Estado líquido

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ESTADO LÍQUIDO QUÍMICA GENERAL I – FQByF - UNSL 
ESTADO LÍQUIDO 
En el tema anterior utilizamos la teoría 
cinética molecular para explicar el comportamiento 
de los gases en función del movimiento constante y 
aleatorio de sus moléculas. Las distancias entre las 
moléculas gaseosas son tan grandes (comparadas con 
su tamaño) que, a las temperaturas y presiones 
ordinarias (es decir, 25°C y 1 atm), no hay una interacción apreciable entre ellas. 
Debido a que en los gases hay mucho espacio vacío, es decir, espacio no ocupado por 
moléculas, los gases se comprimen con facilidad. Las fuerzas débiles que operan entre 
las moléculas de los gases también les permiten expandirse y llenar el volumen del 
recipiente que los contiene. Asimismo, el enorme espacio vacío entre los gases explica 
su baja densidad en condiciones normales. 
Los líquidos y los sólidos son un caso distinto. La diferencia principal entre los 
estados condensados (líquidos y sólidos) y el estado gaseoso radica en la distancia entre 
las moléculas. En los líquidos, las moléculas están tan juntas que hay muy poco espacio 
vacío; por ello son más difíciles de comprimir y, en condiciones normales, son mucho 
más densos que los gases. Las moléculas de los líquidos se mantienen juntas por uno o 
más tipos de fuerzas de atracción. En este caso, las moléculas no escapan a las fuerzas 
de atracción y por ello los líquidos también tienen un volumen definido. Sin embargo, 
como las moléculas se mueven con libertad, un líquido puede fluir, derramarse y 
adoptar la forma del recipiente que lo contiene. En un sólido, las moléculas ocupan una 
posición rígida y prácticamente no tienen libertad para moverse. Muchos sólidos tienen 
como característica un ordenamiento de largo alcance, es decir, sus moléculas están 
distribuidas en una configuración regular tridimensional. En un sólido hay aún menos 
espacio vacío que en un líquido. Por ello, los sólidos son casi incompresibles, y su 
forma y volumen están bien definidos. Con algunas excepciones (como la del agua, que 
es la más importante), la densidad de la forma sólida es mayor que la de la forma líquida 
para una sustancia dada. En una sustancia dada suelen coexistir los dos estados. El 
ejemplo más común es el de un cubo de hielo (sólido) flotando en un vaso de agua 
(líquido). 
 
 
Muchas reacciones químicas y 
prácticamente todos los procesos 
biológicos se llevan a cabo en un 
medio acuoso. 
Los postulados de la teoría cinética molecular son 
1. La materia está compuesta de partículas diminutas llamadas moléculas. 
2. Las partículas están en constante movimiento y por tanto poseen energía cinética. 
3. Las partículas poseen energía potencial como resultado de atraerse o repelerse 
entre sí. 
4. La velocidad promedio de las partículas aumenta a medida que aumenta la 
temperatura. 
5. Las partículas transfieren energía de unas a otras durante las colisiones en las que 
no se pierde energía neta del sistema. 
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PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS 
 
Las fuerzas intermoleculares determinan varias de las características 
estructurales y propiedades de los líquidos. Veremos aquí dos fenómenos comunes 
relacionados con los líquidos: la tensión superficial y la viscosidad. 
 
TENSIÓN SUPERFICIAL 
 
Las moléculas que se encuentran en el seno de un líquido son atraídas en todas 
direcciones por las fuerzas intermoleculares; no hay tendencia hacia una dirección 
única. Sin embargo, las moléculas de la superficie son atraídas hacia abajo y hacia los 
lados por otras moléculas, pero no hacia arriba de la superficie (figura 1). 
 
Figura 1 
 
 
En consecuencia, estas atracciones intermoleculares tienden a atraer esas 
moléculas hacia el líquido, lo que ocasiona que la superficie se tense como si fuera una 
película elástica. Entre las moléculas polares del agua y, digamos, las moléculas no 
polares de la cera que existe en la superficie de una hoja de una planta, la atracción es 
mínima o nula, por lo que las gotas de agua adoptan la forma de una pequeña cuenta 
esférica porque de esta manera se minimiza el área superficial de un líquido. La 
superficie cerosa de una manzana húmeda también produce el mismo efecto (figura 2). 
 
