Práctica No. 9 DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO

Franny Casasola Ramírez

No. Carné: 11068 Sección No. 11; Mesa No. 9

Marzo 15, 201212 Práctica No. 9

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO

Sumario:

La práctica de laboratorio tiene como objetivo, determinar la fórmula de un Hidrato, mediante la aplicación de una técnica de análisis cuantitativo para tal fin. La sal anhidra utilizada fue el Sulfato de Cobre. El primer paso fue pesar el tubo de vidrio cuya masa (m1) fue de 5.21 ±0.01 g, luego se pesó el tubo de vidrio con el Hidrato (m2) y su masa fue de 5.50 ±0.01 g, y con diferencia de masas se obtuvo la masa del hidrato (m3) que fue de 0.29 ±0.01g. El segundo paso fue calentar el tubo de vidrio con el hidrato, flameando el tubo con un mechero, colocando el tubo sobre un aro de metal en el soporte universal. Al calentarlo se observó como el hidrato de color azul se tornó a blanco, evaporando el agua que contenía, luego se dejó enfriar y se pesó nuevamente (m4) y su masa fue de 5.40 ±0.01g. Éste paso se repitió una veces para verificar que las masas no difirieran. A continuación, con diferencia de masas se encontró la masa (m5) de la sal anhidra, para lo que se restó m4 de m1 y se obtuvo que la masa fue de 0.18 ±0.01g, luego m3 de m5 para obtener la masa de agua contenida en nuestro hidrato y se obtuvo que la masa (m6) fue de 0.11 ±0.01g. Por último se dividió la masa de la sal anhidra (m5) entre su peso molar y se obtuvieron 1.1278x10⁻³ moles de Sulfato de Cobre, luego la masa de agua (m6) entre 18 g/mol de agua y se obtuvo 5.55x10⁻³ moles de Agua, para finalizar se dividió los mol de Agua entre los mol de Sulfato de Cobre y se obtuvo 4.92 mol de Agua/Sulfato de Cobre, que indicó que la muestra era Sulfato de Cobre Pentahidratado (CuSO4•5H2O), teniendo un porcentaje de error de 1.6%. Como conclusión general Cálculos y Resultados:

CuSO4•5H2O CuSO4 + 5 H2O m1= 5.21 ±0.01 g m2= 5.50 ±0.01 g m3= 5.40 ±0.01 g m2-m1= m4= g CuSO4•XH2O 5.50 ±0.01 g – 5.21 ±0.01 g = 0.29 ±0.01 g m4=0.29±0.01 g

