Reporte de Práctica Nº 6

Fecha: 01/Julio/2009

1. Título de la práctica: Determinación de la composición de un hidrato.

Estudiante: Mario Enrique Aguaguiña Méndez.

Grupo: A Paralelo: 05

Profesora: Ing. Qca. Ana Avilés Tutivén. Ms. C

2. Objetivos de la práctica:

Conocer la definición de hidratos y sustancias anhidras.

Reconocer las sustancias hidratadas y establecer la diferencia entre hidratos y

sustancias anhidras.

Determinar el número de moléculas de agua mediante pesaje de masa y

calentamiento.

Conocer el manejo de la balanza y el mechero.

3. Teoría:

A continuación revisaremos algunos conceptos útiles para la realización de esta práctica

y que nos ayudarán a comprender los objetivos de la misma.

Higroscopia

Higroscopia, palabra que deriva del griego ύγρος hygros 'húmedo, mojado' y σκοπειν

skopein 'observar, mirar' es la capacidad de algunas sustancias de absorber o ceder

humedad al medioambiente. También es sinónimo de higrometría, siendo esta el estudio

de la humedad, sus causas y variaciones (en particular de la humedad atmosférica).

Son higroscópicos todos los compuestos que atraen agua en forma de vapor o de líquido

de su ambiente, por eso a menudo son utilizados como desecantes.

Algunos de los compuestos higroscópicos reaccionan químicamente con el agua como

los hidruros o los metales alcalinos. Otros lo atrapan como agua de hidratación en su

estructura cristalina como es el caso del sulfato sódico. El agua también puede

adsorberse físicamente. En estos dos últimos casos, la retención es reversible y el agua

puede ser desorbida. En el primer caso, al haber reaccionado, no se puede recuperar de

forma simple.

Algunos ejemplos de los compuestos higroscópicos más conocidos son:

Cloruro cálcico (CaCl2)

Cloruro de Sodio (Halita)(ClNa)

Hidróxido de Sodio (NaOH)

Ácido sulfúrico (H2SO4)

Sulfato de cobre(CuSO4)

Pentóxido de fósforo (P2O5 o más correctamente P4O10)

Silica gel

Miel.

Para cada sustancia existe una humedad que se llama de equilibrio, es decir, un

contenido de humedad tal de la atmósfera a la cual el material capta humedad del

ambiente a la misma velocidad que la libera. Si la humedad ambiente es menor que este

valor de equilibrio, el material se secará, si la humedad ambiente es mayor, se

humedecerá. Así, ciertos minerales como el cloruro de calcio son capaces de captar

agua de la atmósfera en casi cualquier condición, porque su humedad de equilibrio es

muy alta. Sustancias como estas son usadas como desecadores. Otros ejemplos son el

ácido sulfúrico, el gel de sílice, etc.

Hidratos

Hidrato es un término utilizado en química inorgánica y en química orgánica para

referirse a una sustancia que contiene agua. El estado químico del agua varía entre los

distintos hidratos, algunos de los cuales fueron llamados así antes de que se

comprendiera su estructura química.

Compuestos que tienen unidas un número específico de moléculas de agua, que pueden

ser eliminadas por acción de calor.

Cuando se elimina el agua de hidratación, la sal resultante se llama anhidra.

Su fórmula es Na2B4O7•XH2O; donde “X” representa el número de moléculas de agua

que el hidrato contiene y según tenga 2, 3, 4, etc.; el compuesto estará dihidratado,

trihidratado, tetrahidratado, etc., respectivamente.

Sustancias anhidras

Como término general, se dice que una sustancia es anhidra si no contiene agua. La

manera de obtener la forma anhidra difiere de una sustancia a otra.

En muchos casos, la presencia de agua puede evitar que suceda una reacción química, o

formar productos no deseados. Para prevenir esto, se deben utilizar solventes anhidros

al llevar a cabo ciertas reacciones. Algunos ejemplos de reacciones químicas que

requieren del uso de solventes anhidros son la reacción de Grignard y la reacción de

Wurtz.

La forma más común para obtener la forma anhidra de un solvente es llevarlos a

ebullición en presencia de una sustancia higroscópica. Para ello el metal más

comúnmente empleado es el sodio. Otros métodos pueden incluir la adición de tamices

moleculares o álcalis como el hidróxido de potasio o el óxido de bario. Recientemente

han aparecido en el mercado columnas de purificación de solventes (conocidas como

columnas de Grubb), que minimizan los peligros de los métodos clásicos de

deshidratación.

Algunos ejemplos de hidratos

Fórmula Nombre Usos

CaSO4•2H2O

Sulfato de calcio (yeso)

Placas de muro seco, yeso,

figurillas.

CuSO4•5H2O

Sulfato de cobre II (vitriolo azul)

Insecticida, alguicida,

conservador de madera.

MgSO4•7H2O

Sulfato de magnesio (sal de epsom) Medicina, tintura, curtido.