 
 
Figura 2 
 
La tensión superficial es una medida de la fuerza elástica que existe en la 
superficie de un líquido. La tensión superficial es la cantidad de energía necesaria 
para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área (por ejemplo, 
por 1 cm2). Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares grandes también poseen 
tensiones superficiales altas. 
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La acción capilar es otro ejemplo de tensión superficial. La figura 3a) muestra el 
agua que sube espontáneamente en un tubo capilar cuando una delgada película de agua 
se adhiere a las paredes del tubo de vidrio. La tensión superficial del agua hace que esta 
película se contraiga y obligue al agua a elevarse hacia la parte superior del tubo. La 
capilaridad es el resultado de dos tipos de fuerzas. Una de ellas es la cohesión, o 
atracción intermolecular entre moléculas semejantes (en este caso, las moléculas de 
agua); la otra fuerza, conocida como adhesión, es una atracción entre moléculas 
distintas, como las del agua y las del tubo de vidrio. Si la adhesión es más fuerte que la 
cohesión, como sucede en la figura 3a), el contenido del tubo será impulsado hacia 
arriba. Este proceso continúa hasta que la fuerza adhesiva se contrarresta por el peso del 
agua en el tubo. Sin embargo, esta acción no es universal entre los líquidos, como se 
muestra en la figura 3b) para el mercurio. En éste, la cohesión es mayor que la adhesión 
entre el mercurio y el vidrio, de manera que cuando un tubo capilar se sumerge en este 
líquido, lo que sucede es una depresión o disminución del nivel del mercurio, es decir, 
la altura del líquido en el tubo capilar está por debajo de la superficie del mercurio. 
 
 
 
 
Figura 3. a) Cuando la adhesión es más fuerte que la cohesión, el líquido (por ejemplo, el agua) sube por 
el tubo capilar. b) Cuando la cohesión es mayor que la adhesión, como en el caso del mercurio, se observa 
una depresión del líquido en el tubo capilar. Observe que el menisco del tubo del agua es cóncavo, o 
redondeado hacia abajo, en tanto que el del tubo del mercurio es convexo, o redondeado hacia arriba. 
 
 
VISCOSIDAD 
 
La viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto más 
viscoso es un líquido, más lento es su flujo. La viscosidad de un líquido suele disminuir 
con el aumento de la temperatura. Los líquidos con fuerzas intermoleculares fuertes son 
más viscosos que los que tienen fuerzas intermoleculares débiles (tabla 1). El agua tiene 
mayor viscosidad que muchos otros líquidos. 
 
a) b) 
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Líquido Viscosidad (N seg/m2) 
Acetona (C3H6O) 3,16 x10-4 
Benceno (C6H6) 6,24 X10-4 
Sangre 4 x10-3 
Etanol (C2H5OH) 1,2 x10-3 
Mercurio 1,55 x10-3 
Agua 1,01 x10-3 
 
Tabla 1. Las unidades de SI de la viscosidad son newton-segundo por metro cuadrado 
 
 
PROPIEDADES GENERALES DE LAS DISOLUCIONES ACUOSAS 
 
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es 
la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en 
mayor cantidad. Una disolución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una 
aleación) o líquida (agua de mar, por ejemplo). En esta sección analizaremos 
únicamente las disoluciones acuosas, en las que el soluto inicialmente es un líquido o 
un sólido y el disolvente es agua. 
 
Soluciones disolvente soluto Ejemplos 
 
GASEOSAS 
 
 
gas 
 
sólido 
líquido 
gas 
Humo 
Aire húmedo (niebla) 
Aire filtrado y seco 
 
LÍQUIDAS 
 
líquido 
 
sólido 
líquido 
gas 
ClNa en agua (salmuera) 
Alcohol en agua 
CO2 en agua (soda) 
 
SÓLIDAS 
 
sólido 
sólido 
líquido 
gas 
Aleaciones: bronce (Cu -Zn) 
Amalgama: Hg - Pb 
H2 ocluido en paladio 
 
