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Los hidratos son compuestos inorgánicos que poseen enlaces de coordinación con moléculas de agua que les confieren características específicas.
El agua es una de las sustancias químicas mas comunes en el planeta, puede ser encontrada en la atmósfera como vapor de agua, en estado solido en los polos, nevados y en la nieve que cae en invierno y en estado liquido en ríos, lagos y océanos. Algunos compuestos químicos, cuando se exponen al agua atmosférica, la adsorberán en su superficie o la incluyen en su estructura formando un complejo en el cual el agua generalmente se une con el catión en sustancias de carácter iónico.
Hidratos
Los hidratos inorgánicos son compuestos en los cuales moléculas de agua se enlazan con el catión de la molécula central. A esto se le llama agua de hidratación o agua de cristalización y al compuesto formado se le llama hidrato de dicho compuesto. Muchos de los minerales presentes en la corteza terrestre existen en la forma de hidratos como por ejemplo yeso (CaSO4⋅2H2O), bórax (Na3B4O7⋅10H2O) y las sales de Epsom (MgSO4⋅7H2O).
Los hidratos generalmente contienen agua en cantidades estequiométricas y se representan usando la formula de la molécula anhidra seguida de un punto y la cantidad de moléculas de agua correspondientes al hidrato. Se nombran colocando el nombre de la molécula anhidra seguido por la cantidad de moléculas de agua empleando prefijos griegos, por ejemplo, MgSO4⋅7H2O se le llama sulfato de magnesio heptahidratado.
Generalmente es posible remover las moléculas de agua de un hidrato a través de calentamiento. El principio de Le Chatelier´s predice que el calentamiento de una reacción endotérmica moverá el equilibrio hacia la derecha, es decir, promoverá los productos de reacción. El calentamiento desplazara el equilibrio de la reacción de hidratación hacia la derecha debido a que es una reacción endotérmica. El residuo obtenido después del calentamiento es el compuesto anhidro y tendrá diferente estructura, color y textura que el compuesto hidratado.
Por ejemplo, en la reacción de hidratación del sulfato de cobre pentahidratado, al ser calentado, se favorecerá la aparición de los productos, en este caso el sulfato de cobre anhidro, que tiene un color blanco ceniza, mientras que su forma pentahidratada tiene un color azul profundo característico.
Cualquier compuesto anhidro derivado de una forma hidratada es altamente soluble en agua y cuando se disuelve en agua recupera el color que tiene su forma hidratada, es decir, la reacción de deshidratación es reversible. La mayoría de los hidratos son estables a temperatura ambiente, sin embargo. Algunos pierden agua de manera espontanea cuando están en contacto con la atmosfera, se dice que dichos compuestos son eflorescentes.
Otros compuestos pueden absorber agua de manera espontanea de la atmosfera, se les denomina compuestos higroscópicos. Algunos compuestos higroscópicos como el pentóxido de fosforo y el cloruro de calcio se emplean como agentes desecantes para retirar la humedad de líquidos y gases.
Algunas sustancias higroscópicas absorben tanta humedad que llegan a disolverse en esta agua, esas sustancias se dicen que son delicuescentes, como por ejemplo el hidróxido de sodio. Dichas sustancias no son considerados hidratos, pues su proceso de hidratación no es reversible.
La formula de un hidrato puede ser determinado por deshidratación de una masa conocida de un hidrato, entonces se compara la masa del hidrato original con la obtenida de la forma anhidra. La masa del agua evaporada se obtiene a través del balance de masa de la deshidratación.
Para determinar la formula hidratada del compuesto [solido anhidro. xH2O], el número de moles de agua por mol de solido anhidro se calcula dividiendo el número de moles de agua en el número de moles de solido anhidro.
Materiales
- 7 Tubos de ensayo
- 5 Capsulas de evaporación de porcelana
- Vidrios de reloj
- Crisol con tapa
- Pinzas para crisol
- Triangulo de porcelana
- Mechero bunsen
- Aro para soporte
- Soporte universal
Reactivos
- Solución de ácido nítrico 6M
- Solidos:
- Cloruro de níquel (II)
- cloruro de cobalto (II)
- carbonato de calcio
- cloruro de bario
- tetraborato de sodio
- cloruro de potasio
- sulfato de sodio hidratado
- cloruro de hierro (III)
- sulfato de sodio y aluminio
- cloruro de calcio
- sulfato de sodio
- sacarosa
Procedimiento
Reversibilidad de hidratación
En esta experiencia se demostrará la deshidratación y rehidratación del cloruro de cobalto (II) hexahidratado. En una capsula de evaporación, calentar suavemente una pequeña cantidad (entre 0.3 – 0.5 g) de cloruro de cobalto (II) hexahidratado. Observar como el color original rojo burdeos pasa a violeta a medida que el compuesto se deshidrata y finalmente toma un color azul cuando se obtiene el cloruro de cobalto (II) anhidro.
Cuando se obtenga este compuesto retirar del calentamiento y agregar 3 – 5 mL de agua cuidadosamente y agitar. Observar el color de la solución obtenida. Finalmente, reiniciar el calentamiento hasta sequedad. Anotar las observaciones.
