia que —de una u otra manera— cede grupos hidroxilo al medio (OH^-) y que, por tanto, posee un pH mayor a 14. Dependiendo de la concentración de bicarbonato, se tendrá un pH u otro, pero para nuestro experimento oscilará entre un valor de 9.

NaHCO₃ (ac) → Na⁺ (ac) + HCO₃^- (ac)

HCO₃^- (ac) + H₂O ↔ H₂CO₃ (ac) + OH^- (ac)

Los protones donados por el ácido acético y los grupos hidroxilo tienden a reaccionar entre sí para formar agua. Esta es la fuerza motriz de la reacción.

H⁺ (ac) + OH^- (ac) ↔ H₂O

La reacción sería la siguiente:

CH₃COOH (ac) + NaHCO₃ (ac) + H₂O → CH₃COO^-Na⁺ (ac) + H₂CO₃ (ac) + H₂O

Entonces, ¿a qué se debe que se forme gran cantidad de espuma? Esta se debe a que el ácido carbónico generado (H₂CO₃) es inestable en disolución acuosa y se descompone en CO₂ gaseoso y agua.

H₂CO₃ → H₂O + CO₂↑ (g)

Es el CO₂ generado el que, al escapar a la atmósfera, forma esa efervescencia tan característica, originando la espuma.

Finalmente, teniendo en cuenta todo lo anterior, la reacción queda de la siguiente manera:

CH₃COOH (ac) + NaHCO₃ (ac) → CH₃COO^-Na⁺ (ac) + H₂O + CO₂↑ (g)

En la mayoría de las ocasiones las reacciones de neutralización ácido-base originan como productos una sal y agua. En este caso, la sal generada es el acetato de sodio que vamos buscando para hacer nuestro experimento [11].

La segunda sección del experimento es la cristalización rápida del acetato de sodio a temperatura ambiente. ¿Por qué ocurre esto? Una vez que se ha sintetizado el acetato de sodio, este se encuentra en una disolución que está con exceso de agua (proveniente tanto del vinagre, como la generada en la propia reacción). Cuando la disolución se calienta, lo que se está haciendo es reducir la concentración de agua.

En este punto debéis tener en cuenta que las sustancias tienen una determinada cantidad máxima que puede disolverse en un líquido. Así, por ejemplo, si añadimos demasiada sal de mesa a un vaso de agua, llegará un punto en el que no podrá disolverse más y quedará sal en estado sólido en el fondo del vaso. Esto se denomina solubilidad de una sal. Sin embargo, para la mayoría de las sales, si miráis el Gráfico 1, veréis como al aumentar la temperatura, podrá también aumentarse la solubilidad de dicha sal. [12]

Gráfico 1: solubilidad del acetato de sodio trihidrato en función de la temperatura. [13]

Por tanto, cuando ponemos nuestra disolución a calentar, además de reducir el contenido en agua, estamos aumentando la solubilidad del acetato de sodio en agua.

¿Qué ocurre cuando enfriamos nuestra disolución? Lo que ocurre es que la solubilidad del acetato de sodio vuelve a disminuir a la que corresponde a la temperatura ambiente. Se consigue así una disolución sobresaturada, es decir, la solución tiene disuelta más sal de la que podría admitir a dicha temperatura ambiente. Esta disolución, como podréis imaginar, es poco estable. A este tipo de sistemas de estabilidad débil se les denomina metaestables. Y, ¿por qué es poco estable? Pues porque existe otro estado mucho más estable y a la que el sistema siempre tenderá a evolucionar. Dicha situación más estable es aquella en la que el acetato de sodio vuelve a estar en estado sólido, ya que, como hemos dicho, a temperatura ambiente no debería estar disuelto. Cualquier mínima perturbación de la disolución hará que esta evolucione rápidamente al estado en el que el acetato de sodio vuelve al estado sólido, es decir, a cristalizar. [14]

Por tanto, cuando añadimos un poco de acetato sólido a la disolución o introducimos un dedo, lo que realmente estamos haciendo es perturbar el estado metaestable para que casi instantáneamente evolucione al más estable.

Y os estaréis preguntando ¿por qué se calienta al cristalizar? Esto se debe a que cuando una sal se disuelve lleva implícita un intercambio de energía. La mayoría de las sales, para disolverse, requieren energía para romper los enlaces iónicos que mantienen unida la estructura cristalina. Por ello, se solubilizan más fácilmente al aumentar la temperatura. Se dice que es un proceso endotérmico, es decir, requiere que le suministre energía en forma de temperatura. Sin embargo, cuando la sal cristaliza se da el proceso inverso: al formarse los enlaces, éstos liberan la energía sobrante en forma de calor. A este tipo de procesos que liberan energía y causan un aumento en la temperatura de los alrededores se les conoce como exotérmicos. Por eso, el “hielo” que se forma no está frío, sino ¡caliente! [15]

SI QUERÉIS SABER MÁS...