m3-m1= m5= g CuSO4 5.40±0.01 g – 5.21±0.01 g = 0.18±0.01 g g m5=0.18±0.01 g

m4-m5= m6 = g H2O 0.29±0.01 g – 0.21±0.01 g = 0.11±0.01 g g m6= 0.11±0.01 g g

1. 0.29 g CuSO4 ___ = 1.1278x10⁻³ mol CuSO4

159.60 g/mol CuSO4

2. _____0.11 g H2O____ = 5.55x10⁻³ mol H2O

18 g/mol H2O

3. __5.55x10⁻³ mol H2O__ = 4.921 mol H2O/ CuSO4 1.1278x10⁻³ mol CuSO4

4. E % = 4.91 – 5 * 100 = 1.6 %

5 Tabla No. 1: Tabla Resultados Finales

Peso mol % Error

Sulfato de Cobre 0.18 ±0.01 g 1.1278x10⁻³ mol CuSO4

Agua 0.11 ±0.01 g 5.55x10-3 mol H2O

Sulfato de Cobre Pentahidratado

0.29 ±0.01 g 4.921

1.6

Discusión: Determinar la razón molar de agua en una muestra x hidratada, y aplicar la técnica de análisis cuantitativo para encontrar el valor de x fue el objetivo principal de la práctica, así mismo el encontrar la cantidad de sal anhidra que resultara de la muestra x hidratada. Para ésta práctica se utilizó el Sulfato de Cobre x hidratado. El número de moles de agua presentes fue de 5.55x10-3. El número de moles de sulfato fue de 1.1278x10-3. El número de moles de agua por moles de sulfato de cobre fue de 4.92. Se determinó que la muestra de sulfato de cobre, estaba pentahidratada. Los cristales del sulfato aparecen a la vista de color azul, y secos al tacto. Aun cuando cada mol del hidrato contiene cinco moles de agua.El porcentaje de error obtenido fue de 1.6%. La diferencia entre valor teórico y el experimental, se pudo deber al tiempo en que la muestra fue calentada, pudo ser que haya sido calentada por mucho más tiempo al indicado, y que se haya quemado el sulfato de cobre; o bien que no haya sido calentada por el tiempo suficiente y que los moles de agua evaporados hayan sido menores, variando así los resultados. Cabe mencionar que el tiempo depende de la cantidad de sulfato utilizado, mayor cantidad de la muestra, mayor tiempo de flameado requerirá. Otra posible fuente de error, es la balanza, para tener resultados más exactos en cuanto a las masas registradas por la balanza digital, se necesitaría emplear una balanza analítica. Al calentar el Sulfato de Cobre pentahidratado se observó una reacción de combustión reversible. La reacción se manifestó por la emanación de vapor de agua y cambio físico en su coloración. Cuando es calentada la muestra ésta cambia de color, de celeste a blanco. También se observó cómo emanaba un gas, se sabe que era vapor de agua ya la que la muestra estaba hidratada y al hacer la ecuación uno de los productos que se obtiene es agua. Esta agua se puede observar en vapor o bien en pequeñas gotitas de agua que pudieran quedar dentro del tubo de vidrio. La reacción es reversible ya que, se puede volver añadir agua al polvo del sulfato de cobre, devolviéndolo a su estado original, si se le agrega la misma cantidad de agua que pierde. Los cristales del sulfato aparecen a la vista de color azul, y secos al tacto. Aun cuando cada mol del hidrato contiene cinco moles de agua. Al determinar las masas de agua y sulfato de cobre de la muestra, se comprobó una vez más la ley de la conservación de la masa, que la masa no se crea ni se destruye y permanece constante, ya que cuando se repitió el paso de calentar, enfriar y pesar, las masas no difirieron, es decir permanecieron constantes. Para disminuir el porcentaje de error, la práctica podría mejorarse, utilizando una balanza analítica, en lugar de una digital. Asegurarse que el calor de la llama se distribuya por todo el tubo y no solo por la parte de abajo, esto reduciría el porcentaje de error y evitaría la posible quema de la muestra o los residuos de agua que quedan dentro del tubo. Conclusiones:

1. La muestra de sulfato de cobre hidratada, contenía experimentalmente, 4.9 moles de agua por moles sulfato de cobre y teóricamente, 5 moles de agua por moles de sulfato de cobre, dando un porcentaje de error de 1.6% debido a la posible quema de la muestra o falta de calor para evaporar la cantidad de agua presente en ella.

2. La reacción de combustión al calentar la muestra de sulfato de cobre hidratado, es

también una reacción reversible ya que agregándole la misma cantidad de agua que perdió la muestra, ésta puede regresar a su estado original.

3. La reacción se manifestó en el cambio de coloración de la muestra y por la emanación de

vapor de agua del tubo de vidrio.

Apéndice: Reacciones Problema extra 1.222 g de Cloruro de Bario Hidtratado (BaCl2•XH2O), se calienta hasta que se elimina toda el agua de hidratación. El polvo seco que queda como residuo pesó 1.042 g. Determínese la fórmula del Hidrato. Peso de H2O= 1.222 g – 1.042 g = 0.182 g H2O Mol de BaCl2 = 1.042 BaCl2 = 0.00500 mol BaCl2 208.4 g BaCl2 Mol de H2O = 0.180 g H2O = 0.0100 mol H2O 18.0 g H2O X = 0.0100 mol H2O = 2 mol H2O/BaCl2 0.00500 mol BaCl2 Fórmula: BaCl2•2H2O Reacción:

BaCl2•2H2O BaCl2 + 2 H2O (Smith, Pierce, 1991) Literatura Citada

1. Smith, N. y C. Pierce. 1991. Resolución de problemas de química general. Editorial Reverté. Barcelona. 462 pp.