Calcolatore di Concentrazione delle Soluzioni – Molarità, Molalità e Altro

Che cos'è un calcolatore della concentrazione delle soluzioni?

Un calcolatore della concentrazione di una soluzione determina quanto soluto è disciolto in una soluzione, espresso nell'unità scelta. Un soluto è la sostanza che viene disciolta, come il sale o lo zucchero. Questo strumento converte la massa del soluto, la sua massa molecolare, il volume della soluzione e la densità della soluzione in cinque unità di concentrazione comuni: molarità, molalità, percentuale in massa, percentuale in volume e parti per milione (ppm). La percentuale in volume richiede un dato aggiuntivo, la densità del soluto stesso, quindi il calcolatore la richiede quando si seleziona questa unità.

La concentrazione descrive l'intensità di una miscela. La stessa soluzione può essere descritta in diversi modi e ogni unità è adatta a uno scopo diverso. Un chimico che prepara una reazione usa la molarità. Un chimico-fisico che studia i punti di congelamento usa la molalità. Un laboratorio ambientale che analizza l'acqua usa i ppm.

Spiegazione delle unità di concentrazione

• Molarità (M) — moli di soluto per litro di soluzione. Comune nella chimica generale.
• Molalità (m) — moli di soluto per chilogrammo di solvente. Non cambia con la temperatura.
• Percentuale in massa (% m/m) — massa del soluto divisa per la massa della soluzione, moltiplicata per 100.
• Percentuale in volume (% v/v) — volume del soluto diviso per il volume della soluzione, moltiplicato per 100. Usata per miscele liquide come le bevande alcoliche.
• Parti per milione (ppm) — massa di soluto per un milione di parti in massa di soluzione. Usata per quantità molto piccole, in tracce.

Una mole è un numero fisso di particelle, circa 6,022 × 10²³, usato per contare atomi o molecole pesandoli.

Come calcolare la molarità

La molarità è il numero di moli di soluto diviso per il volume della soluzione, espresso in litri:

$M = \frac{\text{moli di soluto}}{\text{volume della soluzione (L)}}$

Poiché le moli equivalgono alla massa divisa per la massa molecolare, la formula diventa:

$M = \frac{\text{massa del soluto (g)}}{\text{massa molecolare (g/mol)} \times \text{volume della soluzione (L)}}$

Esempio. Sciogliere 5,85 g di cloruro di sodio (NaCl, massa molecolare 58,44 g/mol) in una quantità d'acqua sufficiente a ottenere 0,1 L di soluzione:

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

Il volume finale deve essere misurato dopo che il soluto si è sciolto completamente, non prima. L'aggiunta di un solido a un volume fisso d'acqua aumenta leggermente il volume totale.

Come calcolare la molalità

La molalità divide le moli di soluto per la massa del solvente, in chilogrammi, invece che per il volume della soluzione:

$m = \frac{\text{massa del soluto (g)}}{\text{massa molecolare (g/mol)} \times \text{massa del solvente (kg)}}$

Esempio. Sciogliere 5,85 g di NaCl in esattamente 100 g (0,1 kg) d'acqua:

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

Poiché la massa non cambia con la temperatura, la molalità rimane costante quando una soluzione viene riscaldata o raffreddata. La molarità invece cambia, perché il volume si espande con il calore. Per questo la molalità viene usata per studiare l'abbassamento crioscopico e l'innalzamento ebullioscopico.

Come calcolare la percentuale in massa

La percentuale in massa è la massa del soluto divisa per la massa totale della soluzione, moltiplicata per 100:

$\%\text{ w/w} = \frac{\text{massa del soluto}}{\text{massa della soluzione}} \times 100$

Esempio. Sciogliere 10 g di zucchero in 90 g d'acqua, per una massa totale della soluzione di 100 g:

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

Il perossido di idrogeno venduto per uso domestico è comunemente indicato come "3%", cioè 3 g di perossido di idrogeno per 100 g di soluzione.

Come calcolare la percentuale in volume

La percentuale in volume divide il volume del soluto per il volume totale della soluzione:

$\%\text{ v/v} = \frac{\text{volume del soluto}}{\text{volume della soluzione}} \times 100$

Esempio. Miscelare etanolo e acqua per ottenere 100 mL di soluzione, usando 15 mL di etanolo:

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

Al calcolatore non viene fornito direttamente il volume del soluto. Esso ricava il volume dalla massa del soluto e dalla densità del soluto stesso; per questo, in questa modalità, richiede tale densità:

$\text{volume del soluto (L)} = \frac{\text{massa del soluto (g)}}{\text{densità del soluto (g/mL)} \times 1000}$

Inserendo 10 g di etanolo, la cui densità è 0,789 g/mL, si ottengono 12,67 mL di etanolo. In 1 L di soluzione, ciò corrisponde a 1,27% v/v. La densità del soluto non è uguale alla densità della soluzione; usare qui la densità della soluzione darebbe un risultato errato per qualsiasi soluto più denso o meno denso della miscela.

Questa è l'unità usata per indicare il tenore alcolico delle bevande. Il vino è solitamente al 12–14% v/v; i distillati sono al 40% v/v o più. I volumi dei liquidi non sempre si sommano esattamente quando vengono miscelati, quindi una soluzione precisa viene misurata fino a un volume finale, invece di essere stimata dalla somma dei suoi componenti.

