Concentración (química)

Para outros significados véxase Concentración (homónimos)

En química, física e físico-química, a concentración dunha solución ou disolución é a proporción ou relación que hai entre a cantidade de soluto e a cantidade de disolvente, onde o soluto é a substancia que se disolve, o disolvente a substancia que disolve ao soluto, e a solución é o resultado da mestura homoxénea das dúas substancias anteriores. A menor proporción de soluto disolvido no disolvente, menos concentrada está a solución e, a maior proporción, máis concentrada está.

Estes vasos, que conteñen unha solución dunha tinguidura parda avermellada, mostran cambios cualitativos na concentración. As solucións á esquerda están máis diluídas, comparadas coas solucións máis concentradas da dereita.

Solubilidade

Artigo principal: Solubilidade.

Cada substancia ten unha solubilidade para un disolvente determinado. A solubilidade é a cantidade máxima de soluto que pode manterse disolvido nunha disolución, e depende de condicións como a temperatura, a presión e a presenza doutras substancias disolvidas ou en suspensión. Cando se alcanza a máxima cantidade de soluto nunha solución dise que a solución está saturada, e xa non admitirá máis soluto disolvido nela. Se agregamos un pouco de sulfato de cobre a un vaso con auga, por exemplo, e axitamos cunha cullerriña, o sal disolverase. Se continuamos agregando sal, haberá cada vez máis concentración deste até que a auga xa non poida disolver máis sal por moito que a axitemos. Entón, a solución estará saturada, e o sal que lle agreguemos, en vez de disolverse, precipitará ao fondo do vaso. Se quentamos a solución, a auga poderá disolver máis sal (aumentará a solubilidade do sulfato na auga), e se a arrefriamos, a auga terá menos capacidade para reter disolvido o sal, e o exceso precipitará.

Formas de expresar a concentración

A concentración dunha solución pode expresarse en termos cualitativos ou en termos cuantitativos.

Os termos cualitativos ou empíricos son os que aparecen cando se usan expresións como, por exemplo, a limoada está "moi diluída" ou "moi concentrada".

Os termos cuantitativos son aqueles que expresan a concentración cientificamente dunha maneira numérica moi exacta e precisa. Algunhas destas formas cuantitativas de expresar a concentración son as porcentaxes de soluto, a molaridade, a normalidade e as partes por millón, entre outras. Estas formas cuantitativas son as usadas tanto na investigación científica como na industria para a elaboración de produtos.

Exemplos

O alcohol comercial de uso doméstico, por exemplo, xeralmente non vén nunha presentación pura (100 % alcohol), senón que é unha solución de alcohol en auga en certa proporción, onde o alcohol é o soluto (a substancia que se disolve) e a auga é o disolvente (a substancia que disolve o soluto). Cando a etiqueta do envase di que este alcohol está ao 70 % V/V (de concentración) significa que hai un 70 % de alcohol, e o resto, o 30 %, é auga.

O zume de laranxa comercial adoita ter unha concentración do 60 % V/V, o que indica que o 60 %, (o soluto), é zume de laranxa, e o resto, o 40 % (o disolvente), é auga.

A tintura de iodo, que nunha presentación comercial pode ter unha concentración do 5 %, significa que hai un 5 % de iodo, (o soluto), disolvido nun 95 % de alcohol, (o disolvente).

Concentración en termos cualitativos

A concentración das solucións en termos cualitativos, tamén chamados empíricos, non ten en conta, cuantitativamente (numericamente), a cantidade exacta de soluto e disolvente presentes e, dependendo da súa proporción, a concentración clasifícase como:

Diluída ou concentrada

Adoito na linguaxe informal, non técnica, a concentración descríbese dunha maneira cualitativa co uso de adxectivos como "diluída" ou "débil", para as solucións de concentración relativamente baixa, e doutros como "concentrada" ou "forte", para as solucións de concentración relativamente alta.

Nunha mestura, estes termos relacionan a cantidade dunha substancia coa intensidade observábel dos efectos ou propiedades, como a cor, o sabor, o olor, a viscosidade, a condutividade eléctrica etc., causados por dita substancia. Por exemplo, a concentración dun café pode determinarse pola intensidade da cor e sabor da infusión, a dunha limoada polo seu sabor e olor, a da auga azucrada polo seu sabor etc. Unha regra práctica é que canto máis concentrada é unha solución cromática, xeralmente máis intensamente coloreada está.