 
PROPIEDADES ELECTROLÍTICAS 
 
Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: 
electrolitos y no electrolitos. Un electrolito es una sustancia que, cuando se disuelve en 
agua, forma una disolución que conduce la electricidad. Un no electrolito no conduce 
la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. La figura 4 muestra un método 
sencillo y directo para distinguir entre electrolitos y no electrolitos. Un par de electrodos 
inertes (de cobre o de platino) se sumerge en un vaso con agua. Para que el foco 
encienda, la corriente eléctrica debe fluir de un electrodo al otro, para cerrar así el 
circuito. El agua pura es un conductor deficiente de la electricidad; sin embargo, al 
añadirle una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl), el foco enciende tan pronto 
como la sal se disuelve en el agua. El NaCl sólido es un compuesto iónico que al 
disolverse en agua se disocia en iones Na+ y Cl–. Los iones Na+ se dirigen hacia el 
electrodo negativo y los iones Cl– hacia el electrodo positivo. 
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Este movimiento establece una corriente eléctrica que equivale al flujo de 
electrones a través de un alambre metálico. Como la disolución de NaCl conduce la 
electricidad, se dice que el NaCl es un electrolito. El agua pura contiene muy pocos 
iones, por lo que no puede conducir la electricidad. Al comparar la intensidad del brillo 
del foco para las mismas cantidades molares de las sustancias disueltas, podemos 
distinguir entre electrolitos fuertes y débiles. 
 
 
Figura 4. Una disolución de un electrolito débil contiene un pequeño número de iones, y el foco 
enciende tenuemente. Una disolución de un electrolito fuerte contiene un gran número de iones, en 
consecuencia el foco enciende con gran intensidad. 
 
Una característica de los electrolitos fuertes es que en disolución se supone que el soluto 
se disocia 100% en sus iones. (Se entiende por disociación la separación del compuesto 
en cationes y aniones.) Por lo tanto, la disociación del cloruro de sodio en agua se puede 
representar como: 
 
NaCl(s) Na+(ac) + Cl−(ac) 
 
Esta ecuación señala que todo el cloruro de sodio que entra a la disolución 
termina como iones Na+ y Cl–; no existen unidades de NaCl no disociadas en la 
disolución. 
En la tabla 2 se muestran ejemplos de electrolitos fuertes, electrolitos débiles y 
no electrolitos. Los compuestos iónicos como el cloruro de sodio, yoduro de potasio 
(KI) y nitrato de calcio [Ca(NO3)2], son electrolitos fuertes. 
Clasificación de solutos en disolución acuosa 
Electrolito fuerte Electrolito débil No electrolito 
HCl CH3COOH (NH2)2CO urea 
HNO3 HF CH3OH metanol 
HClO4 HNO2 C2H5OH etanol 
H2SO4 NH3 C6H12O6 glucosa 
Ba(OH)2 H2O 
Compuestos iónicos 
 
Tabla 2. Ejemplos de electrolitos fuertes, electrolitos débiles y no electrolitos 
 
H2O 
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Es interesante observar que los líquidos del cuerpo humano contienen muchos 
electrolitos fuertes y débiles. El agua es un disolvente de compuestos iónicos muy 
eficaz. Aunque el agua es una molécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva 
(los átomos de H) y otra negativa (el átomo de O) (figura 5). Estas regiones se 
denominan “polos” positivo y negativo, por lo que es un disolvente polar. 
 
Figura 5. En la imagen se observa que una molécula agua es eléctricamente neutra, sin embargo tiene una 
región positiva (los átomos de H) y otra negativa (el átomo de O) 
Cuando un compuesto iónico como el cloruro de sodio se disuelve en agua, se 
destruye la red tridimensional de iones del sólido. Los iones Na+ y Cl– se separan 
mediante la hidratación, proceso en el que un ión se ve rodeado por moléculas de agua 
acomodadas de manera específica. Cada ion Na+ se rodea de varias moléculas de agua 
con su polo negativo orientado hacia el catión. De igual manera, cada ion Cl− está 
rodeado por varias moléculas de agua con su polo positivo orientado hacia este anión 
(figura 6). 
 
Figura 6. Hidratación de los iones Na+ y Cl–. 
 
La hidratación ayuda a estabilizar los iones en disolución y evita que los cationes 
se combinen con los aniones. Los ácidos y las bases también son electrolitos. Algunos 
ácidos, como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3), son electrolitos 
fuertes. Se supone que estos ácidos se ionizan completamente en agua. Por ejemplo, 
cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, forma iones H+ y Cl– 
hidratados: 
HCl(g) H+(ac)+ Cl−(ac) H2O 
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En otras palabras, todas las moléculas de HCl disueltas se 
separan en iones H+ y Cl– hidratados. Así, cuando escribimos 
HCl(ac), entendemos que es una disolución que únicamente 
tiene iones H+(ac) y Cl–(ac) y que no hay moléculas de HCl 
hidratadas. Por otro lado, ciertos ácidos como el ácido acético 
(CH3COOH), que le confiere el sabor al vinagre, no se 
ionizan por completo, es decir, son electrolitos débiles. La 
ionización del ácido acético la representamos como: 
 
