La unidad SI para cantidad de materia es la mol (mole en inglés). La mol es definida como "la cantidad de materia un sistema que contiene la misma cantidad de unidades elementales contenidas en 0,012 Kg de Carbón-12". Según esta definición, cualquier cantidad de materia que contenga 6,022x10²³ entidades, es una mol. Así, podemos tener 1 mol de átomos, de moléculas, de iones, de protones, de electrones o de otras partículas. Existiendo tantas posibilidades, la entidad en cuestión debe siempre ser claramente específicada.

La expresión correcta para referirse a la masa de una porción de sustancia, cuya cantidad de materia es una mol es la masa molar (M). La masa molar puede referirse a moléculas, átomos, iones, electrones, etc. Por ejemplo:M(KCl) = 74,56 g/mol; M(Cu) = 63,54 g/mol; M(H) = 1,0074 g/mol; M(Cl2) = 70,916 g/mol.

El nombre y el símbolo de la unidad mol son idénticos y su plural, muy usado en el Brasil, es mols y no moles, analogamente a becquerels; henrys; pascals, etc., aunque estos plurales no estén de acuerdo con las normas gramaticales del idioma portugués. No obstante, es importante recordar que el símbolo de las unidades no cambia en el plural (por ejemplo : z= 1,3 mol).

El empleo de la definición de mol, volvió obsoletas e inusuales diferentes terminologias como número de moles, número de moléculas-gramo, número de átomos-gramo (los cuales fueron sustituidos por cantidad de materia); peso atómico y peso molecular (sustituidos por masa molar) y molaridad y normalidad (sustituidos por concentración en cantidad de materia o simplemente, concentración).

Las terminologias masa nuclidea, masa atómica y masa molecular, todas con símbolo m, tienen significado diferente a aquellas muchas veces utilizadas en el pasado. Ellas se refieren a la masa de un determinado nuclídeo, átomo, o molécula (o fórmula unitaria). Su unidad es la unidad unificada de masa atómica (u), definida como 1 u = 1g/N_o , donde N_o es el número de Avogadro (6,022 x 10²³, ya que la unidad gramo es muy grande para expresar la masa nuclídica, atómica o molecular. Por ejemplo : m(35Cl) = 34,97 u ó 5,807 x 10^-23 g; m(Cl) = 35,45 u ó 5,887 x 10^-23 g; m(NaCl) = 58,44 u ó 9,704 x 10^-23 g.

Las unidades SI para la concentración, (C) , son mol/m³, cuando la masa molar es conocida, y Kg/m³, si no lo es. Múltiplos de las unidades SI tambiém son bien aceptados, así tenemos : mol/dm³, mmol/dm³, mol/kg, etc. Los volúmenes de las soluciones pueden ser también expresados en litros. Entre algunos ejemplos de concentración, tenemos:

C(H₂SO₄) = 0,5 mol/dm³
C(K⁺) = 2,0 mol/L

Las concentraciones medidas en mol (por ejemplo: mol/L) no deben ser denominadas como molar, ya que esta terminologia debe ser solamente empleada cuando está asociada al nombre de una cantidad extensiva (que depende del tamaño de la muestra), dividida por la cantidad de materia, la mol (por ejemplo : masa molar, volumen molar, etc.). Además, como la concentración puede ser entendida como una constante de proporcionalidad que relaciona alguna cantidad de soluto [cantidad de materia (mol) o masa (g)] con el volumen (o masa) de la solución,

n_S = C_SOL x V_SOL
m_S = C_SOL x V_SOL

C_SOL, que es una contante de proporcionalidad, tiene que ser expresada en mol/L o en g/L, dependiendo del caso. Además como esta constante tiene dimensiones definidas, se debe evitar hablar de ella como Molaridad.

Por otro lado el término Molalidad, (mol/kg de solvente) es un término aceptable, el cual es preferido para referirse a medidas precisas, en condiciones no isotérmicas. Concentraciones expresadas en mol/masa también son útiles en determinaciones de concentraciones hechas en sólidos, tales como en suelos:

C(P) = 0,5 mol/kg

pero no pueden ser confundidas con la molalidad.

El uso de porcentaje (%) debe restringirse a los casos estrictamente necesarios y el uso de partes por mil, partes por millón (ppm) y partes por billón (ppb) deben ser eliminados, ya que estas no son unidades SI. El problema pricipal con estas terminologias es la ambigüedad, ya que ellas pueden referirse a relaciones masa/masa, masa/volumen, volumen/volumen o volumen/masa. Así sí su uso fuera necesario, debe darse a conocer la relación de comparación (ejemplo: 2% m/V). El uso de porcentaje es aceptable en situaciones donde no se puedan describir eventos en unidades SI, o sino, cuando se trate de comparaciones fraccionales bien definidas. Algunos de los posibles casos son: coeficiente de variación, composición de productos comerciales, unidad relativa de átomo-por ciento de abundancia de isótopos estables, etc.