Dependendo da proporción de soluto con respecto ao disolvente, unha solución pode estar diluída ou concentrada:

• Solución diluída: aquela onde a cantidade de soluto está nunha pequena proporción nun volume determinado.
• Solución concentrada: aquela que ten unha cantidade considerábel de soluto nun volume determinado. As solucións saturadas e sobresaturadas son altamente concentradas.

Insaturada, saturada e sobresaturada

A concentración dunha solución pode clasificarse, en termos da solubilidade. Dependendo de se o soluto está disolvido no disolvente na máxima cantidade posíbel, ou menor ou maior a esta cantidade, para unha temperatura e presión dadas:

• Solución insaturada: é a solución que ten unha menor cantidade de soluto que o máximo que puidera conter a unha temperatura e presión determinadas.
• Solución saturada: é a que ten a máxima cantidade de soluto que pode conter a unha temperatura e presión determinadas. Unha vez que a solución está saturada non pode disolver máis soluto. Nelas existe un equilibrio entre o soluto e o disolvente.
• Solución sobresaturada: é a que contén un exceso de soluto a unha temperatura e presión determinadas (ten máis soluto que o máximo permitido nunha solución saturada). Cando se quenta unha solución saturada, pódese disolver unha maior cantidade de soluto. Se esta solución se arrefría lentamente, pode manter disolvido este soluto en exceso se non se perturba. Porén, a solución sobresaturada é inestábel, e con calquera perturbación como, por exemplo, un movemento brusco, ou golpes suaves no recipiente que a contén, o soluto en exceso inmediatamente precipitará, quedando entón como unha solución saturada.

Concentración en termos cuantitativos

Para usos científicos ou técnicos, unha apreciación cualitativa da concentración dunha solución case nunca é suficiente, polo tanto as medidas cuantitativas son necesarias para describir a concentración.

A diferenza das concentracións expresadas dunha maneira cualitativa ou empírica, as concentracións expresadas en termos cuantitativos ou valorativos teñen en conta dunha maneira moi precisa as proporcións entre as cantidades de soluto e disolvente que se están utilizando nunha solución. Este tipo de clasificación das concentracións e a que se utiliza adoito na ciencia, na farmacia e na industria, xa que en todas estas actividades necesitan medicións moi precisas das concentracións dos produtos manexados.

Hai diferentes maneiras de expresar a concentración cuantitativamente. As máis comúns relaciónanse máis abaixo. Baséanse na masa, o volume, ou ambas as magnitudes. Dependendo no que se basean non é sempre trivial converter unha medida en outra, xa que o coñecemento da densidade pode ser necesario. Ocasionalmente esta información pode non estar dispoñíbel, particularmente se a temperatura varía.

En termos cuantitativos (ou valorativos), a concentración da disolución pode expresarse como:

• Porcentaxe masa-masa (% m/m)
• Porcentaxe volume-volume (% V/V)
• Porcentaxe masa-volume (% m/V)
• Molaridade
• Molalidade
• Formalidade
• Normalidade
• Fracción molar
• En concentracións moi pequenas:
  • Partes por millón (ppm)
  • Partes por billón (ppb)
  • Partes por trillón (ppt)
• Outras:
  • Densidade
  • Nomes propios

No Sistema Internacional de Unidades (SI) emprégase a unidade mol·m⁻³.

Porcentaxe masa-masa, volume-volume e masa-volume

Porcentaxe masa-masa (% m/m)

Defínese como a masa de soluto por cada cen unidades de masa da solución:

$\ \%{\mbox{ masa}}={\frac {\mbox{masa de soluto (g)}}{\mbox{masa de solución (g)}}}\cdot 100$

Por exemplo, se disolvemos 20 g de azucre en 80 g de auga, a porcentaxe en masa será: 20/(80+20)]x 100=20% ou, para distinguila doutras porcentaxes, 20 % m/m (en inglés, % w/w).