CH3COOH (ac) CH3COO− (ac) + H+(ac) 
donde CH3COO− es el ion acetato. El término ionización lo utilizamos para describir la 
separación de ácidos y bases en iones. Cuando escribimos la fórmula del ácido acético 
como CH3COOH, indicamos que el protón ionizable está en el grupo COOH. 
La ionización del ácido acético se escribe con doble flecha para indicar que la reacción 
es reversible, es decir, la reacción puede suceder en ambos sentidos. Inicialmente, 
varias moléculas de CH3COOH se separan en iones CH3COO− y H+. Con el tiempo, 
algunos iones CH3COO− y H+ vuelven a combinarse para formar moléculas de 
CH3COOH. Finalmente, se llega a un estado en el que las moléculas de ácido se ionizan 
con la misma rapidez con la que vuelven a combinarse los iones. A este estado químico, 
en el que no se observa cambio neto alguno (aunque a nivel molecular continúa la 
actividad) se le llama equilibrio químico. El ácido acético es, entonces, un electrolito 
débil porque su ionización en agua es incompleta. En contraste, en una disolución de 
ácido clorhídrico los iones H+ y Cl– no tienden a volver a combinarse para formar HCl 
molecular. Por tanto, se utiliza una sola flecha para indicar que su ionización es 
completa. 
ECUACIONES MOLECULARES, ECUACIONES IÓNICAS Y ECUACIONES 
IÓNICAS NETAS 
 
Se denomina ecuación molecular cuando las fórmulas de los compuestos están 
escritas como si todas las especies existieran como moléculas o entidades completas. 
 
Pb(NO3)2(ac) + 2 KI(ac) ⎯→ PbI2(s) + 2 KNO3(ac) 
 
Una ecuación molecular es útil porque aclara la identidad de los reactivos [es decir, 
nitrato de plomo (II) y yoduro de potasio]. Si quisiéramos llevar a cabo esta reacción en 
el laboratorio, ésta es la ecuación molecular que deberíamos utilizar. Sin embargo, una 
ecuación molecular no describe con exactitud lo que en realidad está sucediendo en la 
disolución. 
Como se señaló antes, cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se separan 
por completo en los cationes y aniones que los componen. Por ello, para que las 
ecuaciones se apeguen más a la realidad, deberán indicar la disociación de los 
H2O 
La teoría de la disociación 
electrólítica fue propuesta por 
Arrhenius en 1884. – Rechazada 
por los atomistas y por los no 
atomistas – Premio Nobel de 
Química en 1903. 
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compuestos iónicos en sus iones. Así, en la reacción entre yoduro de potasio y nitrato de 
plomo (II) escribiríamos: 
Pb2+ (ac) + 2 NO3− (ac) + 2 K+ (ac) + 2 I− (ac) PbI2(s) + 2 K+(ac) + 2 NO3− (ac) 
 
 
Esta ecuación ejemplifica una ecuación iónica, en la que se muestran las especies 
disueltas como iones libres. Para saber si se puede formar un precipitado a partir de esta 
disolución, primero combinamos el catión y el anión de los diferentes compuestos; es 
decir, PbI2 y KNO3. El PbI2 es un compuesto insolubley KNO3 es soluble. Por tanto, el 
KNO3 disuelto permanece en disolución al separarse los iones K+ y NO3–, los cuales se 
denominan iones espectadores, o iones que no participan en la reacción global. Debido 
a que los iones espectadores aparecen en ambos lados de una ecuación, se pueden 
eliminar de la ecuación iónica 
Pb2+ (ac) + 2 NO3− (ac) + 2 K+ (ac) + 2 I− (ac) PbI2(s) + 2 K+(ac) + 2 NO3− (ac) 
 
Por último, escribimos la ecuación iónica neta, que sólo muestra las especies que 
realmente participan en la reacción: 
 
Pb2+ (ac) + 2 I− (ac) PbI2(s) 
 
 
En otro ejemplo, observamos que cuando se agrega una disolución acuosa de 
cloruro de bario (BaCl2) a una disolución de sulfato de sodio (Na2SO4), se forma un 
precipitado blanco. Si se analiza, los productos son BaSO4 y NaCl. Sólo el BaSO4 es 
insoluble, por tanto escribimos la ecuación molecular para esta reacción así: 
 
 
BaCl2(ac) + Na2SO4 (ac) BaSO4 (s) + 2 NaCl(ac) 
 
La ecuación iónica para la reacción es: 
 
