Preparar una disolución

Escribe solo los datos que tengas: la masa, los moles o el volumen del soluto, la masa o el volumen del disolvente, la masa, el volumen o la densidad de la disolución, o cualquier concentración. La calculadora obtiene todo lo demás despejando en cadena y muestra cada paso; si faltan datos dice exactamente cuáles.

Qué puedes calcular

Molaridad, molalidad, % masa/masa, % masa/volumen, % volumen/volumen, ppm, mg/L y fracción molar.
La masa de soluto que hay que pesar o el volumen a medir para preparar una disolución.
Conversiones entre concentraciones con la densidad (por ejemplo, de % en masa a molaridad).
Masa molar a partir de la fórmula del soluto.
Aproximación de disolución diluida (ρ ≈ 1 g/mL, ppm ≈ mg/L) solo cuando es válida, con aviso; se puede desactivar.

Guía: unidades de concentración y preparación de disoluciones

Una misma disolución se puede describir de muchas formas: molaridad, molalidad, porcentaje en masa, ppm, fracción molar… Cada una sirve para algo distinto, y pasar de una a otra exige saber qué datos hacen falta, normalmente la masa molar y a veces la densidad. Esta guía resume las definiciones, explica cuándo hace falta la densidad y resuelve dos casos típicos de laboratorio.

Las unidades más usadas

Molaridad, M = moles de soluto / litros de disolución (mol/L). Es la más usada en el laboratorio, pero cambia un poco con la temperatura, porque el volumen cambia.
Molalidad, b = moles de soluto / kilogramos de disolvente (mol/kg). No depende de la temperatura; se usa en propiedades coligativas.
Porcentaje en masa, %m/m = 100 · masa de soluto / masa de disolución.
Porcentaje masa/volumen, %m/v = gramos de soluto por 100 mL de disolución.
Partes por millón, ppm (masa/masa) = mg de soluto por kg de disolución. En agua muy diluida se aproxima a mg/L, porque 1 L de esa disolución pesa casi 1 kg.
Fracción molar, x = moles de soluto / moles totales.

¿Cuándo hace falta la densidad?

Para pasar de una unidad basada en masa (%m/m, molalidad, ppm) a una basada en volumen (molaridad, %m/v, mg/L) hace falta la densidad de la disolución, que relaciona su masa con su volumen. Solo en disoluciones acuosas muy diluidas se puede tomar ρ ≈ 1 g/mL; la calculadora usa esa aproximación solo si hace falta, el disolvente es agua y la disolución es muy diluida, y lo avisa.

Ejemplo 1: pesar un sólido

¿Cuánto NaOH hay que pesar para preparar 500 mL de una disolución 0.1 M?

Moles necesarios: n = M · V = 0.1 mol/L · 0.500 L = 0.05 mol.
Masa molar del NaOH: 22.990 + 15.999 + 1.008 = 39.997 g/mol.
Masa a pesar: m = n · M = 0.05 · 39.997 ≈ 2.00 g.

Se disuelve el sólido en menos agua de la necesaria, se pasa a un matraz aforado de 500 mL y se completa hasta la marca. La molaridad se define con el volumen final de la disolución, no con el volumen de agua añadido.

Ejemplo 2: ácido sulfúrico concentrado

El ácido sulfúrico comercial tiene un 98 % m/m de H₂SO₄ y una densidad de 1.84 g/mL. ¿Cuál es su molaridad y su molalidad?

Base de cálculo: 1 L de disolución, que pesa 1000 mL · 1.84 g/mL = 1840 g.
Masa de soluto: 0.98 · 1840 = 1803 g de H₂SO₄; masa de agua: 1840 − 1803 = 36.8 g.
Moles de soluto: 1803 / 98.07 ≈ 18.39 mol, así que la molaridad es 18.39 M.
Molalidad: 18.39 mol / 0.0368 kg ≈ 500 mol/kg: hay muy poca agua. La fracción molar del ácido es ≈ 0.90.

Dilución. Para preparar 250 mL de H₂SO₄ 1.00 M a partir de este ácido se usa que los moles de soluto no cambian al diluir, C₁V₁ = C₂V₂: V₁ = 1.00 · 250 / 18.39 ≈ 13.6 mL de ácido concentrado, llevados a 250 mL. Por seguridad, siempre se añade el ácido sobre el agua, despacio y nunca al revés, porque la mezcla libera mucho calor.

Los resultados de los dos ejemplos son los que da la calculadora con esos datos.

Cómo usar la calculadora

Escribe la fórmula del soluto para que se calcule su masa molar, o escribe la masa molar directamente.
Escribe solo los datos que tengas: del soluto, del disolvente, de la disolución o alguna concentración.
Elige qué quieres saber. Se calcula todo lo posible paso a paso y, si faltan datos, se dice cuáles.

Errores frecuentes

Confundir molaridad y molalidad: litros de disolución frente a kilogramos de disolvente.
Usar el volumen de agua en lugar del volumen final de la disolución.
Suponer ρ = 1 g/mL en disoluciones concentradas. En el ejemplo del ácido sulfúrico daría un resultado muy equivocado.
Olvidar el agua de hidratación si el sólido es un hidrato: la masa molar a usar es la del hidrato.

Para profundizar

R. Chang y K. A. Goldsby, Química (McGraw-Hill); D. C. Harris, Análisis químico cuantitativo (Reverté). Simuveliq no está afiliado a estos autores ni editoriales.

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