La anterior explicación es una simplificación de lo que realmente ocurre. Además de lo que ya hemos comentado, hay un factor más a tener en cuenta. Es el grado de hidratación de la sal de acetato. Las sales a veces incorporan agua en su estructura cristalina. Estas moléculas de agua no están como agua líquida, sino que forman parte de la propia estructura de la sal.

Cuando sintetizan el acetato de sodio mezclando vinagre y bicarbonato, realmente se está sintetizando acetato de sodio trihidratado (CH₃COONa·3H₂O). Es decir, en la estructura de la sal se tienen tres moléculas de agua por cada molécula de acetato de sodio. Al calentar la disolución, además de evaporar gran cantidad del agua líquida, también se consigue extraer algunas de las moléculas de agua de la estructura de la sal. Así, se origina acetato de sodio anhidro (CH₃COONa).

El acetato de sodio anhidro es estable a temperaturas mayores de 58ºC. En nuestro caso, se comienza teniendo anhidro, pues hemos calentado por encima de 60ºC. Cuando la disolución se va enfriando, comienza a formarse el acetato trihidratado. Cuando eso ocurre se dan dos fenómenos que causan la cristalización espontánea. En primer lugar, el acetato de sodio trihidratado es mucho menos soluble que el anhidro, por lo que se produce la precipitación del trihidratado. En la Gráfica 2 podéis ver cómo la solubilidad del anhidro es muchísimo mayor que la del trihidrato. En segundo lugar, para formarse la sal trihidratada, la anhidra debe capturar del medio tres moléculas de agua por molécula de sal, reduciendo así la cantidad de agua en el medio. [16]

Gráfico 2: solubilidades de acetato anhidro y trihidrato. [17]

Por otra parte, el aumento de temperatura producido por la formación del cristal también puede explicarse mediante una de las ecuaciones más famosas de la termodinámica: la ecuación de la energía libre de Gibbs (ecuación 1).

 (ECUACIÓN 1)

De forma muy simplificada, la energía libre de Gibbs (ΔG) puede explicar si un proceso es espontáneo o no: si lo es, su valor resultará negativo; siendo positivo en caso contrario. La entalpía (ΔH) es la cantidad de energía que se intercambia en dicho proceso. Si recordáis lo que es un proceso exotérmico (cuando el proceso libera energía como calor al medio), en ese caso la entalpía tendrá un valor negativo; si es endotérmico, tendrá valor positivo. La entropía (ΔS) podría explicarse cómo la medición del grado de desorden del sistema: si el sistema está muy ordenado, su entropía será más baja que si es caótico.

Para comprobar por qué nuestro hielo se calienta al cristalizar, debéis evaluar el signo de la entalpía. Para ello, solo tenéis que despejarla de la anterior ecuación (así se obtiene la Ecuación 2):

(ECUACIÓN 2)

Ahora solo tenemos que pensar que, como el proceso de cristalización es espontáneo, su ΔG será negativa. Por otra parte, al solidificar, los iones de acetato y de sodio realmente se están ordenando para formar el cristal, por lo que el cambio de entropía también será negativo. Una suma de dos valores negativos dará como resultado ¡un valor negativo de entalpía! ¡Es un proceso exotérmico! Así, podéis explicar a vuestros amigos de una manera muy sencilla porque, contra toda intuición, el sistema se ha calentado al formarse el hielo. [18]

Y ESTO, ¿SE USA PARA ALGO?

Pues, aunque no lo creáis, sí. ¿Habéis visto alguna vez esas bolsas llenas de líquido que, cuando las apretáis, se calientan inmediatamente como si de magia se tratase? ¿A que no adivináis que líquido hay dentro de ellas? Exactamente, ¡es una disolución sobresaturada de acetato de sodio! Cuando se aprieta el disco metálico que hay en el interior de las bolsas, se perturba el estado metaestable que ya hemos comentado y evoluciona hacia la formación de los cristales, con la consecuente liberación de calor. Calor, que puede usarse para calentarse las manos, por ejemplo. Además, son recargables, para ello, solo deben recalentarse para volver a formar la disolución sobresaturada. Realmente, es como si estuviéramos almacenando en forma de enlaces químicos el calor que le damos, para luego liberarlo cuando sea necesario. Todo ello sin ninguna necesidad de corriente eléctrica, con el solo uso de la química. Si os interesa más el funcionamiento de estos calentadores, podéis ver este vídeo.