Come calcolare le parti per milione (ppm)

Le parti per milione vengono usate per soluzioni molto diluite. Dividono la massa del soluto per la massa della soluzione e moltiplicano per un milione:

$\text{ppm} = \frac{\text{massa del soluto}}{\text{massa della soluzione}} \times 1{,}000{,}000$

Esempio. Un campione d'acqua di 1.000 g contiene 0,002 g di piombo disciolto:

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

Per le soluzioni acquose diluite, 1 ppm corrisponde approssimativamente a 1 milligrammo di soluto per litro di soluzione.

Esempio svolto: soluzione fisiologica

La soluzione fisiologica è una soluzione salina allo 0,9% usata in medicina perché corrisponde alla concentrazione salina del plasma sanguigno. Per verificare una quantità preparata con 9 g di NaCl disciolti fino a un volume finale di 1 L, con una densità della soluzione di 1,005 g/mL:

Per prima cosa, si ricava la massa totale della soluzione dal suo volume e dalla sua densità:

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

• Percentuale in massa: 9 ÷ 1.005 × 100 = 0,90%
• Molarità: 9 ÷ (58,44 × 1) = 0,154 mol/L
• Molalità: la massa del solvente è 1.005 − 9 = 996 g (0,996 kg); 9 ÷ (58,44 × 0,996) = 0,155 mol/kg
• Parti per milione: 9 ÷ 1.005 × 1.000.000 ≈ 8.955 ppm
• Percentuale in volume: il sale solido ha una densità di 2,165 g/mL, quindi 9 g occupano 4,157 mL; 0,004157 ÷ 1 × 100 = 0,42% v/v

Il valore in ppm non è esattamente 9.000 perché la massa della soluzione è 1.005 g, non 1.000 g. I 5 g aggiuntivi sono dovuti al fatto che la densità della soluzione è leggermente superiore a quella dell'acqua pura.

Altre unità di concentrazione

Alcuni settori usano unità oltre alle cinque precedenti. La normalità (N) conta le unità reattive invece delle moli; una soluzione di acido solforico (H₂SO₄) pari a 1 M è pari a 2 N, perché ogni molecola può donare due ioni idrogeno. La frazione molare divide le moli di un componente per le moli totali di tutte le sostanze nella miscela e viene usata nei calcoli di distillazione. Per le soluzioni estremamente diluite, i chimici passano dai ppm alle parti per miliardo (ppb) o alle parti per bilione (ppt).

Cause comuni di errore

Una concentrazione calcolata può differire da quella reale per diversi motivi. Sciogliere un solido cambia il volume totale di una soluzione, quindi il volume finale deve essere misurato dopo la miscelazione, non si deve presumere che sia uguale al volume iniziale del solvente. I prodotti chimici di laboratorio sono raramente puri al 100%; un reagente con un "titolo 98,5%" richiede un aumento della massa per compensare. Alcuni composti contengono acqua legata nella loro struttura cristallina, detta acqua di cristallizzazione; il solfato di rame pentaidrato (CuSO₄·5H₂O, 249,68 g/mol) pesa più per mole del solfato di rame anidro (159,61 g/mol), e usare la massa molecolare sbagliata modifica il risultato. La temperatura modifica il volume di una soluzione, alterando la molarità ma non la molalità.

Domande frequenti

Qual è la differenza tra molarità e molalità? La molarità divide per il volume della soluzione, in litri. La molalità divide per la massa del solvente, in chilogrammi. Il volume cambia con la temperatura, la massa no. Per le soluzioni acquose diluite a temperatura ambiente, i due valori sono simili.

Come si convertono i ppm in percentuale? Si divide il valore in ppm per 10.000. Per esempio, 5.000 ppm equivalgono a 0,5%.

1 ppm equivale sempre a 1 mg/L? Solo approssimativamente e soltanto per soluzioni diluite la cui densità è vicina a 1 g/mL, come la maggior parte dei campioni d'acqua. Per i liquidi più densi, i due valori divergono.

Perché la concentrazione misurata non corrisponde al mio calcolo? Le cause comuni includono un reagente impuro, acqua legata nella struttura cristallina del soluto, un volume della soluzione misurato prima della miscelazione completa o una temperatura diversa da quella usata per preparare la soluzione.

Qual è la concentrazione massima che un soluto può raggiungere? Il limite è dato dalla solubilità del soluto in quel solvente a quella temperatura. A temperatura ambiente, il sale da cucina si scioglie fino a circa 36 g per 100 mL d'acqua; oltre tale limite, sul fondo del recipiente rimane del solido non disciolto.

La temperatura influisce sulla concentrazione? Sì, per le unità basate sul volume. L'acqua si espande quando si riscalda, quindi la molarità di una soluzione diminuisce leggermente durante il riscaldamento, anche se la quantità di soluto non è cambiata. La percentuale in massa e la molalità, basate sulla massa, non ne sono influenzate.

Riferimenti

1. Harris, D. C. (2015). Analisi chimica quantitativa (9ª edizione). W. H. Freeman.
2. Chang, R., & Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (12a ed.). McGraw-Hill Education.
3. Unione internazionale di chimica pura e applicata. (1997). Compendio di terminologia chimica (il "Gold Book").
4. National Institute of Standards and Technology. NIST Chemistry WebBook. https://webbook.nist.gov/chemistry/