Porcentaxe volume-volume (% V/V)

Expresa o volume de soluto por cada cen unidades de volume da solución. Adoita usarse para mesturas líquidas ou gasosas, nas que o volume é un parámetro importante a ter en conta. É dicir, a porcentaxe que representa o soluto no volume total da solución. Adoita expresarse simplificadamente como "% v/v".

$\ \%{\mbox{ volume}}={\frac {{\mbox{volume de soluto}}(mL)}{{\mbox{volume de solución}}(mL)}}\cdot 100$

Por exemplo, se temos unha solución do 20 % en volume (20 % v/v) de alcohol en auga quere dicir que hai 20 mL de alcohol por cada 100 mL de solución.

A graduación alcohólica das bebidas exprésase precisamente así: un viño de 12 graos (12°) ten un 12 % (v/v) de alcohol.

Concentración en masa-volume (% m/V)

Pódense usar tamén as mesmas unidades que para medir a densidade aínda que non convén combinar ambos os conceptos. A densidade da mestura é a masa da solución dividida polo volume desta, mentres que a concentración en ditas unidades é a masa de soluto dividida polo volume da disolución por 100. Adoita usarse os gramos por mililitro (g/mL) e ás veces exprésase como "% m/V".

$\ \%{\mbox{ m/V}}={\frac {{\mbox{ masa de soluto}}(g)}{{\mbox{volume de solución}}(mL)}}\cdot 100$

Cálculos con porcentaxes masa-masa e volume-volume

Para cálculos coas porcentaxes masa-masa e volume-volume debemos manexar dous conceptos:

1. A suma da masa do soluto máis a masa do disolvente é igual á masa da solución.

   Solución = soluto + disolvente

2. Úsase a regra de tres para calcular diferentes proporcións.

Solución = soluto + disolvente

Cando traballamos con masa-masa e volume-volume hai unha relación sinxela entre a solución, o soluto e o disolvente e, dados dous destes valores, pódese calcular o terceiro.

A solución é a suma do soluto máis o disolvente:

• Solución = soluto + disolvente

E, despexando,

• soluto = Solución - disolvente
• disolvente = Solución - soluto

Isto é válido para cando traballamos con masas, ou volumes, nos casos de porcentaxe masa-masa e porcentaxe volume-volume, pero non para cando traballamos con porcentaxes masa-volume, posto que o soluto e o disolvente están representados con unidades diferentes (de masa e volume, respectivamente).

soluto 20 g 5 % disolvente 380 g 95 % solución 400 g 100 %

Na táboa se representa unha solución de 20 g de sal común disolvida en 380 g de auga, dando como resultado 400 g de auga salgada. A concentración do sal é do 5 % da masa, e a auga representa o 95 %, dando un total do 100 % para a disolución. Na táboa se representan as masas cun fondo amarelo, e as porcentaxes cun fondo verde.

Se temos un problema no que nos dean dúas das masas, podemos calcular a terceira. Véxase a parte da táboa co fondo amarelo:

• Solución = soluto + disolvente. Se a masa do sal é de 20 g, e a de auga é de 380 g, a solución terá unha masa que é a suma das dúas anteriores, é dicir, 400 g = 20 g + 380 g
• soluto = Solución - disolvente. Se temos a masa da solución e a do disolvente, a do soluto será igual á da solución menos a do disolvente: 20 g = 400 g - 380 g
• disolvente = Solución - soluto. Se temos a masa da solución e a do soluto, a do disolvente é igual á da solución menos a do soluto: 380 g - 400 g = - 20 g

Coas porcentaxes ocorre algo similar, excepto que é máis sinxelo porque a porcentaxe da solución é sempre 100 %, basta con ter a porcentaxe do soluto ou a do disolvente para coñecer a outra. Véxase a parte do cadro de arriba co fondo verde:

• soluto = 100 - disolvente. Se o disolvente está nun 95 %, a porcentaxe do soluto será do 5 % = 100 % - 95 %
• disolvente = 100 - soluto. Se o soluto está ao 5 %, a porcentaxe do disolvente será do 95 % = 100 % - 5 %

Regra de tres para calcular proporcións

A regra de tres úsase frecuentemente para calcular concentracións, xa que hai unha relación proporcional entre o soluto, o disolvente e a disolución e entre as porcentaxes de cada un deles.

