Hay varias formas diferentes de describir cuantitativamente la concentración de una solución. Por ejemplo, la molaridad es una forma útil de describir las concentraciones de solución para las reacciones que se llevan a cabo en solución. Las fracciones molares se usan no solo para describir las concentraciones de gas, sino también para determinar las presiones de vapor de mezclas de líquidos similares. El ejemplo ( PageIndex {1} ) revisa los métodos para calcular la molaridad y la fracción molar de una solución cuando se conocen las masas de sus componentes.
La concentración de una solución también se puede describir por su molalidad (m), el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente:
[ text {molality (m)} = dfrac { text {moles solute}} { text {kilogramo de disolvente}} label {Eq1} ]
La molalidad, por lo tanto, tiene el mismo numerador que la molaridad (el número de moles de soluto) pero un denominador diferente (kilogramo de disolvente en lugar de litro de solución). Para soluciones acuosas diluidas, la molalidad y la molaridad son casi las mismas porque las soluciones diluidas son principalmente solventes. Por lo tanto, debido a que la densidad del agua en condiciones estándar es muy cercana a 1.0 g / mL, el volumen de 1.0 kg de (H_2O ) en estas condiciones es muy cercano a 1.0 L, y una solución de 0.50 M de (KBr ) en agua, por ejemplo, tiene aproximadamente la misma concentración que una solución de 0,50 m.
Otra forma común de describir la concentración es como la relación entre la masa del soluto y la masa total de la solución. El resultado puede expresarse como porcentaje de masa, partes por millón (ppm) o partes por billón (ppb):
[ begin {align} text {mass percent} & = dfrac { text {mass of solute}} { text {mass of solution}} times 100 label {Eq2} \ [4pt ] text {partes por millón (ppm)} & = dfrac { text {masa de soluto}} { text {masa de solución}} veces 10 ^ {6} label {Eq3} \ [4pt] text {partes por mil millones (ppb)} & = dfrac { text {masa de soluto}} { text {masa de solución}} veces 10 ^ {9} label {Eq4} end {align} ]
En las ciencias de la salud, la concentración de una solución a menudo se expresa como partes por mil (ppt), indicada como una proporción. Por ejemplo, la adrenalina, la hormona producida en situaciones de alto estrés, está disponible en una solución 1: 1000, o un gramo de adrenalina por 1000 g de solución.
Las etiquetas en las botellas de reactivos comerciales a menudo describen los contenidos en términos de porcentaje de masa. El ácido sulfúrico, por ejemplo, se vende como una solución acuosa al 95%, o 95 g de ( ce {H_2SO_4} ) por 100 g de solución. Partes por millón y partes por billón se usan para describir concentraciones de soluciones altamente diluidas. Estas medidas corresponden a miligramos y microgramos de soluto por kilogramo de solución, respectivamente. Para soluciones acuosas diluidas, esto es igual a miligramos y microgramos de soluto por litro de solución (suponiendo una densidad de 1.0 g / mL).
¿Cómo deciden los químicos qué unidades de concentración usar para una aplicación en particular? Aunque la molaridad se usa comúnmente para expresar concentraciones para reacciones en solución o para titulaciones, tiene un inconveniente: la molaridad es el número de moles de soluto dividido por el volumen de la solución, y el volumen de una solución depende de su densidad, que Es una función de la temperatura. Debido a que la cristalería volumétrica se calibra a una temperatura particular, típicamente 20 ° C, la molaridad puede diferir del valor original en varios por ciento si una solución se prepara o usa a una temperatura significativamente diferente, como 40 ° C o 0 ° C. Para muchas aplicaciones esto puede no ser un problema, pero para un trabajo preciso estos errores pueden volverse importantes. En contraste, la fracción molar, la molalidad y el porcentaje de masa dependen solo de las masas del soluto y el solvente, que son independientes de la temperatura.
La fracción molar no es muy útil para experimentos que involucran reacciones cuantitativas, pero es conveniente para calcular la presión parcial de gases en mezclas, como se discutió anteriormente. Las fracciones molares también son útiles para calcular las presiones de vapor de ciertos tipos de soluciones. La molalidad es particularmente útil para determinar cómo las propiedades como el punto de congelación o ebullición de una solución varían con la concentración de soluto. Debido a que el porcentaje de masa y las partes por millón o mil millones son simplemente formas diferentes de expresar la relación entre la masa de un soluto y la masa de la solución, nos permiten expresar la concentración de una sustancia incluso cuando se desconoce la masa molecular de la sustancia . Las unidades de ppb o ppm también se utilizan para expresar concentraciones muy bajas, como las de impurezas residuales en los alimentos o de contaminantes en estudios ambientales.
La Tabla ( PageIndex {1} ) resume las diferentes unidades de concentración y las aplicaciones típicas para cada una. Cuando se conoce la masa molar del soluto y la densidad de la solución, con la práctica resulta relativamente fácil convertir entre las unidades de concentración que hemos discutido, como se ilustra en el Ejemplo ( PageIndex {3} ).
Tabla ( PageIndex {1} ): diferentes unidades para expresar las concentraciones de soluciones *
Unidad
Definición
Solicitud
* La molaridad de una solución depende de la temperatura, pero las otras unidades que se muestran en esta tabla son independientes de la temperatura.
molaridad (M)
moles de soluto / litro de solución (mol / L)
Utilizado para reacciones cuantitativas en solución y titulaciones; Se conocen la masa y la masa molecular del soluto y el volumen de la solución.
fracción molar ( ( chi ))
moles de soluto / moles totales presentes (mol / mol)
Utilizado para presiones parciales de gases y presiones de vapor de algunas soluciones; Se conocen la masa y la masa molecular de cada componente.
molalidad (m)
moles de soluto / kg de disolvente (mol / kg)
Se utiliza para determinar cómo varían las propiedades coligativas con la concentración de soluto; Se conocen masas y masa molecular de soluto.
porcentaje de masa (%)
[masa de soluto (g) / masa de solución (g)] × 100
Útil cuando se conocen masas pero se desconocen las masas moleculares.
partes por mil (ppt)
[masa de soluto / masa de solución] × 10 3 (g de soluto / kg de solución)
Utilizado en las ciencias de la salud, las soluciones de proporción generalmente se expresan como una proporción, como 1: 1000.
partes por millón (ppm)
[masa de soluto / masa de solución] × 10 6 (mg de soluto / kg de solución)
Utilizado para trazas de cantidades; se conocen masas pero las masas moleculares pueden ser desconocidas.
partes por mil millones (ppb)
[masa de soluto / masa de solución] × 10 9 (µg de soluto / kg de solución)
Utilizado para trazas de cantidades; se conocen masas pero las masas moleculares pueden ser desconocidas.
Resumen
Se utilizan diferentes unidades para expresar las concentraciones de una solución dependiendo de la aplicación. La concentración de una solución es la cantidad de soluto en una cantidad dada de solución. Se puede expresar de varias maneras: molaridad (moles de soluto por litro de solución); fracción molar, la relación entre el número de moles de soluto y el número total de moles de sustancias presentes; porcentaje de masa, la relación entre la masa del soluto y la masa de la solución multiplicada por 100; partes por mil (ppt), gramos de soluto por kilogramo de solución; partes por millón (ppm), miligramos de soluto por kilogramo de solución; partes por mil millones (ppb), microgramos de soluto por kilogramo de solución; y molalidad (m), el número de moles de soluto por kilogramo de solvente.