Calculadora de Concentración de Soluciones – Molaridad, Molalidad y Más

¿Qué es una calculadora de concentración de soluciones?

Una calculadora de concentración de soluciones determina cuánto soluto está disuelto en una solución, expresado en la unidad elegida. Un soluto es la sustancia que se disuelve, como la sal o el azúcar. Esta herramienta convierte la masa del soluto, su peso molecular, el volumen de la solución y la densidad de la solución en cinco unidades comunes de concentración: molaridad, molalidad, porcentaje en masa, porcentaje en volumen y partes por millón (ppm). El porcentaje en volumen requiere un dato adicional, la densidad del propio soluto, por lo que la calculadora lo solicita cuando se selecciona esa unidad.

La concentración describe la intensidad de una mezcla. Una misma solución puede describirse de varias maneras, y cada unidad sirve para un propósito diferente. Un químico que mezcla una reacción usa la molaridad. Un fisicoquímico que estudia los puntos de congelación usa la molalidad. Un laboratorio ambiental que analiza agua usa ppm.

Explicación de las unidades de concentración

• Molaridad (M) — moles de soluto por litro de solución. Es común en química general.
• Molalidad (m) — moles de soluto por kilogramo de disolvente. No cambia con la temperatura.
• Porcentaje en masa (% m/m) — masa de soluto dividida por la masa de la solución, multiplicada por 100.
• Porcentaje en volumen (% v/v) — volumen de soluto dividido por el volumen de la solución, multiplicado por 100. Se usa para mezclas líquidas, como las bebidas alcohólicas.
• Partes por millón (ppm) — masa de soluto por cada millón de partes de solución en masa. Se usa para cantidades muy pequeñas (trazas).

Un mol es un número fijo de partículas (aproximadamente 6,022 × 10²³), que se utiliza para contar átomos o moléculas a partir de su masa.

Cómo calcular la molaridad

La molaridad es el número de moles de soluto dividido por el volumen de la solución en litros:

$M = \frac{\text{moles de soluto}}{\text{volumen de la solución (L)}}$

Puesto que el número de moles es igual a la masa dividida por la masa molar, la fórmula queda:

$M = \frac{\text{masa del soluto (g)}}{\text{peso molecular (g/mol)} \times \text{volumen de la solución (L)}}$

Ejemplo. Disolver 5,85 g de cloruro de sodio (NaCl, peso molecular 58,44 g/mol) en la cantidad suficiente de agua para preparar 0,1 L de solución:

$M = \frac{5.85}{58.44 \times 0.1} = 1.00 \text{ mol/L}$

El volumen final debe medirse después de que el soluto se haya disuelto por completo, no antes. Añadir un sólido a un volumen fijo de agua aumenta ligeramente el volumen total.

Cómo calcular la molalidad

La molalidad divide los moles de soluto por la masa del disolvente, en kilogramos, en lugar del volumen de la solución:

$m = \frac{\text{masa del soluto (g)}}{\text{peso molecular (g/mol)} \times \text{masa del disolvente (kg)}}$

Ejemplo. Disolver 5,85 g de NaCl en exactamente 100 g (0,1 kg) de agua:

$m = \frac{5.85}{58.44 \times 0.1} = 1.00 \text{ mol/kg}$

Como la masa no cambia con la temperatura, la molalidad permanece constante cuando una solución se calienta o se enfría. La molaridad no lo hace, porque el volumen se dilata con el calor. Por eso la molalidad se usa para estudiar el descenso crioscópico y la elevación ebulloscópica.

Cómo calcular el porcentaje en masa

El porcentaje en masa es la masa de soluto dividida por la masa total de la solución, multiplicada por 100:

$\%\text{ w/w} = \frac{\text{masa del soluto}}{\text{masa de la solución}} \times 100$

Ejemplo. Disolver 10 g de azúcar en 90 g de agua, para obtener una masa total de solución de 100 g:

$\%\text{ w/w} = \frac{10}{100} \times 100 = 10\%$

El peróxido de hidrógeno para uso doméstico suele llevar la etiqueta «3 %», lo que significa 3 g de peróxido de hidrógeno por cada 100 g de solución.

Cómo calcular el porcentaje en volumen

El porcentaje en volumen divide el volumen de soluto por el volumen total de la solución:

$\%\text{ v/v} = \frac{\text{volumen de soluto}}{\text{volumen de la solución}} \times 100$

Ejemplo. Mezclar etanol con agua para preparar 100 mL de solución, usando 15 mL de etanol:

$\%\text{ v/v} = \frac{15}{100} \times 100 = 15\%$

La calculadora no recibe directamente el volumen del soluto. Lo calcula a partir de la masa del soluto y de su propia densidad, por lo que solicita esa densidad en este modo:

$\text{volumen de soluto (L)} = \frac{\text{masa del soluto (g)}}{\text{densidad del soluto (g/mL)} \times 1000}$

Introducir 10 g de etanol, cuya densidad es 0,789 g/mL, da 12,67 mL de etanol. En 1 L de solución, eso equivale a 1,27 % v/v. La densidad del soluto no es el mismo valor que la densidad de la solución, y usar aquí la densidad de la solución daría una respuesta incorrecta para cualquier soluto más denso o menos denso que la mezcla.

Esta es la unidad usada para indicar el contenido de alcohol en las bebidas. El vino suele tener 12–14% v/v; las bebidas espirituosas destiladas tienen 40 % v/v o más. Los volúmenes de los líquidos no siempre se suman exactamente al mezclarlos, por lo que una solución precisa se mide hasta un volumen final en lugar de suponerse a partir de la suma de sus componentes.

