El documento describe diferentes tipos de concentraciones químicas, incluyendo porcentaje en masa, porcentaje en volumen, porcentaje en masa sobre volumen, partes por millón, molaridad, molalidad y equivalente. Proporciona fórmulas para calcular cada concentración y ejemplos numéricos de cómo aplicar las fórmulas.

3.  Masa sobre masa ( llamada también peso
sobre peso)
 Volumen sobreVolumen
 Peso sobre volumen
 Partes por Millón

4. Porcentaje referido a la masa
(% m/m)
Al relacionar la masa del soluto en gramos presente en una
cantidad dada de solución, debemos de aplicar la siguiente
formula:

5. Porcentaje referido al volumen
(% v/v)
Se refiere al volumen del soluto en (ml) presente en cada 100 ml
de solución.
Para desarrollar este tipo de porcentaje se refiere de la formula:

6. Porcentaje de masa sobre volumen
(% m/v)
Representa la masa del soluto en gramos por cada 100
ml de la solución; y se desarrollan con la siguiente
formula.

7. Partes por millón (ppm)
Se emplea para hablar de soluciones muy diluidas y expresa las
partes en grados de un soluto por cada millón de partes de una
solución, se puede expresar de la siguiente manera:

8. Ejercicio
Calcular el porcentaje de una masa de una solución de sulfato de cobre ( %
en masa)en agua, si contiene 25 gramos de solución de 300 gramos de
disolución.
% p/p =
𝑝 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑝 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
∗ 1oo
% p/p =
25 𝑔
300 𝑔
∗ 1oo
% p/p = 8.3
El % en masa de la solución preparado es 8.3 en sulfato de cobre (soluto)

9. Porcentaje referido al volumen sobre
volumen
Que porcentaje en volumen tendrá una solución obtenido disolviendo 80
ml de metal en 80 ml de agua.
% v/v =
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
∗ 1oo
80 ml + 80 ml = 880 ml
Entonces:
% v/v =
80𝑚𝑙
880𝑚𝑙
∗ 1oo
El porcentaje en volumen de la solución preparada es de 800 ml de agua

10. Porcentaje referido a la Masa sobre
volumen
Calcular el % masa/volumen, si tenemos una solución que
contiene ¾ de un kilograma de soluto y 5 botellas de la solución:
% m/v =
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑖𝑙𝑖𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
∗ 1oo
=
750𝑔
2,250 𝑚𝑙
∗ 1oo
=
𝑚
𝑣
= 3

11. se refiere al numero de moles
de soluto que están presentes por litros de
solución.
Por ejemplo: si una solución tiene una concentración molar de 2.5
sabemos que hay 2.5 moles de soluto por cada litro de solución. Es
importante notar que el volumen del solvente, no es tomado en cuenta
sino el volumen final de la solución; para tales efectos utilizaremos la
siguiente formula.
Molaridad =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
Ag= 107.87 = 107.87
N= 14.0067 = 14.0067
𝑜3 = 15.999*3 =
47.997
169.8757 𝑝𝑚6=𝑙𝑚𝑑
M =
𝑚𝑑 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
Na: 22.9898
Cl:
35.453
58.4428

12. es el numero de moles del soluto
contenidos en un kilogramo de solvente.
Una solución formada por 36.5 g HCL y 100 g de agua es una solucion
a 1 molal (1m). Se representa por la siguiente formula.
m=
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑘𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
Cuatos gramos de nitrato de plata se necesitan para preparar 100 ml
de solucion a uno 1m (ag No3)
m=
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑘𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
100g de H2O * 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑔 𝑁𝑂3
1000𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
*
169,8737𝐴𝑔𝑁𝑜3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐴𝑔𝑁𝑂3
= 16.98737 g de AgNO3

13. es el numero de equivalentes
gramos de soluto contenidos en un litro de
solución.
Su formula general es la siguiente:
equivalente
(Química) (EQ)
Un equivalente químico también llamado peso equivalente, también llamado equivalente gramo, es la cantidad de una
sustancia que reacciona para producir un mol de producto.
Se calcula de diferentes tipos:
Equiválete químico de un acido:
El equivalente químico de un acido depende del numero de hidrógenos que se disocian y viene dado por la siguiente
ecuación:
EQ=
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑁° 𝑑𝑒 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔𝑒𝑛𝑜