Para estudiar estequiometria de reacciones debe conocerse la cantidad de reactivos presentes en la disolución.
La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o de disolución. La concentración se puede expresar en muchas formas; la más utilizada en la molaridad (M). La concentración molar, es el número de moles de soluto en 1 litro de solución. La molaridad puede definirse mediante la siguiente ecuación:
M= molaridad= Moles soluto/ Litro de solución
Así, una disolución de 1,46 M de glucosa (C6H12O6), contiene 1,46 moles de glucosa en un litro de la disolución. Y una disolución de 0,52 M de urea [(NH2)2CO], contiene 0,52 moles de urea en 1 litro de solución.
Por supuesto que no siempre se trabaja con volúmenes de disolución exactamente de 1 litro. Así, una disolución de 500 mL que contiene 0,730 moles de glucosa también tiene una concentración de 1,46 M:
M= 0,730 moles de glucosa/ 0,500 L de solución= 1,46 M
Al igual que la densidad, la concentración es una propiedad intensiva; es decir, que no depende de la cantidad de disolución.
Es importante tener en cuenta que la molaridad sólo considera la cantidad de soluto original disuelto en agua y no los procesos posteriores (como una reacción, o una disolución de una sal).
Otro consideración importante es que, tanto la glucosa como la urea son no electrolitos (no se disocian en agua), por lo que una disolución 1 M de urea o glucosa tendrá 1 mol de moléculas de urea o glucosa en 1 litro de solución. Sin embargo, la situación cambia cuando se trabaja con electrolitos fuertes. Considérese el siguiente ejemplo:
KCl (s) + H2O (l) ——————> K+ (ac) + Cl– (ac)
En la reacción anterior una muestra sólida de cloruro de potasio se disuelve en agua, de manera que su concentración final sea 1 M. Puesto que KCl es un electrolito fuerte, se disocia completamente y en la disolución final se tendrán los iones K+ y Cl–. Por lo tanto, una disolución de 1 M de KCl, contiene 1 mol de iones K+ y 1 mol de iones Cl– por cada litro de solución (no hay moléculas de KCl presentes). La concentración de los iones puede expresarse entonces como sigue:
[K+]= [Cl–]= 1 M
Consideremos otro ejemplo:
Ba(NO3)2 (s) + H2O (l) —————> Ba+2 (ac) + 2NO3– (ac)
Se disuelve nitrato de bario en agua hasta tener una concentración final de 1 M. Como es un electrolito fuerte se disocia completamente (no quedan moléculas del nitrato en la solución final) y la concentración de los iones de expresa como sigue:
[Ba+2]= 1 M [NO3–]= 2 M
Otra consideración a tener en cuenta, es el mecanismo para preparar una solución de molaridad conocida. Primero, a partir de los moles de soluto (obtenidos de la molaridad) se determina con el peso molecular los gramos de soluto necesarios (si fuera un soluto liquido se debe usar además la densidad). Se pesan los gramos de soluto con exactitud y se transfiere a un matraz volumétrico. A continuación se agrega un poco de agua al matraz y se agita hasta disolver todo el soluto. Por último se agrega más agua al matraz hasta la marca de aforo. A continuación se explica el mecanismo con un ejemplo:
Se quiere preparar una disolución de 250 mL de dicromato de potasio (K2Cr2O7) con una concentración de 2,16 M.
Primero se determina el número de moles de dicromato de potasio presentes en 250 mL de solución 2,16 M:
Moles de K2Cr2O7= 250 ml sol * (2,16 moles de K2Cr2O7/1000 mL de sol) = 0,540 moles
El peso molecular del K2Cr2O7 es 294,2 por lo que la masa necesaria es:
Gramos de K2Cr2O7= 0,540 moles K2Cr2O7 * (294,2 gramos K2Cr2O7 /1 mol K2Cr2O7)= 159 gramos
Por lo tanto para preparar una disolución de 250 mL de dicromato de potasio 2,16 M, se deben pesar 159 gramos K2Cr2O7 y agregar 250 mL de agua.