Resumen de Concentraciones de Soluciones Químicas y Dilución

## Introducción La **concentración** describe cuánto soluto hay en una determinada cantidad de solución o de solvente. Es una herramienta fundamental para preparar reactivos, interpretar resultados experimentales y realizar cálculos estequiométricos en química aplicada. > **Definición:** La concentración es la relación cuantitativa entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución o de solvente utilizada para expresarla. ## Tipos principales de unidades de concentración A continuación se presentan las unidades más usadas, su definición y cuándo aplicarlas. ### Molaridad (M) > **Definición:** Molaridad es el número de moles de soluto por litro de solución. - Fórmula: $$M = \frac{\text{moles de soluto}}{\text{volumen de la disolución }(L)}$$ - Cálculo de moles: $$\text{moles} = \frac{\text{masa del soluto }(g)}{\text{masa molar }(g/mol)}$$ - Uso: preparación de soluciones en laboratorios donde el volumen final es controlado (volumetría, reacciones en solución). Ejemplo práctico: - Se disuelven $5{,}24\ \mathrm{g}$ de \ce{KNO3} (MM $=101{,}11\ \mathrm{g/mol}$) hasta obtener $0{,}200\ \mathrm{L}$ de solución. Cálculo: $$n = \frac{5{,}24\ \mathrm{g}}{101{,}11\ \mathrm{g/mol}} = 0{,}0518\ \mathrm{mol}$$ $$M = \frac{0{,}0518\ \mathrm{mol}}{0{,}200\ \mathrm{L}} = 0{,}259\ \mathrm{mol/L}$$ ### Molalidad (m) > **Definición:** Molalidad es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. - Fórmula: $$m = \frac{\text{moles de soluto }(n)}{\text{kilogramos de solvente }(kg)}$$ - Uso: propiedades coligativas (elevación del punto de ebullición, descenso del punto de congelación) donde la masa de solvente es la variable relevante. Ejemplo práctico: - Se disuelven $60{,}0\ \mathrm{g}$ de \ce{KBr} (MM $=119{,}01\ \mathrm{g/mol}$) en agua hasta obtener $500\ \mathrm{g}$ de disolución. Cálculo: $$n_{\text{soluto}} = \frac{60{,}0\ \mathrm{g}}{119{,}01\ \mathrm{g/mol}} = 0{,}504\ \mathrm{mol}$$ Masa de solvente (agua) = $500\ \mathrm{g} - 60{,}0\ \mathrm{g} = 440{\ \mathrm{g}} = 0{,}440\ \mathrm{kg}$ $$m = \frac{0{,}504\ \mathrm{mol}}{0{,}440\ \mathrm{kg}} = 1{,}15\ \mathrm{mol/kg}$$ ### Fracción molar (X) > **Definición:** Fracción molar de un componente es la proporción de sus moles respecto a la suma de los moles de todos los componentes. - Fórmula: $$X_A = \frac{\text{moles de A}}{\sum \text{moles de todos los componentes}}$$ - Uso: cálculos en mezclas donde la proporción de especies molares influye en propiedades termodinámicas. Ejemplo práctico: - Mezcla: $12{,}5\ \mathrm{g}$ de glucosa (suponer fórmula \ce{C6H12O6}, MM $=180{,}16\ \mathrm{g/mol}$), $2{,}48\ \mathrm{g}$ de \ce{NaCl}, y $500\ \mathrm{mL}$ de agua ($d=1{,}0\ \mathrm{g/mL}$). Cálculo (esquema): 1. Calcular moles de cada componente: $$n = \frac{\text{masa}}{\text{MM}}$$ 2. Sumar moles totales y aplicar $$X_{\text{glucosa}} = \frac{n_{\text{glucosa}}}{n_{\text{total}}}$$, $$X_{\text{NaCl}} = \frac{n_{\text{NaCl}}}{n_{\text{total}}}$$ > Nota: Asegúrese de usar la masa molar correcta para la glucosa y para \ce{NaCl}. ### Porcentaje masa/masa (% m/m) > **Definición:** Porcentaje en masa es la masa del soluto dividida por la masa total de la disolución multiplicado por 100. - Fórmula: $$\%\ \mathrm{m/m}=\frac{\text{masa soluto}}{\text{masa disolución}}\times 100$$ Ejemplo práctico: - Se disuelven $0{,}235\ \mathrm{mol}$ de \ce{NaNO3} en $500\ \mathrm{mL}$ de agua; MM \ce{NaNO3} $=85{,}0\ \mathrm{g/mol}$. Cálculo: $$\text{masa soluto} = 0{,}235\ \mathrm{mol}\times 85{,}0\ \mathrm{g/mol} = 20{,}0\ \mathrm{g}$$ Masa disolución $=20{,}0\ \mathrm{g}+500\ \mathrm{g}=520\ \mathrm{g}$ $$\%\ \mathrm{m/m}=\frac{20{,}0}{520}\times 100 = 3{,}84\%$$ ### Normalidad (N) > **Definición:** Normalidad es el número de equivalentes de soluto por litro de solución. - Fórmula: $$N = \frac{\text{equivalentes del soluto }(eq)}{\text{volumen de disolución }(L)}$$ - Relación con molaridad: $$N = M\cdot f$$, donde $f$ es el factor de equivalentes (eq/mol). - Peso equivalente: $$\