A regra de tres pódese dar en tres casos:

• entre o soluto e o disolvente.
• entre o soluto e a solución.
• entre o disolvente e a solución.

Hai que ter en conta que a porcentaxe da solución é sempre o 100 %.

Abaixo preséntanse as tres posibilidades nas que podemos usar a regra de tres para solucionar problemas de concentración. En cada caso, se temos tres valores podemos calcular o cuarto:

Regra de tres entre o soluto e o disolvente

soluto 20 g 5% disolvente 380 g 95% disolución 400 g 100%

Exemplo: Supoñamos que non temos os gramos do disolvente. Para calculalos, usamos a regra de tres: Se 20 gramos do soluto son o 5 %, e X gramos do disolvente son o 95 %, cantos son os gramos do disolvente? Os gramos do disolvente son 380 g = 20 g x 95 / 5

Regra de tres entre o soluto e a solución

soluto 20 g 5 % disolvente 380 g 95 % solución 400 g 100%

Exemplo: Supoñamos que non temos a porcentaxe do soluto. Para calculala, usamos a regra de tres: Se 20 gramos do soluto son o X %, e 380 gramos de disolución son o 95 %, cal é a porcentaxe do soluto? A porcentaxe do soluto é 5 % = 20 g x 95 / 380 g

Regra de tres entre o disolvente e a solución

soluto 20 g 5 % disolvente 380 g 95 % solución 400 g 100 %

Exemplo: Supoñamos que non temos os gramos da solución. Para calculalos, usamos a regra de tres: Se 380 gramos do disolvente son o 95 %, e X gramos da solución son o 100 %, cantos son os gramos da solución? Os gramos da solución son 400 g = 380 g x 100 / 95

Exemplos

Manexando as regras de tres e a fórmula de Solución = disolvente + soluto, pódense resolver unha gran variedade de problemas de concentración con porcentaxes masa-masa e volume-volume.

Os procedementos para os cálculos con porcentaxes volume-volume son exactamente iguais aos de masa-masa, excepto que en lugar de traballar con unidades de masa, como os gramos, úsanse unidades de volume, como o cm³.

Exemplo 1

Se teñen 250 gramos de auga e quérese facer unha solución de bicarbonato de sodio ao 8 %. Cantos gramos de bicarbonato de sodio se necesitan?, cantos gramos de solución se producirán?, cal é a porcentaxe do disolvente?

Datos:

soluto	? g	8
disolvente	250 g	? %
solución	? g	100 %

Cálculo da porcentaxe de disolvente:

Disolución = soluto + disolvente --> Disolvente = disolución - soluto

A porcentaxe do disolvente é 92 % = 100 % - 8 %

soluto	? g	8 %
disolvente	250 g	92 %
solución	? g	100 %

Agora temos os gramos de disolvente e tamén a súa concentración, os seus datos están "completos" (hai unha parella "masa-porcentaxe"), así que podemos usalo como base para calcular tanto a masa do soluto como a masa da solución. Coa regra de tres entre o soluto e o disolvente pódese calcular a masa do soluto, e coa regra de tres entre o disolvente e a solución pódese calcular a masa da solución.

Usaremos a regra de tres entre o soluto e o disolvente para obter os gramos de soluto:

Se X gramos de soluto son o 8 %, e 250 gramos de disolvente son o 92 %, cantos gramos ten o soluto?

O soluto ten 21,74 g = 250 g x 8 / 92

soluto	21,74 g	8 %
disolvente	250 g	92 %
solución	? g	100 %

O gramos da solución podémolos calcular de tres maneiras: coa regra de tres entre o soluto e a solución, coa regra de tres entre o disolvente e a solución, ou sumando a solución e o disolvente. Usaremos esta última.

Sumamos o soluto e o disolvente para obter os gramos da solución:

Solución = soluto + disolvente

Os gramos da solución son 271,74 g = 21,74 g + 250 g

soluto	21,74 g	8 %
disolvente	250 g	92 %
solución	271,74 g	100 %

Exemplo 2

Mestúranse dúas solucións de cloruro de sodio. A primeira son 120 gramos de solución ao 10 %, e a segunda son 240 gramos ao 8 %. Cal á a concentración da solución resultante?, cantos gramos de auga e de cloruro de sodio ten?

