La concentrazione chimica misura quanta sostanza è presente in una soluzione, miscela o fase rispetto a una quantità di riferimento. È una grandezza centrale in stechiometria, analisi chimica, cinetica, equilibrio, trattamento acque, processi industriali e controllo ambientale.
In una soluzione si distinguono di solito:
- soluto, la specie presente in quantità minore o di interesse analitico;
- solvente, il mezzo che scioglie il soluto;
- soluzione, il sistema omogeneo risultante.
La stessa composizione può essere espressa in modi diversi. La scelta dipende dal problema: reazioni in soluzione, proprietà colligative, analisi di tracce, gas, miscele liquide o calcoli di processo.
Forme principali
Le forme più usate sono:
| Grandezza | Formula | Nota |
|---|---|---|
| molarità | C=n/V | moli di soluto per volume di soluzione |
| molalità | m=n/m_{\text{solvente}} | moli di soluto per massa di solvente in kg |
| frazione molare | x_i=n_i/n_{\text{tot}} | adimensionale |
| frazione massica | w_i=m_i/m_{\text{tot}} | adimensionale |
| concentrazione massica | \rho_i=m_i/V | massa di soluto per volume di soluzione |
| ppm | w_i\cdot 10^6 | utile per specie in traccia |
| normalità | N=n_{\text{eq}}/V | dipende dalla reazione |
La mole è l’unità naturale quando la concentrazione entra in una reazione chimica, perché le reazioni avvengono secondo rapporti stechiometrici tra quantità di sostanza.
Molarità
La molarità, o concentrazione molare, è:
dove n è la quantità di soluto in moli e V è il volume della soluzione. L’unità è \text{mol}/\text{L}, spesso indicata come molare o M.
È la grandezza più usata in reazioni in soluzione e titolazioni acido-base, perché collega direttamente volume prelevato e moli reagenti:
La molarità dipende dal volume della soluzione, quindi può variare con la temperatura se l’espansione termica è significativa. Nei calcoli di laboratorio ordinari l’effetto è spesso piccolo, ma nei lavori di precisione non va ignorato.
Molalità
La molalità è:
dove la massa del solvente è espressa in chilogrammi. L’unità è \text{mol}/\text{kg}. Poiché usa una massa e non un volume, la molalità non cambia con la temperatura per semplice dilatazione. Per questo è preferita nelle proprietà colligative, come innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico e pressione osmotica.
Frazioni e percentuali
La frazione molare della specie i è:
La somma delle frazioni molari di tutte le specie è:
La frazione massica è:
Da questa si ottiene la percentuale in massa:
Le frazioni sono molto comode nelle miscele, nei bilanci di materia e nei sistemi in cui il volume non è additivo o cambia con temperatura e pressione.
ppm e ppb
Per concentrazioni molto basse si usano parti per milione e parti per miliardo:
In soluzioni acquose diluite, poiché la densità dell’acqua è circa 1\,\text{kg}/\text{L}, spesso si usa l’approssimazione:
Questa equivalenza è pratica ma non universale: dipende dalla densità della soluzione e dal fatto che si stia parlando di frazioni massiche, concentrazioni massiche o rapporti volumetrici.
Diluizione e miscelazione
In una diluizione semplice, se non si perde soluto, le moli restano costanti:
La formula vale quando C_1 e C_2 sono concentrazioni molari della stessa specie e V_1, V_2 sono i volumi prima e dopo la diluizione. Non va usata per reazioni in cui il soluto viene consumato o trasformato.
Se si miscelano soluzioni della stessa specie, senza reazione e assumendo volumi additivi, la concentrazione finale è:
Se invece avviene una reazione, bisogna prima determinare il reagente limitante e poi calcolare le concentrazioni residue o prodotte.
Normalità
La normalità è definita come:
dove n_{\text{eq}} è il numero di equivalenti. Può essere utile in titolazioni e analisi volumetrica, ma è una grandezza dipendente dalla reazione. La stessa sostanza può avere normalità diversa a seconda che partecipi a una reazione acido-base, redox o di precipitazione.
Per evitare ambiguità, nei calcoli moderni conviene spesso usare molarità e coefficienti stechiometrici espliciti. La normalità resta utile quando la reazione e il fattore equivalente sono dichiarati chiaramente.
Errori comuni
Gli errori più frequenti sono:
- confondere massa di solvente e massa di soluzione nella molalità;
- usare molarità e molalità come se fossero intercambiabili;
- trattare ppm come unità universale senza specificare base massica o volumetrica;
- applicare C_1V_1=C_2V_2 a sistemi che reagiscono;
- dimenticare che la molarità dipende dal volume e quindi dalla temperatura;
- non convertire correttamente millilitri in litri nei calcoli molari.
La concentrazione è quindi una famiglia di grandezze, non un singolo numero. La scelta della forma corretta dipende dal fenomeno da descrivere e dall’operazione sperimentale o progettuale da eseguire.
Vedi anche: Mole, Stechiometria, Titolazione acido-base, Proprietà colligative, Soluzione tampone.