Cómo calcular las partes por millón (ppm)

Las partes por millón se usan para soluciones muy diluidas. Se divide la masa de soluto por la masa de la solución y se multiplica por un millón:

$\text{ppm} = \frac{\text{masa del soluto}}{\text{masa de la solución}} \times 1{,}000{,}000$

Ejemplo. Una muestra de agua de 1.000 g contiene 0,002 g de plomo disuelto:

$\text{ppm} = \frac{0.002}{1000} \times 1{,}000{,}000 = 2 \text{ ppm}$

En soluciones acuosas diluidas, 1 ppm equivale aproximadamente a 1 miligramo de soluto por litro de solución.

Ejemplo resuelto: solución salina fisiológica

La solución salina fisiológica es una solución de sal al 0,9 % que se usa en medicina porque coincide con la concentración de sal del plasma sanguíneo. Para comprobar un lote preparado disolviendo 9 g de NaCl hasta alcanzar un volumen final de 1 L, con una densidad de solución de 1,005 g/mL:

Primero, se determina la masa total de la solución a partir de su volumen y densidad:

$\text{masa} = 1 \text{ L} \times 1.005 \text{ g/mL} \times 1000 = 1{,}005 \text{ g}$

• Porcentaje en masa: 9 ÷ 1.005 × 100 = 0,90 %
• Molaridad: 9 ÷ (58,44 × 1) = 0,154 mol/L
• Molalidad: la masa del disolvente es 1.005 − 9 = 996 g (0,996 kg); 9 ÷ (58,44 × 0,996) = 0,155 mol/kg
• Partes por millón: 9 ÷ 1.005 × 1.000.000 ≈ 8.955 ppm
• Porcentaje en volumen: la sal sólida tiene una densidad de 2,165 g/mL, por lo que 9 g ocupa 4,157 mL; 0,004157 ÷ 1 × 100 = 0,42 % v/v

La cifra de ppm no es exactamente 9.000 porque la masa de la solución es 1.005 g, no 1.000 g. Los 5 g adicionales se deben a que la densidad de la solución es ligeramente mayor que la del agua pura.

Otras unidades de concentración

Algunos campos usan unidades además de las cinco anteriores. Normalidad (N) cuenta unidades reactivas en lugar de moles; una solución de ácido sulfúrico (H₂SO₄) de 1 M tiene 2 N, porque cada molécula puede donar dos iones de hidrógeno. La fracción molar divide los moles de un componente por los moles totales de todas las sustancias de la mezcla, y se usa en cálculos de destilación. Para soluciones extremadamente diluidas, los químicos pasan de ppm a partes por mil millones (ppb) o partes por billón (ppt).

Fuentes comunes de error

Una concentración calculada puede diferir de la real por varias razones. Disolver un sólido cambia el volumen total de una solución, por lo que el volumen final debe medirse después de mezclar, no suponerse igual al volumen inicial del disolvente. Los productos químicos de laboratorio rara vez tienen una pureza del 100 %; un reactivo con una pureza declarada de 98,5 % requiere aumentar su masa para compensarlo. Algunos compuestos incluyen agua unida a su estructura cristalina, llamada agua de hidratación; el sulfato de cobre pentahidratado (CuSO₄·5H₂O, 249,68 g/mol) pesa más por mol que el sulfato de cobre anhidro (159,61 g/mol), y usar una masa molar incorrecta cambia el resultado. La temperatura cambia el volumen de una solución, lo que modifica la molaridad, pero no la molalidad.

Preguntas frecuentes

¿Cuál es la diferencia entre molaridad y molalidad? La molaridad divide por el volumen de la solución, en litros. La molalidad divide por la masa del disolvente, en kilogramos. El volumen cambia con la temperatura; la masa no. En soluciones acuosas diluidas a temperatura ambiente, los dos valores son similares.

¿Cómo convierto ppm a porcentaje? Divida el valor de ppm por 10.000. Por ejemplo, 5.000 ppm equivale a 0,5 %.

¿1 ppm siempre equivale a 1 mg/L? Solo aproximadamente y únicamente para soluciones diluidas cuya densidad sea cercana a 1 g/mL, como la mayoría de las muestras de agua. En líquidos más densos, los dos valores difieren.

¿Por qué mi concentración medida no coincide con mi cálculo? Entre las causas comunes están un reactivo impuro, agua unida a la estructura cristalina del soluto, un volumen de solución medido antes de mezclar por completo o una temperatura diferente de la utilizada para preparar la solución.

¿Cuál es la concentración máxima que puede alcanzar un soluto? El límite es la solubilidad del soluto en ese disolvente a esa temperatura. La sal de mesa se disuelve hasta aproximadamente 36 g por cada 100 mL de agua a temperatura ambiente; por encima de ese límite, queda sólido sin disolver en el fondo del recipiente.

¿Afecta la temperatura a la concentración? Sí, en el caso de las unidades basadas en el volumen. El agua se dilata al calentarse, por lo que la molaridad de una solución disminuye ligeramente al calentarla, aunque no haya cambiado la cantidad de soluto. El porcentaje en masa y la molalidad, que se basan en la masa, no se ven afectados.

Referencias

1. Harris, D. C. (2015). Análisis químico cuantitativo (edición número 9). W. H. Freeman.
2. Chang, R., y Goldsby, K. A. (2015). Química (edición número 12). McGraw-Hill Education.
3. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. (1997). Compendio de terminología química (el «Libro de oro»).
4. Instituto Nacional de Estándares y Tecnología. NIST Chemistry WebBook. https://webbook.nist.gov/chemistry/