Per concentrazione si intende il rapporto tra la quantità di soluto e una quantità definita di sistema, che può essere l’intera soluzione oppure il solo solvente, a seconda dell’unità utilizzata. In forma generale: concentrazione = (quantità di soluto) / (quantità di soluzione o di solvente). Le quantità possono essere espresse in massa, volume o moli, con opportune conversioni tra unità.

La composizione influisce in modo determinante su proprietà fisiche (per esempio, innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico) e su aspetti chimici quali la velocità di reazione e gli equilibri in soluzione. Per questo motivo sono in uso differenti unità di misura della concentrazione, ciascuna adatta a contesti specifici.

Le espressioni percentuali sono intuitive e utili in ambito analitico e industriale. Quando basate sulla massa, hanno il vantaggio di non risentire delle variazioni di temperatura, poiché la massa è indipendente da T, a differenza del volume.

Percentuale massa/volume

La percentuale massa/volume, indicata come (m/V)%, specifica i grammi di soluto presenti in 100 mL di soluzione. Formalmente: \( \%\, (m/V) = \dfrac{\text{g di soluto}}{\text{mL di soluzione}} \times 100\% \).

Se massa e volume non sono forniti in g e mL, è necessario applicare i fattori di conversione corretti. Poiché il volume dipende dalla temperatura, la (m/V)% è legata alle condizioni di misura; quando serve convertire in una percentuale massa/massa o in molarità, può essere richiesta la densità della soluzione.

Esempio diverso: una soluzione contiene 6,0 g di glucosio in 150 mL di soluzione. La concentrazione è \( \% (m/V) = \dfrac{6,0}{150}\times 100\% = 4,0\% \,(m/V) \).

Percentuale massa/massa

La percentuale massa/massa, (m/m)%, è definita come il rapporto tra la massa del soluto e la massa totale della soluzione, moltiplicato per 100: \( \%\, (m/m) = \dfrac{\text{g di soluto}}{\text{g di soluzione}} \times 100\% \).

È particolarmente conveniente per miscele di solidi o per soluzioni in cui si pesano con precisione i componenti. A differenza delle percentuali basate sul volume, le (m/m)% non variano con la temperatura. Esempio diverso: 7,2 g di KNO₃ in 180 g di soluzione corrispondono a \( \dfrac{7,2}{180}\times 100\% = 4,0\% \,(m/m) \).

Le unità parti per milione (ppm) e parti per miliardo (ppb) descrivono frazioni molto piccole, comunemente espresse su base massa/massa per soluzioni liquide e solide. Sono definite come segue: \[ \text{ppm} = \frac{\text{g di soluto}}{\text{g di soluzione}} \times 10^{6}, \quad \text{ppb} = \frac{\text{g di soluto}}{\text{g di soluzione}} \times 10^{9}. \]

Esempi diversi:

• 8,5 ppm indica 8,5 g di soluto in \(1\,000\,000\) g di soluzione;
• 60,0 ppb indica 60,0 g di soluto in \(1\,000\,000\,000\) g di soluzione.

Equivalenze utili su base massa/massa:

• 1 ppm = 1 mg/kg;
• 1 ppb = 1 µg/kg;
• in acqua a densità ≈ 1,00 g/mL, 1 ppm ≈ 1 mg/L e 1 ppb ≈ 1 µg/L.

Queste unità sono impiegate per concentrazioni in tracce, ad esempio in ambienti, acque potabili e matrici biologiche. In ambito gas si usa spesso la base volume/volume (ppmv), che va esplicitata perché non coincide con la definizione massa/massa.

Quando le reazioni si svolgono in soluzione, esprimere la concentrazione in funzione delle moli facilita l’uso diretto delle relazioni stechiometriche dell’equazione chimica bilanciata.

Molarità

La molarità, M, è il numero di moli di soluto per litro di soluzione: \( M = \dfrac{\text{mol di soluto}}{\text{L di soluzione}} \).

Poiché il volume varia con la temperatura, M è una grandezza dipendente da T. Per passare da massa a moli è sempre necessario il valore della massa molare. Esempio diverso: preparare 250,0 mL di una soluzione 0,400 M di Na₂SO₄. Le moli richieste sono \( n = M \times V = 0,400~\text{mol/L} \times 0,2500~\text{L} = 0,1000~\text{mol} \). Con \( M_r(\text{Na}_2\text{SO}_4) = 142,04~\text{g/mol} \), la massa è \( m = 0,1000 \times 142,04 = 14,204~\text{g} \) (14,20 g con quattro cifre significative).

Molalità

La molalità, m, esprime le moli di soluto per chilogrammo di solvente: \( m = \dfrac{\text{mol di soluto}}{\text{kg di solvente}} \).

Essendo riferita alla massa del solvente, è indipendente dalla temperatura e risulta preferibile nello studio delle proprietà colligative. Esempio diverso: sciogliendo 0,750 mol di urea in 0,500 kg di acqua si ottiene \( m = \dfrac{0,750}{0,500} = 1,50~\text{m} \).

Nota operativa: in soluzioni molto diluite in acqua, quando la densità è circa 1,00 g/mL, molarità e molalità possono assumere valori numericamente simili, ma non vanno confusi in calcoli rigorosi.

Diluizione

Le soluzioni madri ad alta concentrazione (per esempio HCl 12 M o NaOH 6 M) vengono diluite aggiungendo solvente per ottenere concentrazioni inferiori. Il numero di moli di soluto resta invariato, cambia soltanto il volume della soluzione. Dalla definizione di molarità: \( \text{mol di soluto} = M \times V \) (con V in L). All’equilibrio di diluizione: \[ (\text{mol di soluto})_1 = (\text{mol di soluto})_2 \;\Rightarrow\; M_1 V_1 = M_2 V_2. \]

Conoscendo tre grandezze, si determina la quarta. L’identità vale per qualsiasi unità di concentrazione purché coerente tra stato iniziale e finale, per esempio (m/V)% o M; in tutti i casi, V rappresenta il volume totale della soluzione dopo la diluizione.

Esempio diverso: da H₂SO₄ 18,0 M preparare 1,80 L di soluzione 0,500 M. Si ha \( V_1 = \dfrac{M_2 V_2}{M_1} = \dfrac{0,500 \times 1,80}{18,0} = 0,0500~\text{L} = 50,0~\text{mL} \). Si trasferiscono 50,0 mL della soluzione concentrata in matraccio tarato e si porta a volume a 1,80 L con solvente. Nota di sicurezza: per soluzioni acide concentrate, aggiungere sempre acido ad acqua, mai il contrario.

# Schema operativo di diluizione # Dati: M1, V1 incerto, M2, V2 noti V1 = (M2 * V2) / M1 # prelevare V1 della soluzione madre e portare a V2 con solvente

Suggerimenti pratici:

• usare vetreria tarata (pipette e matracci) per garantire l’accuratezza dei volumi;
• in soluzioni non ideali o ad alta concentrazione, considerare variazioni di densità e non additività dei volumi;
• riportare sempre la temperatura di riferimento quando il volume è una grandezza rilevante.