Neste exemplo temos tres solucións. As dúas primeiras mestúranse para dar unha terceira. A cantidade de auga e de cloruro de sodio da terceira é a suma da auga e do cloruro de sodio das dúas primeiras (lei de conservación da masa). Polo tanto, debemos calcular a cantidade destas substancias nas dúas primeiras solucións para logo sumalas e obter as cantidades que conforman a terceira solución, e por último calcular a porcentaxe de concentración da terceira.

Primeira solución

Segunda solución

120 gramos de disolución ao 10 % soluto ? g 10 % disolvente ? g solución 120 g 100 % Usamos a regra de tres entre o soluto e a solución para saber a masa do soluto: Soluto: 12 g = 120 g × 10 / 100 soluto 12 g 10 % disolvente ? g solución 120 g 100 % Calculamos os gramos de disolvente: disolvente = Solución - soluto disolvente: 108 g = 120 g - 12 g soluto 12 g 10 % disolvente 108 g solución 120 g 100 %

240 gramos de solución ao 8 % soluto ? g 8 % disolvente ? g solución 240 g 100 % Usamos a regra de tres entre o soluto e a disolución para saber a masa de soluto: Soluto: 19,2 g = 240 g × 8 / 100 soluto 19,2 g 8 % disolvente ? g solución 240 g 100 % Calculamos os gramos de disolvente: disolvente = Solución - soluto disolvente: 220,8 g = 240 g - 19,2 g soluto 19,2 g 8 % disolvente 220,8 g solución 240 g 100 %

Terceira solución

Agora mesturamos a primeira e a segunda solución para formar a terceira, é dicir, sumamos os solutos, os disolventes e as solucións:

• soluto: 31,2 g = 12 g + 19,2 g
• disolvente: 328,8 g = 108 g + 220,8 g
• solución: 360 g = 120 g + 240 g

soluto	31,2 g	?%
disolvente	328,8 g
solución	360 g	100 %

Por último, usamos unha regra de tres entre o soluto e a solución para saber a concentración:

Concentración: 8,66 % = 31,2 g × 100 / 360 g

soluto	31,2 g	8,66 %
disolvente	328,8g
solución	360 g	100 %

Se quixeramos saber a porcentaxe de disolvente, poderíamos encontralo de tres maneiras:

disolvente = Solución - soluto	Por regra de tres entre o soluto e o disolvente	Por regra de tres entre a solución e o disolvente
91,34 = 100 - 8,66	91,26 = 328,8 g × 8,66 / 31,2 g	91,33 = 328,8 g × 100 / 360 g
soluto 31,2 g 8,66 % disolvente 328,8 g 91,34 % solución 360 g 100 %	soluto 31,2 g 8,66 % disolvente 328,8 g 91,26 % solución 360 g 100 %	soluto 31,2 g 8,66 % disolvente 328,8 g 91,33 % solución 360 g 100 %

Nota: Os tres resultados son lixeiramente diferentes por erros de arredondamento nos cálculos de masa e porcentaxe anteriores.

Molaridade

A molaridade (M), ou concentración molar, é o número de moles de soluto por cada litro de disolución. Por exemplo, se disolvemos 0,5 moles de soluto en 1000 mL de solución, temos unha concentración dese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar unha solución desta concentración habitualmente disólvese primeiro o soluto nun volume menor, por exemplo 300 mL, e trasládase esa solución a un matraz aforado, para despois enrasalo con máis disolvente até os 1000 mL.

$M={\frac {\mbox{moles de soluto}}{\mbox{litros de solución}}}$

É o método máis común de expresar a concentración en química, sobre todo cando se traballa con reaccións químicas e relacións estequiométricas. Porén, este proceso ten o inconveniente de que o volume cambia coa temperatura.

Represéntase tamén como: M = n / V, onde "n" son os moles de soluto e "V" é o volume da solución expresado en litros.

Molalidade

A molalidade (m) é o número de moles de soluto dividido por quilogramo de disolvente (non de solución).

