Hidratos y agua de cristalización

Por Daniel (Ingeniería Química) · Actualizada el 27 de octubre de 2026 · 3 min de lectura

Muchas sales cristalizan atrapando moléculas de agua en una proporción fija. El sulfato de cobre del laboratorio, de un azul intenso, es en realidad CuSO₄·5H₂O. Si lo calientas pierde esa agua y queda un polvo casi blanco: el sulfato de cobre anhidro. Si le pones unas gotas de agua, vuelve a ponerse azul.

Cómo se nombran

Se dice el nombre de la sal seguido de un prefijo griego más «hidratado»: CuSO₄·5H₂O es sulfato de cobre(II) pentahidratado; MgSO₄·7H₂O, las sales de Epsom, es sulfato de magnesio heptahidratado; CaSO₄·2H₂O, el yeso, es sulfato de calcio dihidratado. Los prefijos son mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, octa-, nona- y deca-.

Masa molar de un hidrato

Se suma la masa molar de la sal anhidra más la del agua multiplicada por su número:

• CuSO₄: 159.60 g/mol
• 5 H₂O: 5 × 18.015 = 90.08 g/mol
• CuSO₄·5H₂O: 249.68 g/mol

Este detalle importa en el laboratorio: si una práctica pide preparar una disolución con 0.100 mol de sulfato de cobre y usas el pentahidratado, tienes que pesar 24.97 g, no 15.96 g. Usar la masa molar de la sal anhidra con el hidrato es uno de los errores más comunes al preparar disoluciones.

Porcentaje de agua

Es la masa del agua entre la masa molar del hidrato:

% H₂O = 90.08 ÷ 249.68 × 100 = 36.08 %

Es decir, más de un tercio del peso de esos cristales azules es agua. Si calientas 10.00 g del hidrato hasta peso constante, deberían quedar unos 6.39 g de sal anhidra.

Encontrar la fórmula con un experimento

El problema clásico de laboratorio es el inverso: tienes un hidrato de fórmula desconocida MgSO₄·xH₂O, lo calientas y pesas antes y después.

• Masa del hidrato: 2.50 g
• Masa después de calentar: 1.22 g de MgSO₄ anhidro

1. Masa de agua perdida: 2.50 − 1.22 = 1.28 g
2. Moles de agua: 1.28 g ÷ 18.015 g/mol = 0.07105 mol
3. Moles de sal: 1.22 g ÷ 120.36 g/mol = 0.01014 mol
4. Relación: 0.07105 ÷ 0.01014 = 7.01 ≈ 7

La fórmula es MgSO₄·7H₂O. Es el mismo razonamiento que el de la fórmula empírica: se pasa todo a moles y se busca la relación de números enteros más simple.

Por qué el resultado puede no salir entero

• Calentamiento incompleto: queda agua y la x sale menor de lo real. Por eso se calienta, se enfría en un desecador, se pesa y se repite hasta que dos pesadas coincidan.
• Calentamiento excesivo: algunas sales se descomponen además de deshidratarse, pierden otros gases y la x sale mayor.
• Absorción de humedad al enfriar: la sal anhidra es higroscópica; si se enfría al aire, recupera agua antes de pesarla.

Si el cociente da algo como 4.6, no lo redondees a 5 sin más: revisa los datos o considera que el experimento tuvo uno de estos errores.

Usos prácticos

Los hidratos están en todos lados: el yeso de construcción fragua porque el CaSO₄·½H₂O recupera agua y forma el dihidratado; el cloruro de cobalto anhidro, azul, se vuelve rosa al hidratarse y sirve como indicador de humedad en los desecantes; y el bórax de las tiendas es Na₂B₄O₇·10H₂O.