Na2B4O7•10H2O

Tetraborato de sodio decahiratado

(bórax)

Detergentes de lavanderías,

agente de ablandamiento de

agua.

Na2S2O3•5H2O

Tiosulfato de sodio pentahidratado

(hiposulfito de fotógrafos) Revelado fotográfico.

4. Materiales y reactivos:

A continuación se enlista los materiales utilizados durante esta práctica.

Crisol

Triángulo de porcelana

Anillo de calentamiento

Nuez

Soporte universal

Pinza de crisol

Malla de asbesto

Mechero de Bunsen

Balanza

Especificaciones de la balanza del laboratorio.

Sensibilidad o precisión: ± 0.1 g.

Capacidad máxima: 2610 g.

Tipo: Mecánica.

Muestra de hidrato: Na2B4O7•XH2O

5. Esquema del procedimiento:

A continuación se describen los pasos que se realizaron para llevar a cabo esta práctica.

1. Calentar el crisol lentamente utilizando el mechero Bunsen, para el efecto, se sitúa el

crisol sobre un triángulo asentado en un aro de calentamiento que está fijado en un

soporte universal, en la parte inferior se coloca el mechero encendido..

2. Sacar el crisol con una pinza, depositarlo en una malla y esperar hasta que se enfríe.

3. Pesar el crisol con aproximación de ± 0.1 g y anotar el peso como m1= masa crisol.

4. Tomar una cantidad pequeña de muestra (hidrato), introducirla en el crisol, y pesar.

Anotar el peso como m2= m1 + hidrato.

5. Llevar el crisol con la muestra hidratada al triángulo, calentar durante 10 minutos y

volver a enfriar el crisol sobre la malla.

6. Pesar una vez frío; anotar el peso como m3= m1 + sustancia anhidra.

7. Repetir el calentamiento, enfriamiento y pesada del cojunto, si es necesario hasta que

pese igual, asumiéndose que no hay agua que desprender.

8. Elaborar la tabla de datos.

9. Realizar los cálculos y llenar la tabla de resultados.

6. Dibujos y/o gráficos:

7. Tabla de datos:

8. Cálculos

Para obtener la masa del anhidro a la masa del agua.

Para transformar a moles las masas.

Peso molecular del anhidro (Naç2B4O7) = 201.244 g/mol

Peso molecular del agua (H2O) = 18 g/mol

Para establecer que 1 mol de anhidro contiene X moles de agua (H2O)

Nota:

Si el número de moles de agua presentes en 1 mol de anhidro es inferior al resultado que

se espera, se debe seguir calentando la muestra de hidrato.

Si el número de moles de agua presentes en 1 mol de anhidro es superior al resultado

que se espera, se debe volver a ensayar (crisol húmedo).

Determinación de la composición de un hidrato

1. Masa del crisol m1 = (37.9 ± 0.1) g.

2. Masa del crisol + masa del hidrato m2 = (39.2 ± 0.1) g.

3. Masa del crisol + masa del anhidro m3 = (38.6 ± 0.1) g.

9. Tabla de resultados:

Determinación de la composición de un hidrato

1. Masa del hidrato 1.3 g

2. Masa de H2O 0.6 g

3. Número de moles de sustancia anhidra en la muestra 3.47 * 10-3

mol

4. Número de moles de H2O en la muestra 0.035 mol

5. Número de moles de H2O por cada mol de sustancia anhidra. 10.06 mol

6. Escriba la fórmula y el nombre del hidrato

Na2B4O7•10H2O

Tetraborato de sodio

decahidratado (Bórax)

10. Observaciones y recomendaciones:

Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener

óptimos resultados.

Tener precaución al momento de calentar el crisol, porque se podría ocasionar algún

accidente.

Conocer perfectamente el manejo del mechero de bunsen para que no haya cambios

bruscos en la llama del mismo.

Tener a la mano un extintor para poder controlar algún incendio que se pueda

producir.

Recordar siempre que después de cada calentamiento, el crisol debe ser colocado

sobre la malla de asbesto para que se pueda enfriar lentamente y no se produzca un

cambio brusco de temperatura, ya que éste puede romperse.

Tomar correctamente las medidas de las masas para que no exista errores

significativos en los resultados.

11. Conclusiones:

Se determinó la composición de una muestra de hidrato Na2B4O7•XH2O.

Se obtuvo una sustancia anhidra a partir de un hidrato cuando se lo sometió a

calentamiento.

Se obtuvo el número de moles de agua que están contenidos en un mol de anhidro.

Se estableció la diferencia entre hidratos y sustancias anhidras.

12. Bibliografía:

Sitios web consultados:

https://www.sidweb.espol.edu.ec/private/download/2295/251143/doDownload?attac

hment=248048&websiteId=2295&folderId=17&docId=251143&websiteType=1&ac

tion=none&url=

http://es.wikipedia.org/wiki/Higrosc%C3%B3pico

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidrato

http://es.wikipedia.org/wiki/Anhidro

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Mario Aguaguiña Méndez

C.I. 0927993329

Fecha de entrega: 15/Julio/2009