Unidades de concentración: Porcentaje, Molaridad, Normalidad y Partes por millon. Reacciones químicas (Estequiometria) : Reactivo Limitante (RL)

1. UNIDAD II
UNIDADES DE CONCENTRACION
OBJETIVOS
1. Definir soluto, solvente(disolvente), solución y Solubilidad.
2. Identificar las soluciones iónicas y no iónicas.
3. Interpretar las unidades de concentración de: porcentage, partes
por millón,(ppm), partes por billon(ppb), pX, Molaridad(M) y
Normalidad(N).
4. Calcular la masa o moles de soluto para preparar una solución,
con una concentración establecida.
5. Calcular el número de moles o gramos de soluto en un volumen
de solución dado.
6. Convertir una unidad de concentración en otra.
7. Resolver Problemas de soluciones aplicadas a la Estequiometria.
CONTENIDO
 Solubilidad y soluciones
 Soluciones Iónicas y no iónicas.
 Unidades de concentración
 Conversión entre Unidades de concentración.
 Problemas de Estequiometría que incluyen soluciones.
Solubilidad y Soluciones :
Una solución consiste de un Soluto y de un Solvente o Disolvente. Nos
limitaremos aquí, al caso de soluciones acuosas.
El soluto se disuelve en el Solvente hasta alcanzar una maxima
cantidad, a una T dada. En este momento decimos que la solución
esta saturada.
Por lo tanto, para preparar una solución, debemos conocer su
Solubilidad.
La Solubilidad(S) se define como la cantidad máxima de soluto que se
disuelve en un volumen dado de solvente o solución, a una T dada.
Si 25g es la cantidad maxima de un compuesto que se disuelven
en 100ml de agua ( a 25o
C ), su solubilidad sera igual a 25g/100ml.

2. Luego, se disolveran 25g/100mL o 250g en 1000 mL
W (g) = 25g/100mL x 1L/10000 mL = 250g).
Si su Masa Molar (MM) es 100g/mol, entonces su concentracion
sera igual a : 250g/L x ( 1mol/100g) = 2.50 mol/L
La Solubilidad Molar (Sm) se expresa en moles/L
Al disolver 2 moles de un soluto en 500 mL de solución, su Sm será:
Sm = 2mol/0.500L = 4mol/L
Soluciones Ionicas y no Ionicas
En las soluciones iónicas acuosas, cada especie es hidratada por el
solvente. Las soluciones iónicas debido a que poseen cargas
conducen la corriente eléctrica (electrolitos).
Una solución de NaCl no existe como tal, ya que sus iones se
encuentran disueltos en el solvente separadamente:
NaCl (s) + H2O  Na+
(acuoso) + Cl-
(acuoso)
En las Soluciones No iónicas, las moléculas no ionizan, ejemplo la
glucosa:
C6H12O6 (s) + H2O = C6H12O6(acuoso)
Estas soluciones no conducen la corriente electrica.
Una mol de una solución iónica de BaCl2 produce 2 moles de iones del
ion cloruro ( Cl-
) y un mol del ion Ba2+
.
BaCl2 + H2O → Ba2+
(acuoso) + 2 Cl-
(acuoso)
Luego la [Cl-
] en la solución es el doble de la Sm del BaCl2.
Unidades de Concentracion
Todas las soluciones tienen unidades de Concentración, de las cuales
solo se mencionarán las más importantes:
Porcentage de masa a Volumen - %(w/v)
Porcentage de masa a masa - %(w/w)
Porcentage de volumen a volumen - %(V/V)
Partes Por Millón (ppm)
Partes por Billón(ppb)

3. PX
Molaridad(M)
Normalidad(N)
1. Porcentage de masa a Volumen(%(w/v)):
%(w/v) = W(soluto)/ V(solucion) x 100
La fórmula nos permite relacionar el peso o masa del soluto con su
concentración y el V total (en Fisica, W= mg)..
Ejercicio:
Se disuelven 10g de NaOH en agua hasta obtener una solución de
500mL.
(a)(a) Calcule su %(w/v)
(b)(b) Calcule la masa de soluto en 25mL de solución.
%(w/v) = W(soluto)/ V(solucion) x 100 =10g/500mL x 100 = 2%(w/v)
2%(w/v) significa que hay 2g de soluto en 100 mL de solución,
luego:
W(g) = 2g/100mL x 25mL = 0.5g
2. Porcentage de masa a masa - %(w/w):
La fórmula nos permite relacionar la masa del soluto con su
concentración y la masa total.
%(w/w) = W(soluto)/ W(solucion) x 100
Ejercicio:
10g de soluto se disuelven en 250g de solución:
(a) Calcule su %(w/w)
(b) Calcule la masa de soluto en 25g de solución.
%(w/w) = W(soluto)/ W(solucion) x 100 = 10g/250g x100= 4%
W(soluto) = 4g/100g x 25g = 1g

