O uso do sal para derreter neve e gelo baseia-se em princípios fundamentais da química física, especificamente na propriedade coligativa conhecida como abaixamento crioscópico.

A água pura apresenta ponto de congelamento a 0°C, temperatura na qual suas moléculas se organizam em uma estrutura cristalina sólida — o gelo. No entanto, a introdução de um soluto, como o cloreto de sódio (NaCl), altera significativamente esse comportamento.

Como o sal atua sobre a camada de gelo

Quando o sal é aplicado sobre a superfície congelada, ele se dissolve na fina camada de água líquida presente sobre o gelo ou a neve, formando uma solução salina.

Essa solução possui um ponto de congelamento inferior ao da água pura, ou seja, a temperatura necessária para que a água congele é reduzida.

Isso ocorre porque os íons de sódio (Na⁺) e cloreto (Cl⁻) interferem nas interações intermoleculares da água, dificultando a formação da rede cristalina do gelo.

O fenômeno físico responsável por essa redução do ponto de congelamento é denominado abaixamento crioscópico, que é uma propriedade coligativa dependente da concentração do soluto na solução.

A fórmula do abaixamento crioscópico e aplicações práticas

Matematicamente, o abaixamento crioscópico pode ser descrito pela equação:

ΔT_f = i ⋅ K_f ⋅ m

onde ΔT_f é a diminuição do ponto de congelamento, i é o fator de van ’t Hoff (número de partículas em que o soluto se dissocia, para o NaCl, i ≈ 2), K_f é a constante crioscópica do solvente (água) e m é a molalidade da solução.

Na prática, essa propriedade permite que o gelo derreta em temperaturas abaixo de 0°C, facilitando a remoção de camadas congeladas em vias públicas, calçadas e outras superfícies.

Além do cloreto de sódio, outros sais como o cloreto de cálcio (CaCl₂) são utilizados devido à sua maior eficiência em temperaturas ainda mais baixas, pois liberam calor ao se dissolver (processo exotérmico), acelerando o derretimento.