Ba2+ + 2 Cl− (ac) + 2 Na+(ac) + SO42− (ac) BaSO4 (s) + 2 Cl− (ac) + 2 Na+(ac) 
 
 
Al cancelar los iones espectadores (Na+ y Cl–) en ambos lados de la ecuación, 
obtenemos la ecuación iónica neta: 
 
Ba2+ + SO42− (ac) BaSO4 (s) 
 
Los siguientes cuatro pasos resumen el procedimiento para escribir ecuaciones iónicas y 
ecuaciones iónicas netas: 
1. Escriba una ecuación molecular balanceada para la reacción, mediante las fórmulas 
correctas para los compuestos iónicos de reactivos y productos. Con base en la tabla 4.2, 
decida cuál de los productos es insoluble y por tanto aparecerá como un precipitado. 
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2. Escriba la ecuación iónica de la reacción. El compuesto que no aparece como 
precipitado debe presentarse como iones libres. 
3. Identifique y cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación para 
escribir la ecuación iónica neta de la reacción. 
4. Verifique que las cargas y número de átomos estén balanceados en la ecuación iónica 
neta. 
 
SOLUBILIDAD 
 
¿Cómo podemos predecir la formación de un precipitado cuando se añade un 
compuesto a una disolución o cuando se mezclan dos disoluciones? Esto depende de la 
solubilidad del soluto, que se define como cantidad en gramos de soluto que saturan 
100 gramos de disolvente a una determinada temperatura. Los químicos describen a las 
sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles en términos cualitativos. Se 
dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una cantidad suficiente 
cuando se agrega al agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble 
o insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, no todos 
tienen la misma solubilidad. Sin embargo, conviene recordar que aun los compuestos 
insolubles se disuelven en cierto grado. 
Entre los factores que afectan la solubilidad de las sustancias tenemos: la 
naturaleza del soluto y el disolvente, la temperatura y la presión. 
• Naturaleza del soluto y el disolvente: Cuando las fuerzas que interactúan entre las 
entidades elementales del soluto y el disolvente por separado, no difieren mucho, se 
favorece el establecimiento de interacciones entre las entidades elementales del 
soluto y el disolvente y por lo tanto es mayor la solubilidad del soluto en el 
disolvente. Por esta razón los solutos polares se disuelven generalmente en 
disolventes polares y los poco polares en disolventes no polares. Esto se expresa 
generalmente como “lo semejante disuelve lo semejante”. 
• Presión: La presión sólo influye en el caso de solutos gaseosos. A temperatura 
constante, un aumento de la presión aumenta la masa de gas disuelto y por lo tanto 
aumenta la solubilidad. Esto se conoce como la ley de Henry. Es corriente observar 
esto cuando abrimos un recipiente que contiene una bebida gaseosa. 
• Temperatura: La dependencia de la solubilidad de una sustancia con la temperatura 
se representa gráficamente por medio de las curvas de solubilidad. En la figura 7 se 
representan las curvas de solubilidad de varias sustancias 
 
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Figura 7. Variación de la solubilidad de diferentes sustancias con la temperatura. 
 
CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES 
 
Se denomina concentración a la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad 
de solución o solvente. 
La preparación y el empleo de soluciones de concentración conocida constituyen 
una práctica habitual en el laboratorio y en la industria química. 
 
 La concentración de las soluciones puede expresarse de varias maneras y cada 
una de ellas tiene sus ventajas para aplicaciones específicas. 
Las expresiones de la concentración pueden ser cualitativas y cuantitativas. 
 
a) Cualitativas: 
 
Frecuentemente se usan los términos diluida o concentrada para indicar que la 
cantidad relativa de soluto es pequeña o elevada con respecto a la cantidad de disolvente 
o de solución. 
 
 Solución diluida: 
Una solución diluida contiene una pequeña cantidad de soluto respecto de la 
cantidad de disolvente o solución. 
 
 Solución concentrada: 
Una solución concentrada contiene una gran cantidad de soluto respecto de la 
cantidad de disolvente o solución. 
Por supuesto estas formas de expresión sólo tienen un valor relativo. 
 
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 Solución saturada: 
En general la capacidad de un solvente para incorporar un soluto tiene un límite. 
Se dice que una solución es saturada cuando el solvente ha incorporado la máxima 
cantidad posible de soluto. 
 
SOLUBILIDAD: 
 
Recordemos que se define solubilidad como la cantidad en gramos de soluto que 
saturan 100 gramos de disolvente a una determinada temperatura. 
La solubilidad de cada soluto es diferente y varía con la temperatura. 
 
