Resumen de Disoluciones Químicas y Concentraciones

## Introducción En este material estudiaremos las **unidades de concentración física** más usadas en química aplicada (por ejemplo en laboratorios, industria y control de calidad). Veremos cómo calcular porcentajes en masa y volumen, cómo interpretar y calcular partes por millón (ppm), y resolveremos ejemplos prácticos que aparecen frecuentemente en ejercicios y problemas reales. > **Definición:** Una unidad de concentración física cuantifica la cantidad de soluto presente respecto a la solución o al disolvente usando una escala conveniente (por ejemplo % m/m, % v/v, ppm). ## Conceptos básicos desglosados ### 1) % m/m (porcentaje en masa) - Representa la masa de soluto por 100 unidades de masa de solución. > **Definición:** $\%\ \mathrm{m/m}=\dfrac{\text{masa de soluto (g)}}{\text{masa de solución (g)}}\times100$. - Para calcular la masa de soluto a partir de la masa de solución: despejar la ecuación anterior. - Si se dan masa de soluto y masa de disolvente, la masa de solución es la suma: $\text{masa de solución}=\text{masa de soluto}+\text{masa de disolvente}$. Ejemplo práctico: una solución con $6,0\ \mathrm{g}$ de soluto en $80\ \mathrm{g}$ de solución tiene $$\%\ \mathrm{m/m}=\dfrac{6{,}0}{80}\times100=7{,}5\%.$$ ### 2) % v/v (porcentaje en volumen) - Se usa cuando tanto el soluto como la solución se miden por volumen (ej. alcohol en agua). > **Definición:** $\%\ \mathrm{v/v}=\dfrac{\text{volumen de soluto (mL)}}{\text{volumen de solución (mL)}}\times100$. Ejemplo práctico: Para obtener una disolución final de $70\ \mathrm{mL}$ agregando alcohol a $50\ \mathrm{mL}$ de agua, el volumen de alcohol requerido es $20\ \mathrm{mL}$ y el % v/v resultante es $$\%\ \mathrm{v/v}=\dfrac{20}{70}\times100=28{,}57\%\ \mathrm{v/v}.$$ ### 3) Conversión entre masa y volumen usando densidad - Cuando se da densidad $d$ de la solución o del solvente, podemos convertir entre masa y volumen: $\text{masa}=d\times\text{volumen}$. - Ejemplo aplicado: preparar una solución $7\%\ \mathrm{m/v}$ (masa de soluto por volumen de solución) cuya densidad de la solución es $1{,}2\ \mathrm{g/mL}$. > **Definición:** $\%\ \mathrm{m/v}=\dfrac{\text{masa de soluto (g)}}{\text{volumen de solución (mL)}}\times100$. Si se desea 1000 mL de solución 7% m/v: la masa de soluto sería $$\text{masa de soluto}=0{,}07\times1000=70\ \mathrm{g}.$$ Para el ejemplo dado en el contenido: para preparar una cantidad que cumple condiciones se obtuvieron $7\ \mathrm{g}$ de sal y $113\ \mathrm{g}$ de agua (respuesta final del ejercicio propuesto). ### 4) ppm (partes por millón) - Se usa para disoluciones muy diluidas; expresa trazas de soluto. > **Definición:** Para disolución líquida: $\mathrm{ppm}=\dfrac{\text{masa de soluto (mg)}}{\text{volumen de disolución (L)}}$. Para disolución sólida: $\mathrm{ppm}=\dfrac{\text{masa de soluto (mg)}}{\text{masa de disolución (kg)}}$. - Equivalencia práctica: $1\ \mathrm{ppm}=1\ \mathrm{mg\ soluto}/\mathrm{L\ solución}$ (aproximando densidad agua $1\ \mathrm{g/mL}$). Ejemplo resuelto: una muestra de $2{,}5\ \mathrm{g}$ de agua contenía $5{,}4\times10^{-6}\ \mathrm{g}$ de $\mathrm{Zn^{2+}}$. Convertimos todo a mg y L: $$\text{masa de Zn}^{2+}=5{,}4\times10^{-6}\ \mathrm{g}=5{,}4\times10^{-3}\ \mathrm{mg}.$$ La muestra de $2{,}5\ \mathrm{g}$ equivale a $2{,}5\ \mathrm{mL}$ de agua y a $2{,}5\times10^{-3}\ \mathrm{L}$. Entonces $$\mathrm{ppm}=\dfrac{5{,}4\times10^{-3}\ \mathrm{mg}}{2{,}5\times10^{-3}\ \mathrm{L}}=2{,}16\ \mathrm{ppm}.$$ Otro ejemplo con molaridad: una solución $0{,}00250\ \mathrm{M}$ de HCl (MM $36{,}5\ \mathrm{g/mol}$) y densidad $1{,}00\ \mathrm{g/mL}$ puede convertirse a ppm calculando masa de soluto por masa/volumen de solución; el resultado del ejercicio fue $91{,}2\ \mathrm{ppm}$. ## Tablas comparativas | Unidad | Expresión | Uso típico | Equivalencia práctica | |---|---:|---|---:| | % m/m | $\dfrac{\text{g soluto}}{\text{g solución}}\times100$ | Al preparar soluciones por masas | Fácil p