Práctica No. 10 Determinación del número de moléculas de agua en una sal hidratada

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Manejo de residuos.

- A las sales anhidras sobrantes se les debe agregar una pequeña cantidad de agua acidulada (pH 5), agregar gota a gota una solución de sulfuro de sodio hasta precipitación completa, filtrar y guardar el precipitado en un frasco etiquetado como “sulfuros de sales inorgánicas”

- El filtrado se puede desechar al drenaje con abundante agua.

Guías.

El porcentaje de agua en un hidrato puede determinarse si se calienta una cantidad conocida de éste hasta que se lleva a cabo la deshidratación. La masa del hidrato es igual a la masa de la sal anhidra más la masa del agua eliminada. El porcentaje de agua en el hidrato se calcula con:

% de agua = Masa de agua perdida del hidrato X100 / masa de la sal hidratada

Algunos hidratos pierden su agua de hidratación al exponerse a la atmósfera, dicho proceso se conoce como efluorescencia. Este fenómeno se lleva a cabo cunado la presión de vapor del agua del hidrato dado es mayor que la presión parcial del vapor de agua en el aire. Como ejemplo se cita al MgSO4 .7H2O (sal de Epsom) cuando en determinadas ocasiones se coloca en un vidrio de reloj se lleva a cabo el siguiente proceso:

MgSO4 7H2O ( s).→MgSO4 (s) MgSO4 + 7 H2O (g)

Este cambio produce 7 moléculas de agua gaseosa por molécula de hidrato. Si el proceso se lleva a cabo en un recipiente cerrado , se puede medir la presión de vapor del agua. Para esta sal, la presión es igual a 11.5 torr a 25ªC.

No. 2

Algunas sales inorgánicas anhidras, como el CaCl2 Son higroscópicas, dichas sales se emplean como agentes desecantes Algunos compuestos absorben suficiente agua como para disolverse formado una solución. Este proceso se denomina delicuescencia. Otro ejemplo Ácido fosfórico.

No.3

La fórmula del hidrato puede determinarse calculando los moles de una sal anhidra y los moles de agua de hidratación, determinándose así la relación molar. De esta forma se puede obtener la fórmula general del hidrato.

Ejemplo: Na2SO4 . 10H2O

Muestra original del hidrato pesado = 320 mg

Después del calentamiento la sal anhidra pesó 141 mg.

Masa del agua perdida 320- 141= 179 mg

Moles de agua = moles de agua perdida / masa molar del agua

Moles de agua= 179 mg / 18 gmol X 1 g/ 1000mg = 9.94 X10-3

Número de moles del Na2SO4 :

N ( sulfato de sodio) = masa de la sal anhidra / masa molar del sulfato de sodio

N= 141 mg /142 gmol-1 X 1g/ 1000 mg= 9.93 X 10 -4 = 10/1

Se deduce que existen 10 moles de agua asociadas con cada mol de sulfato de sodio.

Modificada de Carrillo Myrna. Química General. Manual de laboratorio. Prentice Hall. 2002.

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