Soluciones químicas: % m/m, % m/v, % v/v, ppm, molaridad, molalidad y normalidad
Una solución es una mezcla homogénea de un soluto (lo que se disuelve, normalmente en menor cantidad) y un solvente (lo que disuelve; en el colegio casi siempre es agua). La concentración dice cuánto soluto hay en cierta cantidad de solución o de solvente. Aquí están todas las formas de expresarla, con ejemplos resueltos.
Las fórmulas de concentración
Porcentaje masa/masa (% m/m)
% m/m = (masa de soluto [g] ÷ masa de solución [g]) × 100
Cuántos gramos de soluto hay en 100 g de solución.
✏️ Ejemplo: Se disuelven 20 g de NaCl en 180 g de agua. ¿Cuál es el % m/m?
- Masa de solución = soluto + solvente = 20 g + 180 g = 200 g
- % m/m = 20 ÷ 200 × 100
- Resultado: 10 % m/m
Porcentaje masa/volumen (% m/v)
% m/v = (masa de soluto [g] ÷ volumen de solución [mL]) × 100
Cuántos gramos de soluto hay en 100 mL de solución.
✏️ Ejemplo: Se prepara un suero con 15 g de glucosa en 250 mL de solución. ¿Cuál es el % m/v?
- % m/v = 15 g ÷ 250 mL × 100
- Resultado: 6 % m/v
Porcentaje volumen/volumen (% v/v)
% v/v = (volumen de soluto [mL] ÷ volumen de solución [mL]) × 100
Cuántos mL de soluto hay en 100 mL de solución. Se usa cuando el soluto es líquido (alcohol, vinagre).
✏️ Ejemplo: Una bebida tiene 40 mL de etanol en 500 mL de bebida. ¿Cuál es su graduación en % v/v?
- % v/v = 40 ÷ 500 × 100
- Resultado: 8 % v/v (8° de alcohol)
Partes por millón (ppm)
ppm = masa de soluto [mg] ÷ volumen de solución [L]
Para cantidades muy pequeñas, como el flúor o el cloro del agua potable. En soluciones acuosas diluidas, 1 ppm ≈ 1 mg/L.
✏️ Ejemplo: Una muestra de 2 L de agua contiene 3 mg de flúor. ¿Cuántas ppm de flúor tiene?
- ppm = 3 mg ÷ 2 L
- Resultado: 1,5 ppm
Molaridad (M)
M = moles de soluto ÷ litros de solución
Cuántos moles de soluto hay en 1 litro de solución. Es la más usada en el laboratorio.
✏️ Ejemplo: Se disuelven 11,7 g de NaCl (masa molar 58,5 g/mol) hasta completar 500 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad?
- Moles de NaCl = 11,7 g ÷ 58,5 g/mol = 0,2 mol
- Volumen en litros = 500 mL = 0,5 L
- M = 0,2 mol ÷ 0,5 L
- Resultado: 0,4 M
Molalidad (m)
m = moles de soluto ÷ kilogramos de solvente
Ojo: va dividido por el SOLVENTE (no la solución) y en kilogramos. No cambia con la temperatura.
✏️ Ejemplo: Se disuelven 9 g de glucosa C₆H₁₂O₆ (180 g/mol) en 250 g de agua. ¿Cuál es la molalidad?
- Moles de glucosa = 9 ÷ 180 = 0,05 mol
- Masa de solvente en kg = 250 g = 0,25 kg
- m = 0,05 ÷ 0,25
- Resultado: 0,2 m (molal)
Normalidad (N)
N = equivalentes de soluto ÷ litros de solución → N = M × θ
θ es la cantidad de H⁺ que libera un ácido, de OH⁻ que libera una base o la carga total positiva de una sal.
✏️ Ejemplo: Se disuelven 4,9 g de H₂SO₄ (98 g/mol) hasta completar 500 mL. ¿Cuál es la molaridad y la normalidad?