Para preparar solucións dunha determinada molalidade, non se emprega un matraz aforado como no caso da molaridade senón que se pode facer nun vaso de precipitados e pesando cunha balanza analítica, previo peso do vaso baleiro para poderlle restar o correspondente valor.

$m={\frac {\mbox{moles de soluto}}{\mbox{kg de disolvente}}}$

A principal vantaxe deste método de medida respecto á molaridade é que como o volume dunha disolución depende da temperatura e da presión, cando estas cambian, o volume cambia con elas. Grazas a que a molalidade non está en función do volume, é independente da temperatura e da presión, e pode medirse con maior precisión.

Emprégase menos que a molaridade pero é igual de importante.

Formalidade

A formalidade (F) é o número de peso-fórmula-gramo ou masa molecular por litro de disolución.

$F={\frac {\mbox{nº PFG}}{\mbox{volume (litro disolución)}}}$

O número de peso-fórmula-gramo ten unidade de g / PFG.

Normalidade

A normalidade (N) é o número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro de disolución (Vsc).

$N={\frac {eqg_{sto}}{V_{sc}}}$

O número de equivalentes calcúlase dividindo a masa total pola masa dun equivalente: $n=m/{m_{eq}}$, ou ben como o produto da masa total e a cantidade de equivalentes por mol, dividido pola masa molar: $n={m\cdot v}/{m_{eq}}$.

Normalidade ácido-base

É a normalidade dunna solución cando se utiliza para unha reacción como ácido ou como base. Por iso adoitan titularse utilizando indicadores de pH.

Neste caso, os equivalentes poden expresarse da seguinte forma:

$n={moles}\cdot {H^{+}}$ para un ácido, ou $n={moles}\cdot {OH^{-}}$ para unha base.

Onde:

• n é a cantidade de equivalentes.
• moles é a cantidade de moles.
• H⁺ é a cantidade de protóns cedidos por unha molécula do ácido.
• OH^– é a cantidade de hidroxilos cedidos por unha molécula da base.

Por iso, podemos dicir o seguinte:

$N={M}\cdot {H^{+}}$ para un ácido, ou $N={M}\cdot {OH^{-}}$ para unha base.

Onde:

• N é a normalidade da solución.
• M é a molaridade da solución.
• H⁺ é a cantidade de protóns cedidos por unha molécula de ácido.
• OH^– é a cantidade de hidroxilos cedidos por unha molécula da base.

Exemplos:

• Unha solución 1 M de HCl cede 1 H⁺, polo tanto, é unha solución 1 N.
• Unha solución 1 M de Ca(OH)₂ cede 2 OH^–, polo tanto, é unha solución 2 N.

Normalidade redox

É a normalidade dunha solución cando se utiliza para unha reacción como axente oxidante ou como axente redutor. Como un mesmo composto pode actuar como oxidante ou como redutor, adoita indicarse se se trata da normalidade como oxidante (N_ox) ou como redutor (N_rd). Por iso adoitan titularse utilizando indicadores redox.

Neste caso, os equivalentes poden expresarse da seguinte forma:

$n={moles}\cdot {e^{-}}$.

Onde:

• n é a cantidade de equivalentes.
• moles é a cantidade de moles.
• e^– é a cantidade de electróns intercambiados na semirreacción de oxidación ou redución.

Por iso, podemos dicir o seguinte:

$N={M}\cdot {e^{-}}$.

Onde:

• N é a normalidade da solución.
• M é a molaridade da solución.
• e^– é a cantidade de electróns intercambiados na semirreacción de oxidación ou redución.

Exemplos:

• No seguinte caso vemos que o anión nitrato en medio ácido (por exemplo o ácido nítrico) pode actuar como oxidante, e entón unha solución 1 M é 3 N_ox.

4 H⁺ + NO₃^– + 3 e^– ↔ NO + 2 H₂O

• No seguinte caso vemos que o anión ioduro pode actuar como redutor, e entón unha solución 1 M é 2 N_rd.

2 I^– - 2 e^– ↔ I₂

• No seguinte caso vemos que o catión arxéntico pode actuar como oxidante, onde unha solución 1 M é 1 N_ox.

