Química básica
¿Qué es la molaridad y cómo se calcula?
La molaridad es la unidad de concentración más usada en química analítica. En esta guía explicamos qué significa, cómo se calcula la masa de reactivo necesaria para preparar una solución, y cuáles son los errores más frecuentes en el laboratorio.
¿Qué es la molaridad?
La molaridad (simbolizada con la letra M) es una medida de concentración que expresa cuántos moles de soluto están disueltos en un litro de solución. Es la unidad de concentración más usada en química analítica, bioquímica y procesos industriales porque permite relacionar directamente cantidades de sustancia con volúmenes medibles.
La molaridad es parte del Sistema Internacional de Unidades y su unidad es mol/L, aunque en el lenguaje cotidiano del laboratorio se dice simplemente "molar" o se escribe la letra M. Una solución de NaOH 0.1 M contiene 0.1 moles de hidróxido de sodio por cada litro de solución.
Donde: M = molaridad (mol/L) · n = moles de soluto · V = volumen de la solución en litros
¿Cómo se calcula cuánto pesar?
En la práctica, lo que necesitamos saber no es cuántos moles pesar (los moles son una unidad abstracta), sino cuántos gramos hay que pesar en la balanza. Para pasar de moles a gramos usamos el peso molecular (PM) del compuesto:
Con corrección por pureza: masa (g) = (M × V(L) × PM) / (pureza / 100)
El factor de pureza es necesario porque los reactivos de laboratorio casi nunca son 100% puros. Un NaOH al 97% significa que el 3% restante es carbonato sódico, agua u otras impurezas. Si no corregimos por pureza, pesamos menos reactivo activo del que necesitamos y la concentración real de la solución será menor a la nominal.
Datos: M = 0.1 mol/L · V = 500 mL = 0.5 L · PM(NaOH) = 40.00 g/mol · Pureza = 97%
masa = (0.1 × 0.5 × 40.00) / (97/100) = 2.00 / 0.97 = 2.0619 g
Procedimiento: pesar 2.0619 g de NaOH, disolver en agua destilada y llevar a volumen en matraz aforado de 500 mL.
Datos: M = 0.05 mol/L · V = 1 L · PM(H₂SO₄) = 98.08 g/mol · Pureza = 98%
masa = (0.05 × 1 × 98.08) / (98/100) = 4.904 / 0.98 = 5.004 g
Atención: el ácido sulfúrico concentrado es un líquido denso. Para preparaciones exactas se trabaja con la densidad y el % en masa del ácido comercial para calcular el volumen a tomar con pipeta.
Molaridad vs. otras unidades de concentración
La molaridad no es la única forma de expresar concentración. En el laboratorio también se usan otras unidades según el contexto:
- Normalidad (N): equivalentes por litro. Considera la capacidad reactiva. Para HCl: 1 M = 1 N. Para H₂SO₄: 1 M = 2 N.
- % p/v: gramos de soluto por 100 mL de solución. Muy usada en preparación de buffers y reactivos de uso general.
- % p/p: gramos de soluto por 100 gramos de solución. La usan los proveedores de ácidos concentrados (HCl 37%, H₂SO₄ 98%).
- ppm / mg/L: miligramos de soluto por litro. Se usa para concentraciones muy bajas, como en análisis de agua y medioambiente.
- Molalidad (m): moles de soluto por kilogramo de solvente. No depende de la temperatura, se usa en cálculos de propiedades coligativas.
La ventaja de la molaridad sobre el porcentaje es que facilita los cálculos estequiométricos. Cuando mezclamos reactivos, los moles se relacionan directamente con los coeficientes de la ecuación química. Trabajar en molaridad evita conversiones innecesarias.
Errores comunes al preparar soluciones molares
1. Agregar agua al volumen en lugar de llevar a volumen
El error más frecuente: pesar el reactivo, disolverlo en un vaso con 400 mL de agua y luego agregar 100 mL más para llegar a 500 mL. El problema es que al disolver el reactivo, el volumen de la solución cambia. La forma correcta es disolver en una cantidad menor de agua y luego llevar a volumen en el matraz aforado: agregar agua hasta que el menisco coincida exactamente con el aforo.
2. No corregir por pureza
Usar la pureza del reactivo es fundamental para preparaciones analíticas. Un NaOH "para análisis" tiene 97–99% de pureza dependiendo del lote. Si preparás una solución de 0.1 M sin corregir por pureza del 97%, tu solución real tendrá una concentración de 0.097 M, un error del 3% que se arrastra a todos los análisis que uses esa solución.
3. No esperar a que enfríe antes de aforar
Al disolver algunos reactivos (como NaOH) se libera calor. Si aforás con la solución caliente, al enfriarse el volumen se contrae y la concentración real será mayor a la nominal. Esperá a que la solución llegue a temperatura ambiente antes de llevar al aforo.
4. Confundir volumen de solvente con volumen de solución
La fórmula M = n/V usa el volumen total de la solución, no el volumen de agua que se agrega. Si la solución final debe ser 500 mL, el matraz aforado es de 500 mL, sin importar cuánta agua se agregó al disolver.
Preguntas frecuentes
¿Puedo preparar una solución molar con agua de la canilla?
Depende del uso. Para preparar reactivos de trabajo en química analítica, siempre se usa agua destilada o desionizada. El agua de red contiene minerales disueltos (calcio, magnesio, cloruros) que pueden interferir con los análisis o reaccionar con el reactivo. Para usos de menor exigencia (limpieza, diluciones previas) el agua de red puede ser aceptable, pero hay que justificarlo en el procedimiento.
¿La molaridad cambia con la temperatura?
Sí. Como la molaridad se define en función del volumen de la solución, y el volumen cambia con la temperatura (el líquido se expande al calentarse), la molaridad de una solución varía ligeramente con la temperatura. Por eso los análisis críticos especifican la temperatura de trabajo, y algunos métodos normalizados (como el de dureza del agua) establecen que las soluciones deben prepararse y usarse a 20–25°C.
¿Qué peso molecular uso si el reactivo viene como hidrato?
El peso molecular del hidrato completo. Si usás Na₂SO₄·10H₂O (sulfato de sodio decahidratado), el PM que ingresás en la fórmula es 322.04 g/mol (el de la sal + las 10 moléculas de agua), no el del anión sulfato (142.04 g/mol). Al pesar el hidrato, el agua de cristalización forma parte de la masa, por lo que hay que contemplarla en el cálculo.