- Moles = 4,9 ÷ 98 = 0,05 mol
- M = 0,05 ÷ 0,5 L = 0,1 M
- El H₂SO₄ libera 2 H⁺ → θ = 2
- N = 0,1 × 2 = 0,2 N
Fracción molar (X)
X(soluto) = moles de soluto ÷ (moles de soluto + moles de solvente)
No tiene unidad y siempre está entre 0 y 1. La suma de todas las fracciones molares da 1.
✏️ Ejemplo: En la solución de glucosa anterior (0,05 mol en 250 g de agua), ¿cuál es la fracción molar de la glucosa?
- Moles de agua = 250 g ÷ 18 g/mol = 13,89 mol
- Moles totales = 0,05 + 13,89 = 13,94 mol
- X(glucosa) = 0,05 ÷ 13,94
- Resultado: X ≈ 0,0036
Diluciones: C₁ · V₁ = C₂ · V₂
Al agregar agua la cantidad de soluto no cambia, solo se reparte en más volumen. C es la concentración (M, N, % m/v…) y V el volumen, en las mismas unidades a ambos lados.
✏️ Ejemplo: tienes 50 mL de HCl 2 M y quieres llevarlo a 0,5 M. ¿Hasta qué volumen diluyes y cuánta agua agregas?
- 2 M × 50 mL = 0,5 M × V₂
- V₂ = 100 ÷ 0,5 = 200 mL
- Diluyes hasta 200 mL: agregas 200 − 50 = 150 mL de agua
De % m/m a molaridad (con densidad)
✏️ El ácido clorhídrico comercial es HCl al 37 % m/m, con densidad 1,19 g/mL. ¿Cuál es su molaridad? (HCl = 36,5 g/mol)
- Toma 1 L = 1.000 mL de solución → masa = 1,19 g/mL × 1.000 mL = 1.190 g
- Masa de HCl = 37 % de 1.190 g = 440,3 g
- Moles de HCl = 440,3 ÷ 36,5 = 12,06 mol
- M = 12,06 mol ÷ 1 L ≈ 12,1 M
| Unidad | Soluto en | Dividido por |
|---|---|---|
| % m/m | gramos | gramos de solución (× 100) |
| % m/v | gramos | mL de solución (× 100) |
| % v/v | mL | mL de solución (× 100) |
| ppm | mg | L de solución |
| M | moles | L de solución |
| m | moles | kg de SOLVENTE |
| N | equivalentes | L de solución |
| X | moles | moles totales |
🧪 Pon a prueba lo que aprendiste
⭐ 0 / 61. Se disuelven 25 g de azúcar en 225 g de agua. ¿Cuál es el % m/m?
% m/m2. Una solución tiene 12 g de NaOH en 300 mL de solución. ¿Cuál es el % m/v?
% m/v3. Se disuelven 0,25 mol de KCl hasta completar 500 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad?
M4. ¿Cuántos mL de una solución 6 M de HCl necesitas para preparar 300 mL de HCl 2 M?
mL5. Una solución de H₂SO₄ es 0,3 M. ¿Cuál es su normalidad?
N6. Se disuelven 4 g de NaOH (40 g/mol) en 500 g de agua. ¿Cuál es la molalidad?
m
Preguntas frecuentes
¿Cuál es la diferencia entre molaridad y molalidad?＋
La molaridad (M) divide los moles de soluto por los litros de SOLUCIÓN; la molalidad (m) los divide por los kilogramos de SOLVENTE. La molaridad cambia con la temperatura (porque el volumen cambia) y la molalidad no.
¿Cómo paso de % m/m a molaridad?＋
Necesitas la densidad. Toma 1 L de solución, calcula su masa con la densidad (masa = densidad × volumen), saca la masa de soluto con el % m/m, pásala a moles con la masa molar y divide por 1 L.
¿Qué es una dilución?＋
Agregar solvente a una solución para bajar su concentración. Los moles de soluto no cambian, por eso se cumple C₁·V₁ = C₂·V₂.
¿Prueba de soluciones esta semana?
Lo repasamos juntos con ejercicios como los de tu colegio. Online $30.000 o a domicilio $40.000 la hora.