4. 3. Partes Por Millón (ppm):
Es la masa en miligramos en un Kilogramo de solución
ppm = mg(soluto)/ Kg(solucion)
Esta unidad se usa mucho en Química Ambiental.
Cuando la solucion es muy diluida, su D esta cerca de 1g/ml y se
puede escribir como:
* ppm = mg(soluto)/ L(solucion)
Ejercicio:
Se disuelven 0.10g de soluto en 500mL de solución .
(a) Calcule su concentración en ppm
(b)Calcule la masa de soluto en 25mL (0.025L)
Debemos convertir la masa a miligramos y el V a litros.
500ml x 1L/1000mL = 0.500mL
0.10g x 1000mg/1g = 100mg
(a) ppm = mg(soluto)/ L(solucion) = 100mg/0.500L = 200mg/L = 200ppm
(b) W(mg) = ppmx V(L) = 200mg/L x 0.025L = 5mg
4. pX
pX = - log [X] …….. [X] = mol/L del soluto.
Esta unidad logarítmica se usa en los Acidos y Bases para
calcular el pH de las soluciones.
Ejercicio:
Calcule el pH+
de una solución de HCl 0.005M.
[H+
] = 0.005M
pH+
= - log( 0.005) = 2.7

5. Esta Unidad tambien nos permite relacionarla con la M de la
solución.
[X] = 10-pX
Por ejemplo, una solución de pH = 4.5 tiene una
[H+
] = 10-4.5
M
5. Molaridad (M):
La M es la unidad más usada en Química Analítica.
Nos permite usarla tanto en soluciones Iónicas como no Iónicas.
M = #moles soluto/Vsolucion  M = #n/ Vsolucion
Vsolucion se expresa en litros.
Luego el # de mol del soluto será
#n = Wsoluto / MM  en g/mol
Luego otra formula para la Molaridad es:
M = W(soluto) /(MMxV)
La masa (W) del solute será:
Wsoluto = VxMxMM
Resumen de las tres fórmulas:
M = #moles soluto/Vsolucion
M = W(soluto) / (MMxV)
W(soluto) = VxMxMM
Ejercicio:
Se disuelven 2.12g de Na2CO3 (MM=106g/mol)
en agua hasta completar 2500mL de solución (2.500L).
(a) Calcule su Molaridad.
(b) Calcule el # de moles y las milimoles(mmol) de soluto en
250mL de solución.
(c) Calcule la masa de soluto en 250mL de solución.
(a) M = W(soluto) / (MMxV) = 2.12g/ (106g/molx2.500L= 0.125mol/L
M= 1.25 x 10-2
mol/L.

6. (b) #n = VxM = 0.250L x 1.25 x 10-2
mol/L= 3.125 x 10-3
moles.
3.125 x 10-3
moles x 1000mmol/1mol = 3.125 mmoles
(c) W(soluto) = VxMxMM = 0.250Lx 1.25 x 10-2
mol/Lx 106g/mol =
0.212g.
En algunos casos es necesario calcular las Molaridades de los
iones presentes en una solución.
Por ejemplo, en la solución anterior hay dos(2) moles de iones
Na+
, por cada mol de Na2CO3, por lo tanto, la [Na+
] seria el doble:
1.25 x 10-2
mol/L Na2CO3 x 2mol Na+
/ 1mol Na2CO3 =
2.5 x 10-2
mol/L.
Ejercicio:
Se desea preparar 2500mL de solución de Na+
0.1M, a partir del
compuesto Na2CO3 .
Calcule las moles de Na2CO3 y la masa de Na2CO3 necesarias
para preparar la solución.
El factor de conversión es = 1mol Na2CO3 /2mol Na+
M(Na2CO3) = MNa+ x( 1mol Na2CO3 /2mol Na+
) = 0.1M /2 = 0.05M
Como puede notarse, la M del Na2CO3 es la mitad de la Molaridad
del ion Na+
.
#n (Na2CO3 ) = VxM = 2.500L x 0.05mol/L = 0.125mol.
Luego se necesitan 0.125 moles del compuesto Na2CO3 .
La masa del soluto sera:
W(soluto) = VxMxMM
W(g) = 2.500Lx 0.05mol/Lx 106g/mol = 13.25g
PROCEDIMIENTO: Se pesan 13.25g del compuesto Na2CO3 y se
disuelven en agua destilada, hasta obtener un V de solución de
igual a 2500mL.