1 Ag⁺ + 1 e^– ↔ Ag⁰

Concentracións pequenas

Para expresarmos concentracións moi pequenas, trazas dunha substancia moi diluída noutra, é común empregar as relacións partes por millón (ppm), partes por "billón" (ppb) e partes por "trillón" (ppt). O millón equivale a 10⁶, o billón estadounidense, ou millardo, a 10⁹ e o trillón estadounidense a 10¹².

Úsanse con relativa frecuencia na medición da composición da atmosfera terrestre. Así, o aumento de dióxido de carbono no aire debido ao quecemento global adoita darse en ditas unidades.

As unidades que se usan con máis frecuencia son as seguintes:

ppmm = μg × g^–1

ppmv = μg × ml^–1

ppbm = ng × g^–1

ppbv = ng × ml^–1

pptm = pg × g^–1

pptv = pg × ml^–1

*Nota: Ponse un v ou un m ao final segundo se trate de partes en volume ou en masa.

Porén, ás veces empréganse outras unidades.

Por exemplo, 1 ppm de CO₂ en aire podería ser, nalgúns contextos, unha molécula de CO₂ nun millón de moléculas de compoñentes do aire.

Outro exemplo: falando de trazas en solucións acuosas, 1 ppm corresponde a 1 mg de soluto / kg de solución ou, o que é o mesmo, 1 mg de soluto / L solución —xa que neste caso, o volume do soluto é desprezábel, e a densidade da auga é 1 kg/L.

Tamén se fala ás veces de relacións máis pequenas, por exemplo "cuatrillón". Porén, son concentracións excesivamente pequenas e non adoitan empregarse.

A IUPAC desaconsella o uso destas relacións (especialmente no caso de masa entre volume) e recomenda usar as unidades correspondentes.

É particularmente delicado o uso de ppb e ppt, dado o distinto significado de billón e trillón nos contornos estadounidense e europeo.

Conversións útiles

$X_{st}={\frac {m}{{\frac {1000}{P_{sv}}}+m}}$

• Fracción molar a molalidad e( Xst→m ) e, recordando que Xst + Xsv = 1

$m={\frac {1000\cdot X_{st}}{P_{sv}\cdot X{sv}}}$

• Molalidade a molaridad ( m→M )

$M={\frac {1000\cdot d\cdot m}{1000+(m\cdot P_{st})}}$

• Molaridade a molalidade ( M→m )

$m={\frac {1000\cdot M}{1000\cdot d-M\cdot P_{st}}}$

• Porcentaxe en peso a porcentaxe en volume

$\%P/V=\ \%P/P\cdot d$

• Peso en volume a molaridade

$M={\frac {\%P/V\cdot 10}{P_{st}}}$

Onde:

• P_sv = Peso molar do disolvente (g/mol)
• P_st = Peso molar do soluto (g/mol)
• d = densidade (g/mL)
• % P/P = Concentración en g soluto/100 g disolución
• % P/V = Concentración en g soluto/100 mL disolución

Outras formas de indicar a concentración

Para certas disolucións de uso moi frecuente (por ecxemplo ácido sulfúrico, hidróxido de sodio etc.) indícase a concentración doutras formas:

Densidade

Aínda que a densidade non é unha forma de expresar a concentración, é proporcional á concentración (nas mesmas condicións de temperatura e presión). Por iso en ocasións exprésase a densidade da solución en condicións normais en lugar de indicar a concentración; pero úsase máis ben practicamente e con solucións utilizadas moi amplamente. Tamén hai táboas de conversión de densidade a concentración para estas solucións, aínda que o uso da densidade para indicar a concentración é unha práctica que está caendo en desuso.

Nomes propios

Algunhas solucións úsanse nunha concentración determinada para algunhas técnicas específicas. E nestes casos adoita usarse un nome propio.

Exemplos
Composto	Nome	Densidade	Concentración
H2SO4	Gerber	1,820 - 1,825	91,00 - 92,25 % m/m
Alcohol isoamílico	Gerber	0,810 - 0,812

Véxase tamén

Outros artigos

• Soluto.
• Disolvente.
• Disolución.
• Solubilidade.
• Equilibrio químico.

Ligazóns externas

• Táboa de fórmulas de concentración de solucións (en castelán).