Molaridad en Química: Conceptos, Cálculos y Preparación de Disoluciones

Molaridad: Conceptos Fundamentales

Esta unidad de **concentración** se basa en el **volumen de una disolución** y, por ello, es conveniente utilizarla en los procedimientos del laboratorio donde la cantidad medida es el volumen de disolución. La **molaridad** se define como el **número de moles de soluto por litro de disolución** (también como el número de milimoles de soluto por mililitro de disolución):

donde **M** es la molaridad, **n** es el número de moles de soluto y **V** es el volumen de disolución expresado en litros. Dado que:

donde **g** representa los gramos de soluto y **MM** la masa molecular del soluto, de lo que se deduce que:

Cuando se proporciona la información de la concentración de una especie química en moles por litro, esto se indica poniendo la fórmula de la especie dada entre corchetes. Por ejemplo, **[H⁺] = 0.1** nos indica que la **concentración de H⁺** es de 0.1 moles/litro.

Molaridad en el Equilibrio Químico

En el contexto del **equilibrio químico**, es necesario distinguir entre la **concentración analítica**, que no es más que el número total de moles de un soluto en un litro de disolución, y la **molaridad de una especie en equilibrio**. Por ejemplo, si añadimos 0.1 moles de ácido acético a un litro de agua, tendremos una concentración analítica de ácido acético 0.1 molar. Sin embargo, en virtud del equilibrio:

una fracción de las moléculas de ácido acético estará ionizada, por lo que la **concentración real** de la especie CH₃COOH será menor que 0.1 molar.

Preparación de Disoluciones Diluidas a partir de Reactivos Concentrados

Algunos **reactivos** de gran aplicación en **química analítica** se manufacturan en estado líquido como una **disolución concentrada** de la sustancia de interés. Entre estas sustancias se encuentran la mayoría de los ácidos de uso frecuente en los laboratorios, como el **ácido sulfúrico**, el **ácido clorhídrico**, etc. En los frascos de estos ácidos concentrados, los fabricantes indican su **porcentaje (% masa/masa)** y la **densidad de la disolución** del ácido. Con estos datos, podemos calcular el **volumen necesario** del ácido concentrado para preparar una disolución más diluida.

Para ello, nos basamos en el principio de que la **masa de soluto** necesaria para preparar la disolución diluida es igual a la masa de soluto presente en la disolución concentrada. Por ejemplo, para una disolución diluida cuya concentración se expresa en **molaridad**:

En general, la **ley de conservación de la masa**, aplicada en este caso particular a las disoluciones, exige que el **número de moles de soluto** se mantenga constante al preparar una dilución. Esto se expresa mediante la siguiente relación:

Ejemplos de Cálculos Relacionados con la Molaridad

1. Ejercicio 1: Cálculo de Molaridad

   Calcule la **molaridad** de una disolución que contiene 6.00 g de NaCl (MM 58.44 g/mol) en 200 mL de disolución.

   

2. Ejercicio 2: Cálculo de Moles y Gramos

   Calcule el **número de moles** y el **número de gramos** de KMnO₄ (MM 158.0 g/mol) en 3.00 litros de una disolución 0.250 M.

   

   

3. Ejercicio 3: Preparación de Disolución Diluida

   ¿Cuántos **mililitros** de H₂SO₄ concentrado al 95% (ρ = 1.84 g/mL) se necesitarán para preparar 2.5 L de una disolución 2 M de este ácido?

   El **número de gramos** de H₂SO₄ necesarios será:

   

   En cada mL de H₂SO₄ concentrado hay:

   

   Y la **cantidad de mL** necesarios será: