• watervrij kopersulfaat (CuSO4.0H2O)
• water
• thermometer
• bekerglas

• petrischaaltjes of andere potjes met deksel
• QX3 microscoop
• weegschaal

• Leg een spatelpunt kopersulfaat aan een kant van het petrischaaltje. 
• Leg een grote druppel water aan de andere kant, zonder dat ze elkaar raken..
• Plaats het deksel erop en leg ze onder de microscoop.
• Neem op regelmatige tijdstippen een foto.

• Weeg 3 gram wit kopersulfaat af. 
• Doe 50 ml water in het plastic bekertje. 
• Meet de temperatuur van het water. 
• Los het wit kopersulfaat in het water op. 
• Meet opnieuw de temperatuur van het water.

We zien het poeder groeien door de opname  van water. De kleur van het poeder veranderd van wit naar blauw.

De temperatuur loopt bij het tweede experiment op van 21.2 °C naar 26.2 °C.

CuSO4.5H2O		5 H2O + CuSO4
blauw	warmte	wit/grijs

In ons experiment vindt dus precies de omgekeerde reactie plaats. 

Vele kristallijne zouten vormen hydraten die 1,2,3 of meer molen water per mol stof bevatten. Het water kan op verschillende manieren in het kristalrooster opgenomen worden. Het kan roosterposities in het het kristal innemen maar het kan ook bindingen vormen met de aanwezige kationen en anionen. 

In het blauwe kopersulfaat is elk koper ion gecoördineerd met 4 water moleculen door de vrije elektronenparen van het zuurstof en vormt zo het complex Cu(H2O)₄]²⁺. Elk sulfaat ion bindt een water molecuul door waterstofbrug vorming. 

Het verschil tussen beide bindingsvormen wordt gedemonstreerd door het gegeven dat de pentahydraat omgezet wordt naar monohydraat bij 100 °C en pas boven 250 °C watervrij wordt.

CuSO4 · 5H2O	CuSO4 · H2O

Het gegeven dat we energie (warmte) nodig hebben om het water te verdrijven geeft aan dat het energetisch gunstig is voor het kopersulfaat om zich te omringen door kristalwater.

De reactiewarmte kunnen we m.b.v. het tweede experiment berekenen. De warmte die vrijkomt tijdens het oplossen van het watervrije kopersulfaat is een maat voor de hydratatiewarmte.

De watertemperatuur (50 g) stijgt van 21.1 °C naar 26.2 °C: DT= 5.1 °C

Dit vertaalt zich naar de volgende hoeveelheid energie: 

DHwater	= massa water * DT * specifiek warmte van water = 50 (g) * 5.1 (°C) * 4.2 (J/(g.°C)) = 1071 J
molmassa CuSO4 = 159.5      3 g = 18.8 mmol Hydratatiewarmte = 5.7 . 104  J/mol

• Watervrij kopersulfaat kan men bereiden door het blauwe kopersulfaat voorzichtig te verhitten totdat de kleur wit/grijs is.

• Robert Winokur, Manus Monroe; 'Using a Dissecting Microscope in Teaching Introductory Chemistry'; J. Chem. Educ. 1985 62; p. 157.
• N.J.A. Taverne; 'Het nieuwe chemieboek voor jongens'; L.J.Veen's; 1947; blz. 57,146.
• Arlo D, Harris, Lee H. Kalbus; 'Decomposition of Copper(II) Sulfate Pentahydrate';  J. Chem. Educ. 1979 56; p. 417,418.
• Haruhiko Tanaka, Nobuyoshi Koga, 'The Thermal Decomposition of Basix Copper(II) Sulfate'; J. Chem. Educ. 1990 67; p. 612-614.
• Freek Roelandse; 'Verhitte Proefjes'; DJO; 1977 3; p. 76.
• Ruud Baars; 'zelf doen 3: Opgelost'; DJO; 1976 7; p. 191.

Het verschijnsel dat een ion opgelost in water omhuld wordt door een watermantel, noemt men hydratatie.

• indampen van de oplossing:

Cu²⁺ (aq) + SO₄^2- (aq) + 5H₂O (l) → CuSO₄ • 5H₂O (s)

• verhitten van de blauwe, vaste stof:

CuSO₄ • 5H₂O (s) → CuSO₄ (s) + 5H₂O (g)

• water toedruppelen aan de witte stof:

CuSO₄ (s) + 5H₂O (l) → CuSO₄ • 5H₂O (s)

Stoffen die net als blauw koper(II)sulfaat watermoleculen in het kristal hebben, noemen we hydraten. Het opnemen van water door een zoutkristal is een vorm van hydratatie. Ook kobaltchloride vormt een hydraat. CoCl₂ is blauw, het hydraat (CoCl₂ • 6H₂O) is rood.

Stoffen die op deze manier water kunnen binden, gebruikt men als ‘droogmiddel’. Silicagel (watervrij SiO₂) is zo’n droogmiddel. Een zakje silicagel beschermt apparaten tegen vocht. Als silicagel water opneemt, verandert de kleur ervan.

Ook in bouwmaterialen, zoals gips, cement en beton speelt kristalwater een belangrijke rol.

Gips is gehydrateerd calciumsulfaat: CaSO₄ • 2H₂O.