Di Natalie Andrews – Aggiornato il 24 marzo 2022
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A temperatura ambiente (circa 25°C), 100 g standard (≈100 ml) di acqua possono sciogliere circa 35 g di cloruro di sodio (sale da cucina). Questo valore rappresenta il limite di solubilità; qualsiasi sale aggiuntivo rimarrà sul fondo del recipiente, indicando una soluzione satura.
La solubilità della maggior parte dei solidi aumenta con la temperatura, sebbene l'entità vari a seconda del composto. Per il cloruro di sodio, l'aumento è modesto:a 100°C, la solubilità sale a circa 39 g per 100 g di acqua, consentendo a qualche grammo in più di dissolversi prima che venga raggiunta la saturazione.
Quando l'acqua è vicina al punto di ebollizione, può contenere fino a circa 40 g di sale prima della saturazione, il che spiega perché gli chef spesso aggiungono un pizzico di sale all'acqua bollente per accelerare la cottura.
In condizioni più fredde, il sale si dissolve più lentamente e la presenza di sale abbassa il punto di congelamento dell’acqua, un fenomeno noto come depressione del punto di congelamento. L'aggiunta di sale al ghiaccio previene efficacemente lo scioglimento del ghiaccio, un principio sfruttato per sbrinare le strade.
Un insaturo la soluzione contiene più solvente disponibile che soluto; i cristalli di sale sono completamente idratati e si dissolvono completamente. Un saturo la soluzione ha raggiunto l'equilibrio:la velocità di dissoluzione è uguale alla velocità di cristallizzazione e qualsiasi sale in eccesso si depositerà semplicemente.
Al di sotto del normale punto di congelamento, intorno a –6°C (–5,98°F), l’acqua non può più accettare ulteriori molecole di sale. La miscela è quindi composta da cristalli di ghiaccio solidi intervallati da granelli di sale.
Non tutti i sali si comportano allo stesso modo. Il salgemma, che contiene impurità, si dissolve più lentamente del sale da cucina puro o del sale da cucina. La presenza di minerali o additivi può interferire con il processo di idratazione, allungando i tempi necessari per la completa dissoluzione.