Como consecuencia de la definición de mol, las expresiones equivalente-gramo (e), normal (N) e normalidad, se volvieron obsoletas y no están siendo ya utilizadas. Por definición, el equivalente de una espécie X es aquella entidad que, para una determinada reacción, se combinará con

a) una entidad de iones de hidrógeno ionizables, en las reacciones que no involucran variación en el número de oxidación, como en las reacciones ácido-base, o

b) una entidad de eléctrones, en las reacciones redox. En estos casos, es necesario tomar en cuenta el concepto de Factor de Equivalencia.

Para un mejor entendimiento considere una reacción genérica

µ_AA + µ_BB Produtos; que pode ser re-escrita como

A + (µ_B/µ_A)B Produtos,

donde µ_A µ_B y la razón (µ_B/µ_A) = f_eq 1, siendo f_eq el Factor de Equivalencia. Esto significa, que una entidad de la especie A será "equivalente" a (µ_B/µ_A) entidades de la especie B. Ejemplos:

a) Para las reacciones ácido-base : H₃O⁺ + OH^- 2H₂O; podemos tener

NaOH/HCl .................. f_eq[HCl] = 1, osea, n(HCl) = n(NaOH);
NaOH/H₂SO₄ ............... f_eq[H₂SO₄] = 1/2, osea, n(NaOH) = n(1/2 H₂SO₄);
NaOH/H₃PO₄ ............... f_eq[H₃PO₄] = 1/3, osea, n(NaOH) = n(1/3 H₃PO₄).

Note que en el caso de reacciones de ácidos polipróticos, como el H₃PO₄, con bases monohidroxiladas, como el NaOH, los valores de feq pueden ser números fraccionados (ejemplo: 1/2 ó 1/3), aparte de la unidad, dependiendo de la cantidad de base adicionada, en relación al ácido poliprótico. Esto corresponde a la formación mayoritaria de las especies H₂PO₄^- (f_eq = 1), HPO₄^2- (f_eq = 1/2) o PO₄^3- (f_eq = 1/3). Así, las concentraciones en términos de masa/volumen de una solución 1N de ácido fosfórico pueden ser de 0,098 kg/L; 0,049 kg/L ó 0,033 kg/L, respectivamente, dependiendo del valor de f_eq. De esa forma, para usar sin equivoco la terminologia "normalidad" es necesario explicitar la reacción y el factor de equivalencia. Siendo la concentración expresada de este modo tenemos que la concentración normal es igual a la concentración en cantidad de materia y por tanto redundante.

b) Para las reacciones redox, el Factor de Equivalencia estará asociado a los números de electrones involucrados en las semi-reacciones. En la reacción usada para la determinación de hierro,

5Fe²⁺ 5Fe³⁺ + 5e^-
MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- Mn²⁺ + 4H₂O

5Fe²⁺ + MnO^4- + 8H⁺ 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O,

El Factor de Equivalencia del permanganato de potásio es f_eq[KMnO₄] = 1/5, osea, n(Fe²⁺) = n(1/5 MnO₄^-), mientras que para la reacción de padronización del KMnO4 con oxalato de sódio,

C₂O₄^2- CO₂ + 2e^- (x 5)
MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- Mn²⁺ + 4H₂O (x 2)

5C₂O₄^2- + 2MnO₄^- + 16H⁺ 5CO₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O,

El Factor de Equivalencia del permanganato de potásio es f_eq[KMnO₄] = 2/5, osea. n(C₂O₄^2-) = n(2/5 MnO₄^-).

De modo que una misma especie puede presentar diversos valores de f_eq, dependiendo de la reacción. Siendo así, la principal restricción a la expresión de concentraciones en normalidad es el hecho de que el equivalente de una sustancia no es constante y puede variar de acuerdo con la reacción en la que está involucrada. En consecuencia, se recomienda que las concentraciones expresadas en normalidad sean abandonadas.

Material preparado por:
João Carlos de Andrade (Universidade Estadual de Campinas, Instituto de Química)
Rogério Custodio. (Universidade Estadual de Campinas, Instituto de Química)
a partir de la literatura.

Traducción por:
Maria Del Pilar Taboada Sotomayor y
José Luis Paz Jara.

Creado en: OUT/1997.
Última actualización: MAI/2000.