7. 6. Normalidad(N):
Se define como el # de Equivalentes en un litro de solución.
N = #E/V …….E# de Equivalentes …. V en litros.
El PE se expresa en g/E .
En el caso de Acidos y Bases se divide la Masa molar (MM, sin
unidades) por el # de protones ( H+
) o de iones OH-
que tiene la
fórmula (ver tabla).
En el caso de sales dividimos la MM ( sin unidades) por el # de
oxidación o carga del cation.
Por ejemplo el PE del CaCl2 (con MM= 111g/mol, su PE será igual
a  111g/2E =50.5g/E (el compuesto tiene 2 equivalentes)
Recuerde que el Ca2+
tiene un # de oxidación igual a 2+
.
compuesto MM(g/mol) PE(g/E) #E por mol
HCl 36.5 36.5 1
Ca(OH)2 78.0 39.0 2
CaSO4 136 68 2
El #E se relaciona con el PE con la siguiente formula:
#E = W/PE
Luego podemos expresar la N en términos de W y del PE
N = W/(PExV) Despejando, W= VxNxPE
Resumen de fórmulas:
#E = W/PE N=#E/Vsolucion N = W/(PExV) W= VxNxPE
Ejercicio:
Se disuelven 10.6g de Na2CO3 (MM=106g/mol)
en agua hasta completar 2500mL de solución (2.500L).
(a) Calcule su Normalidad.
(b) Calcule los Equivalentes (E) y miliequivalentes(mE) de soluto
en 250mL de solución.
(c) Calcule la masa de soluto en 250mL (0.250 L) de solución.

8. Como la MM del compuesto es 106g/mol y tiene 2E, su PE será:
PE = 106g/2E = 53g/E
(a) N = W(soluto) / (PExV) = 10.6g/ ( 53g/Ex2.500L) = 0.50 E/L
ó 0.50 N .
(/b) #E = VxN = 0.250L x 0.50E/L= 0.125 E.
0.125E x1000mE/1E = 125mE
(c/) W(soluto) = VxNxPE = 0.250Lx 0.5 E/LX53g/E = 1.06g
RELACION ENTRE LA MOLARIDAD Y LA NORMALIDAD
La M y la N se pueden relacionar entre si. Se recomienda como
primer paso, calcular la masa del soluto en un volumen de
solución, ya que este no cambia.
Calculemos la Normalidad de una solución de CaCl2 0.1M:
Masa del soluto:
W(soluto) = VxMxMM = 1.0Lx 0.1mol/Lx 111g/mol = 11.1g
En la solución hay 11.1g de soluto, independientemente de cómo
se exprese su concentración.
El PE del compuesto es 111g/2E = 50.5g/E
N = W(soluto) / (PExV) = 11.1g/( 50.5g/Ex1.0L) = 0.2E/L = 0.2N
Asignación: Calcule la N de una solución de Al(OH)3 0.0025 M .
La N se utiliza también en problemas relacionados con
reacciones de Oxidación- Reducción, tema que se discutirá en
otra unidad de este curso.
7. Partes Por Billón (ppb):
Esta Unidad se usa para pequeñas cantidades de soluto.
Un Billón en el sistema U.S es igual a 1000 millones.
ppb = g/Kgsolucion ppb = g/Lsolucion ( si su D es cerca de 1.0g/mL)
g = ppb x Lsolucion

