Este experimento é conhecido por diversos nomes: gelo quente, gelo instantâneo, torre de acetato… Além de um visual que pode ser surpreendente ou muito bonito, dependendo de como ele é apresentado, ele trata de um assunto muito interessante do ponto de vista químico. Você pode usá-lo em aulas sobre solubilidade ou termoquímica.
Preparando o experimento
Para preparar este experimento, você vai precisar de um único reagente, o acetato de sódio. Vai precisar também de água destilada, uma balança, um béquer de 1 litro, erlenmeyer de 250 mL e uma chapa de aquecimento ou outra fonte de calor.
Inicialmente, pese 175 g de acetato de sódio e transfira para o erlenmeyer. Adicione 50 mL de água destilada. Esta quantidade de água não é suficiente para dissolver o acetato de sódio à temperatura ambiente. Vamos aquecer o erlenmeyer em um banho maria. Coloque o béquer de 1 litro na chapa, com o erlenmeyer no seu interior. Acrescente água da torneira até uma altura que cubra a parte do erlenmeyer contendo a água e o acetato de sódio. Aqueça até a ebulição, agitando o erlenmeyer de vez em quando. Remova o béquer do aquecimento após todo o acetato de sódio ter se dissolvido. Tome cuidado para não deixar nenhum cristal do acetato de sódio nas paredes do erlenmeyer.
Remova o erlenmeyer do béquer de 1 litro e cubra a sua boca (você pode usar um vidro de relógio, um pequeno béquer invertido ou papel alumínio). Deixe o frasco em repouso até que ele esfrie completamente e retorne à temperatura ambiente. A sua solução supersaturada de acetato de sódio está pronta! Se você tiver problemas com cristais aparecendo quando a solução esfria, experimente deixar a solução esfriando bem lentamente, dentro da água do banho maria.
Realizando o experimento
Vamos sugerir duas maneiras diferentes de você apresentar este experimento. Nos dois casos, o material utilizado pode ser reaproveitado, bastando apenas aquecer novamente o material sólido até que se dissolva completamente e resfriar a solução em um recipiente com tampa.
A torre de cristais
Neste procedimento, criamos uma torre de acetato de sódio. Para isso, coloque um cristal de acetato de sódio em uma placa de Petri e lentamente adicione a solução supersaturada sobre o cristal. A solução irá rapidamente cristalizar e, à medida que continuamos a adicionar a solução uma “torre” de cristais vai aparecendo. Ao final, você pode inserir um termômetro nos cristais e verificar que a temperatura está bem acima da ambiente (chegando a mais de 40 graus).
"Gelo" quente e instantâneo
Na segunda maneira de apresentar o experimento, nós jogamos um cristal dentro do frasco contendo a solução supersaturada e observamos como a cristalização se propaga pela solução a partir desta “semente”.
O que acontece
A solubilidade de uma substância é a quantidade desse material que conseguimos dissolver em uma determinada quantidade de um solvente, a uma determinada temperatura. Quando dissolvemos exatamente essa quantidade nessas condições, dizemos que a solução está saturada, ou seja, não conseguimos dissolver mais do que isso. Caso uma quantidade maior que a da solubilidade seja colocada para se dissolver, o excesso não se dissolve e permanece sólido no fundo do frasco. Note que não é necessário que exista material sólido em excesso para que a solução esteja saturada, basta que o limite da solubilidade tenha sido atingido.
Como a solubilidade depende da temperatura, podemos ter sais em que a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura e esse é o caso da maioria das substâncias. Quando isso acontece, podemos inferir que o processo de dissolução é endotérmico, retira energia do ambiente para acontecer. Isso fica claro quando pensamos no equilíbrio químico que se estabelece entre uma solução saturada e o material sólido não dissolvido. Neste equilíbrio, a uma dada temperatura, a velocidade com que o sólido se dissolve e o material na solução se cristaliza é a mesma. O princípio de Le Chatelier nos diz que se aumentamos a temperatura e facilitamos a dissolução do sólido, isso acontece por que o sistema absorve essa energia extra que foi fornecida para chegar em um novo equilíbrio, com uma concentração maior de soluto na solução. Assim, a dissolução neste caso é endotérmica. Esse é o caso do acetato de sódio (mas é bom lembrar que existem casos em que o oposto ocorre e a solubilidade diminui com a temperatura).
Mas se aumentamos a solubilidade do acetato de sódio e dissolvemos toda aquela quantidade do sal a quente, porque ele não cristalizou imediatamente ao se resfriar a solução? Para responder a essa pergunta, temos de perceber que o acetato de sódio pode tomar duas formas diferentes: o acetato de sódio anidro e o acetato de sódio trihidratado. Um sal hidratado contém moléculas de água de hidratação presas no cristal. O interessante é que a solubilidade do sal hidratado é menor que a do sal anidro, na mesma temperatura, quando consideramos apenas a massa de acetato de sódio. O que isso quer dizer é que na temperatura ambiente podemos ter uma solução que está saturada com relação ao sal anidro e supersaturada com relação ao sal hidratado. Quando colocamos uma semente do sal hidratado, ocorre a formação de cristais de acetato de sódio trihidratado.
O processo de dissolução é endotérmico, o que quer dizer que o processo inverso, de cristalização é exotérmico, liberando calor.
Retiramos o procedimento e a explicação do livro Chemical Demonstrations vol. 1 de Bassam Shakhashiri (pg. 27). Você pode encontrar mais detalhes neste livro, que juntamente com outros, está disponível para consulta em nosso laboratório.
Finalmentes
Qual dos procedimentos você acha mais interessante para mostrar para seus alunos? Você não precisa escolher, mostre os dois! E você pode pegar emprestado um kit contendo tudo que você precisa para fazer este experimento em sala de aula no nosso laboratório, se está em Belo Horizonte ou região.
Como sempre, você pode comentar abaixo e agradecemos o compartilhamento dos nossos artigos com seus colegas.