También, la formación espontánea de cristales de acetato de sodio puede usarse para algo mucho más curioso. La construcción de un ordenador analógico en miniatura, increíble ¿verdad? Estos mini-ordenadores son capaces de solventar operaciones sencillas como la resolución de diagramas de Voronoi (que se utilizan para saber cómo dividir, por ejemplo, un mapa en diferentes secciones que cumplan diferentes requisitos) o la implementación de puertas lógicas (que son los constituyentes últimos de la electrónica digital). En el siguiente vídeo podéis ver como el hielo caliente puede calcular uno de estos diagramas. [19]

Vídeo 2: diagrama de Voronoi resuelto con hielo caliente. [18]

CONCLUSIONES

Este experimento es muy completo, no solo en la práctica, sino también en la teoría que puede llegar a abarcarse con él. En el procedimiento, tenéis tanto la oportunidad de realizar una síntesis sencilla y vistosa como de generar la disolución sobresaturada. 

Una vez realizado el experimento, pueden explicarse muchos aspectos muy relevantes en el campo de la química: desde las reacciones de neutralización ácido-base, hasta la variación de la solubilidad de una sal con la temperatura; pasando por conceptos más complejos como el grado de hidratación de una sal o las energías implicadas en los procesos.

Además de todo lo anterior, el experimento es visualmente atractivo y puede llegar a interesar a personas de todas las edades, así que podríamos decir que este experimento ¡lo tiene todo!

Entrada realizada por María Becerra Perales y Miguel López León, estudiantes de 4º curso del Grado en Química en la Universidad de Córdoba.

REFERENCIAS:

[1] Diferentes estructuras de cristalizado: https://lavozdelmuro.net/sabes-lo-que-es-el-hielo-caliente-aprende-a-hacer-este-divertido-experimento-en-casa/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[2] Materiales y productos necesarios, dos formas: https://www.wikihow.com/Make-Hot-Ice (Fecha de acceso 28/12/2023).

[3] Reactivos: https://lavozdelmuro.net/sabes-lo-que-es-el-hielo-caliente-aprende-a-hacer-este-divertido-experimento-en-casa/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[4] Paso 1 del experimento: https://lavozdelmuro.net/sabes-lo-que-es-el-hielo-caliente-aprende-a-hacer-este-divertido-experimento-en-casa/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[5] Paso 2 del experimento: https://lavozdelmuro.net/sabes-lo-que-es-el-hielo-caliente-aprende-a-hacer-este-divertido-experimento-en-casa/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[6] Paso 3 del experimento: https://lavozdelmuro.net/sabes-lo-que-es-el-hielo-caliente-aprende-a-hacer-este-divertido-experimento-en-casa/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[7] Paso 4 del experimento: https://lavozdelmuro.net/sabes-lo-que-es-el-hielo-caliente-aprende-a-hacer-este-divertido-experimento-en-casa/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[8] Semilla para el cristalizado final: https://lavozdelmuro.net/sabes-lo-que-es-el-hielo-caliente-aprende-a-hacer-este-divertido-experimento-en-casa/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[9] Diferentes maneras de cristalizar: https://sciencenotes.org/make-hot-ice-from-baking-soda-and-vinegar/ (Fecha de acceso 28/12/2023).

[10] Vídeo 1; procedimiento: https://youtu.be/pzHiVGeevZE?si=VXjuHkJzKQTFmwjV (Fecha de acceso 26/12/2023).

[11] Reacción de neutralización: https://chalkdustmagazine.com/blog/creating-hot-ice/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[12] Solubilidad del acetato de sodio: https://chalkdustmagazine.com/blog/creating-hot-ice/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[13] Gráfico 1; solubilidad del acetato de sodio: elaboración propia. A partir de los datos recogidos en A. Seidell; Solubilities of Inorganic and Organic Compounds.

[14] Sobresaturación y estado metaestable: https://cursolusegil.blogs.upv.es/2020/04/09/saturacion-y-sobresaturacion-diagrama-de-miers-e-isaac/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[15] Proceso exotérmico en la cristalización: https://chalkdustmagazine.com/blog/creating-hot-ice/ (Fecha de acceso 26/12/2023).

[16] Solubilidad en función del grado de hidratación: Conner, W. W. (1931). Crystallization of anhydrous sodium acetate from aqueous solution at room temperature. Journal of the American Chemical Society, 53(2), 2806-2807. https://doi.org/10.1021/ja01358a510

[17] Gráfico 2; solubilidades de acetato anhidro y trihidrato: elaboración propia. A partir de los datos recogidos en A. Seidell; Solubilities of Inorganic and Organic Compounds.

[18] Espontaneidad del proceso: https://chalkdustmagazine.com/blog/creating-hot-ice/

[19] Ordenador con hielo caliente: Adamatzky, A. (2009). Hot ice computer. Physics Letters A, 374(2), 264-271. https://doi.org/10.1016/j.physleta.2009.10.072 

[20] Vídeo 2; diagrama de Voronoi resuelto con hielo caliente: https://www.youtube.com/watch?v=alNoBGiOoB0 (Fecha de acceso 28/12/2023).