Solidos higroscópicos y eflorescentes
Solidos a ensayar: Sulfato de sodio hidratado, cloruro férrico, sulfato de sodio y aluminio, cloruro de calcio, sulfato de cobre.
Tomar 5 vidrios de reloj limpios, marcarlos con números del 1 al 5 en un borde en la cara inferior del mismo. Pesar los vidrios de reloj y anotar su masa. En cada vidrio de reloj colocar una cucharadita de los sólidos a ensayar y pesarlos en una balanza analítica.
Anotar que compuesto fue colocado en cada uno de los vidrios de reloj. Colocar estos vidrios de reloj en una parte del laboratorio donde no puedan ser golpeados o volteados.
Después de una hora, observar si se generó algún cambio físico en la apariencia de cada muestra. Pesar nuevamente y anotar los valores. Calcular el cambio en la masa para cada muestra, si el cambio es negativo (la masa disminuye) y es mayor a 0.005 g la sustancia se puede clasificar como eflorescente. En cambio, si se observa un aumento en la masa de 0.005 g o más, se puede clasificar como higroscópico.
Identificación de hidratos
Sólidos a ensayar: Cloruro de níquel (II), cloruro de cobalto (II), sacarosa, carbonato de calcio, cloruro de bario, tetraborato de sodio, cloruro de potasio.
Tomar 7 tubos de ensayos limpios y secos, numerarlos del 1 al 7 en su extremo superior. Tomar uno de los tubos de ensayo y colocar una cucharadita de uno de los sólidos a ensayar
Calentar el tubo de ensayo suavemente y observar si se presenta condensación en la parte superior de este, siendo evidencia de deshidratación. Observar el color del residuo en el fondo del tubo.
Si el sólido presentó condensación en la boca del tubo, dejar enfriar el tubo de ensayo y agregar 3 mL de agua, agitar para disolver, si es necesario calentar suavemente para asegurar la disolución. Observar el color de la solución obtenida y anotar.
Repetir el procedimiento con otro de los sólidos a ensayar y un tubo de ensayo nuevo hasta ensayar todas las sustancias. Si alguna de las sustancias a ensayar presenta deshidratación, solubilización del residuo y reversibilidad del color del residuo al color original es un hidrato verdadero, de lo contrario no.
Determinación de la fórmula de un hidrato
Empleando las pinzas para crisol, limpiar el crisol y su tapa con ácido nítrico concentrado (6 M). disponer de manera adecuada el acido empleado y enjuagar el crisol y su tapa con agua destilada.
Empleando un soporte universal, un aro para soporte y el triángulo de porcelana realizar el montaje mostrado en la figura, calentar fuertemente el crisol y su tapa ligeramente destapado de empleando un mechero bunsen por 10 minutos. Dejar enfriar el crisol en el triangulo de porcelana hasta temperatura ambiente. Pesar el crisol con tapa en una balanza analítica. Anotar.
Manipulando el crisol y su tapa con pinzas limpias, agregar 1 g de los hidratos manejados en la experiencia. Tapar el crisol y pesar con precisión de 0.001 g. Anotar el valor.
Calentar el crisol con la tapa ligeramente abierta para dejar que el agua escape, primero suavemente por espacio de 10 minutos y después fuertemente por 5 minutos.
Dejar enfriar el crisol hasta temperatura ambiente. Pesar el crisol y anotar su masa. Reservar el crisol. Realizar los cálculos para obtener las moles de agua de la formula del hidrato. Si los resultados de los cálculos sugieren que el solido aun tiene agua, calentar nuevamente por 5 minutos y dejar enfriar. Pesar nuevamente y realizar los cálculos.
Después del experimento
Ordenar las observaciones hechas sobre cada uno de los compuestos ensayados en la experiencia. Determinar si son hidratos reales o no, si son eflorescentes o higroscópicos. Confirmar la formula molecular del hidrato escogido para la ultima experiencia. ¿Qué otros hidratos se emplean en el laboratorio y la industria?
Recomendaciones de seguridad
En todo momento se deben utilizar los elementos de seguridad básicos en el laboratorio de química (bata de laboratorio, guantes, gafas de seguridad y demás que sean exigidos por las normas internas, locales o nacionales. Los residuos generados por la practica deben ser dispuestos de manera adecuada según las normas de laboratorio y las normas locales y nacionales respectivas.
Mayor información
Properties of Hydrates (Experiment)
Como citar este artículo:
APA: (2018-09-26). Propiedades de los hidratos. Recuperado de https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/propiedades-de-los-hidratos/
ACS: . Propiedades de los hidratos. https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/propiedades-de-los-hidratos/. Fecha de consulta 2025-07-17.
IEEE: , "Propiedades de los hidratos," https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/propiedades-de-los-hidratos/, fecha de consulta 2025-07-17.
Vancouver: . Propiedades de los hidratos. [Internet]. 2018-09-26 [citado 2025-07-17]. Disponible en: https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/propiedades-de-los-hidratos/.
MLA: . "Propiedades de los hidratos." https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/propiedades-de-los-hidratos/. 2018-09-26. Web.
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