 Solución insaturada: 
Las soluciones que no contienen la máxima cantidad de soluto posible para una 
determinada temperatura se denominan insaturadas. 
 
 Solución sobresaturada: 
Una solución sobresaturada contiene más soluto del que puede existir en 
equilibrio a una temperatura determinada. 
 
Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta 
solución es enfriada lentamente y no se la perturba, puede retener un exceso de soluto 
pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo son sistemas inestables, con 
cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada. 
 
Los términos saturada e insaturada no están relacionados con los términos 
concentrada y diluida. Esto se debe a que los conceptos de saturación e insaturación 
dependen de la solubilidad del soluto en cuestión, mientras que los conceptos diluida y 
concentrada dependen de la cantidad de soluto con respecto al disolvente o a la 
solución. Una solución saturada puede ser diluida (cuando la solubilidad del soluto es 
muy pequeña) y una solución insaturada puede ser concentrada (si la solubilidad del 
soluto es muy grande). 
 
b) Cuantitativas: 
 
Las expresiones de la concentración en forma cuantitativa pueden hacerse en 
unidades físicas o en unidades químicas. 
 
Unidades físicas Unidades químicas 
gramo (g) Peso molecular gramo (PM) o Mol 
mililitro (mL) Peso equivalente gramo (PEq) 
 Peso fórmula gramo (PF) 
 Fracción molar (X) 
 
 
EXPRESIONES DE LA CONCENTRACIÓN EN UNIDADES FÍSICAS 
 
 Porcentual peso en peso: 
Expresa los gramos de soluto puro disueltos en 100 gramos de solución o los 
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gramos de soluto puro disueltos en 100 gramos de disolvente. 
 
% p / p de solución o % p / p de disolvente 
 
 Porcentual volumen en volumen: 
Expresa los mililitros de soluto puro disueltos en 100 mililitros de solución o los 
mililitros de soluto puro disueltos en 100 mililitros de disolvente. 
 
% v / v de solución o % v / v de disolvente 
 
 Porcentual peso en volumen: 
Expresa los gramos de soluto puro disueltos en 100 mililitrosde solución o los 
gramos de soluto puro disueltos en 100 mililitros de disolvente. 
 
% p / v de solución o % p / v de disolvente 
 
Otras formas de expresar la concentración en unidades físicas: 
 
 gramos de soluto puro en un litro de solución 
 g / L 
 
 miligramos de soluto puro en un litro de solución 
 mg / L 
Esta forma de expresar la concentración se conoce también como partes por millón o 
ppm. 
 
 microgramos de soluto puro en un litro de solución (1 µg = 10-6 g) 
 µg / L 
Esta forma de expresar la concentración se conoce también como partes por billón o 
ppb. 
 
 
EXPRESIONES DE LA CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS 
 
 Molaridad (M): 
Expresa el número de moles de soluto puro contenido en un litro de solución. 
El número de moles se calcula con la siguiente expresión: 
 
 
 
 Molalidad (m): 
Expresa el número de moles de soluto puro contenido en un kilogramo de 
disolvente. 
 
 Normalidad (N): 
Expresa el número de equivalentes de soluto puro contenido en un litro de 
solución. 
El número de equivalentes se calcula con la siguiente expresión: 
 
soluto de PM
soluto de gramosn =
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Cálculo del peso equivalente gramo de distintas sustancias 
 
hidruros: 
 
 
óxidos 
 
 
ácidos: 
 
 
 
bases: 
 
 
sales neutras: 
 
 
 
 
 
oxidantes o reductores: 
 
 
 Formalidad (F): 
Expresa el número de pesos fórmulas de soluto contenido en un litro de solución. 
Se utiliza para compuestos iónicos o especies que forman polímeros en solución. 
 
 Fracción Molar (X): 
Se define como el número de moles de un componente respecto del número total 
de moles de la solución. 
 
 
 
 
soluto del PE 
soluto de gramos Eq de n
q
=°
hidrógeno de átomosde n
hidruro del PMPEq °
=
oxígeno de átomos de n x 2
óxido del PMPEq °
=
ácidos hidrógenos de nº
ácido del PMPEq=
oxhidrilos de n
base la de PMPEq °
=
metal del átomos de n x metal deloxidación de n
sal la de PMPEq °°
=
reacción-hemi laen juegoen puestos electrones de n
soluto del PMPEq °
=
solventensoluton
soluton
solutoX +
=
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solventensoluton
solventen
solventeX +
=
1solventeXsolutoX =+