9. Ejercicio:
Se disuelven 0.50g de soluto en 2500mL de solución .
(a)Calcule su concentración en ppb
(b)Calcule la masa de soluto en 25mL (0.025L)
Debemos convertir las unidades a Litros y a g.
1g = 1000mg = 1000000g
2500ml x 1L/1000mL = 2.500L
0.50g x 1000mg/1g = 500mg
500mg x1000g/1mg = 500000 g = 5x105
g
* ppb =g/Lsolucion
ppb = 5x105
g/2.500L =2.5x105
g/L = 2.5x105
g/L
W(mg) = ppbx V(L) =2.5x105
g/Lx 0.025L = 5000mg
Conversiones entre las Unidades de concentración
En algunos casos, necesitamos convertir una unidad a otra.
Sí sabemos que el peso de soluto no cambia y que lo que cambia
es la unidad( a igual V). El primer paso es calcular el peso del
soluto.
Ejercicio:
Convertir 100ppm de CaCO3 (MM= 100g/mol) a:
(a) %(w/v)
(b) %(w/w), si la D de la solución es 1.05g/mL
(c) ppb
(d) Molaridad
(e)Normalidad
(f) g/L
Para facilitar los cálculos, asumimos que el V total es un Litro.

10. El primer paso es calcular la masa(o peso) del soluto:
W (mg) = ppm x V = 100mg/L x1L = 100mg = 0.100g
La solución tiene 0.100g/L ó 0.100g/1000mL
%(w/v) = 0.100g/1000mL x100 = 0.01%
W = VxD (masa de la solution)
W(solucion) = 1000mLx 1.05g/mL = 1050g
%(w/w) = .100g/1050g x100 = 0.0095%
0.100g = 100mg = 100000g
ppb =g/Lsolucion = 100000g/Lsolucion = 1x 105
ppb.
M = W(soluto) / (MMxV) = 0.100g/(100g/mol x 1L) = 1x10-3
mol/L
PE = 100g/2E = 50g/E
N= W(soluto)/ (PE xV) = 0.100g/(50g/Ex 1L) = 2x10-3
E/L
100mg/L = 0.100g/L
Problemas de Estequiometria que incluyen soluciones
Se discutirán las reacciones químicas que se incluyeron en la
Unidad I, además, las reacciones entre soluciones a diferentes
concentraciones.
En la mayoría de los casos, se aconseja primero calcular el
# de moles de los compuestos en las soluciones que intervienen
en la reacción, y luego se establecen las relaciones molares
correspondientes (estequiometría).
Estas se discutieron en la Unidad I.
Ejercicio:
50.0mL(0.050L) de H2SO4 0.1M reaccionan con un exceso de
Ca(OH)2. Calcule las moles de H2O producidos.
Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + 2 H2O

11. # de moles de H2SO4 : #n = V x M = 0.050L x 0.1mol/L =
0.0050mol ……… relación estequiométrica:
Factor 
0.0050mol H2SO4 x = 0.01mol H2O
Ejercicio:
50.0mL(0.050L) de H2SO4 0.1M reaccionan con 100ml 0.2M de
Ca(OH)2.
(a) Calcule el RL.
(b)Calcule la masa de H2O que se produce.
(c) Calcule cuantas moles del RNL reaccionaron
(d) Calcule las moles del RNL que sobraron.
Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + 2 H2O
 Haciendo los cálculos, asumiendo que el RL es el H2SO4 :
#n (H2SO4 ) = VxN = 0.050Lx0.1mol/L = 0.0050mol
#n (H2O)= 0.0050mol H2SO4 x = 0.01mol H2O
Haciendo los cálculos, asumiendo que el RL es el Ca(OH)2
#n (Ca(OH)2)0.100mLx 0.2mol/L = 0.02mol de Ca(OH)2
#n (Ca(OH)2) = 0.02mol Ca(OH)2 x =0.04 mol H2O
Luego el RL es el H2SO4 ( se produjo menos moles de este); por lo
tanto, se produjeron 0.01mol H2O
W(H2O) = 0.01mol H2O x 18g/mol = 0.18g H2O.
Calculemos el #n del Reactivo no Limitante (RNL) que
reaccionaron, basados en el RL:
Reaccionaron 0.0050 moles de H2SO4

12. Luego : 0.0050mol H2SO4 x 1mol Ca(OH)2/1mol H2SO4 =
0.0050mol Ca(OH)2
Reaccionan 0.0050mol Ca(OH)2 con el RL.
#n del RNL que sobran: (0.02- 0.0050) mol Ca(OH)2 =
0.0150mol Ca(OH)2 .
Algunos problemas resueltos sobre esta Unidad se
encuentran en:
1. Unidad II. Problemas resueltos en Blackboard.
2. Química General. Petrucci,Harwood y Herring. Prentice-
Hall. 8th. Ed. 2010.
3. Libros que aparecen en el prontuario del curso.