Der er mange måder at udtrykke koncentration på, nogle som følge af bekvemmelighed og andre på baggrund af tradition; Den kan være baseret på masse, volumen eller antallet af mol.

Procent

De følgende er de tre almindelige systemer til at udtrykke koncentration som en masse- eller volumenprocent.

• Vægt af opløst stof per volumen opløsning (w/v): I dette system, er værdien antallet af gram opløst stof i 100 mL opløsningsmiddel. For eksempel ”10% NaCl (w/v)”, beskriver en vandig opløsning af 10 g NaCl i 100 mL vand (se ”Molaritet”). Fremstilling af 10% NaCl gøres ved at opløse 10 g NaCl i et lille volumen af vand i en målekolbe og derefter tilsætte vand indtil volumen er 100 mL.
• Vægt af opløst stof per vægt af opløsning (w/w): I dette system, er værdien af antal gram opløst stof i 100 g opløsningsmiddel. For eksempel er 6% KOH (w/w) er en opløsning af 6 g kaliumhydroxid i 100 g opløsning. Den fremstilles ved at opløse 6 g KOH i en lille mængde vand i en egnet beholder og herefter placere beholderen på en vægt og fylde vand på indtil opløsningens vægt er 100 g.
• Volumen af opløst stof per volumen opløsning (v/v): Bruges til flydende opløste stoffer. Dette system giver antallet af mL opløst stof i 100 mL opløsning. Derfor er en 70% (v/v) ethanolopløsning, en opløsning af 70 mL ethanol i 100 mL opløsning. Den fremstilles ved at overføre 70 mL ethanol i en målekolbe og derefter tilsætte vand indtil volumen er 100 mL. Fordi vi kan veje væsker, kan vi selvfølgelig også udtrykke koncentrationen af en vøske-i-væske opløsning i de to andre systemer (w/v og w/w).

Nu skulle det gerne stå klart, at udtrykke koncentrationen som en procentdel (for eksempel 10% C₆H₁₂O₆) er utilstrækkelig, fordi den ikke giver grundlag for at kunne fastslå forholdet. Derfor er det nødvendigt at specificere procentsystemet anvendt med en endelse: ”10% C₆H₁₂O₆ (w/w)”.

Parts per “notation”

For meget fortyndede opløsninger, er procentdelen ubelejlig lille, så vi udtrykker normalt koncentrationen som ”parts per million” (ppm), ”parts per billion” (ppb), eller ”parts per trillion” (ppt). Strengt taget betyder ”1 ppm” egentlig bare ”1 del i en million dele”, som for eksempel 1 g opløst stof i 1.000.000 gram opløsning. Fordi enhederne i tæller og nævner er de samme, udligner de hinanden og værdien viser sig dimensionsløs. Således svarer dette system til at udtrykke koncentrationerne som vægt per vægtprocenter eller ”% w/w”. Se på dette eksempel:

For vandige opløsninger bruges parts per million undertiden som alternativ til vægt-per-volumen (w/v) procentsatser, selv om denne praksis kan give forvirring ved blanding af enheder. Fordi det videnskabelige samfund ve, at 1.000 g vand har et volumen på 1 liter og fordi en meget fortyndet opløsning har den samme masse som et tilsvarende volumen vand, giver udveksling af masse for volumen i parts per notationer ikke væsentligt ændrede koncentrationer. For eksempel:

Derfor kan vi anvende ”ppm” som samme betydning som 1 mg opløst stof i 1 L meget fortyndet opløsning:

At udtrykke denne opløsning som ”1 ppm” er klart lettere end at skrive det som en procentdel, ”0,0001% (w/v)”:

Molaritet

Hvor procentdelen, udtrykker koncentrationen i form af en målbar mængde (vægt eller volumen), gør molaritet det ikke. Molaritet refererer til noget vi hverken kan måle eller tælle: det antal molekyler, ioner eller atomer af et stof der er til stede.

Molaritet er antallet af mol i en substans i 1 liter opløsning. Hvis 1 mol glucose opløses i vand og volumen bliver bragt op til 1 liter, siges den resulterende opløsning at være ”1 molær glucoseopløsning” og dens koncentration skrives som ”1 M”. Ofte skriver vi molariteten af et stof som navn eller kemisk symbol i parentes: [glucose] eller [Na⁺].

Forberedelsen af en opløsning med dens koncentration udtrykt som molaritet, kræver evnen til at kunne konverterer gram og mol hinanden i mellem. Husk at 1 mol er lig med 6.023 • 10²³ partikler, på samme måde som et par er lig med 2 og et dusin er lig med 12. Husk også, at molekylevægten, er summen af masserne på alle de atomer eller ioner der indgår i molekylet og at massen af 1 mol af et stof er dets molære masse.

En 1,0 M opløsning af glucose (C₆H₁₂O₆) indeholder derfor 1,0 mol glucose, der er lig med 180 g, i et volumen på 1,0 liter. Opløsningen skal selvfølgelig være ved stuetemperatur og ved 1 atmosfæres tryk, ellers vil dens koncentration ikke være præcis 1,0 M.

Der er variationer til molariteten, der har til formål at forenkle udtryk af lave koncentrationer. For eksempel hvis koncentrationen er 0,001 M, der er 1 millimol i en liter opløsning. En enklere repræsentation af denne opløsning er ”1 mM” eller ”1 millimolær”. Ligeledes, hvis koncentrationen er 0,000001 M, der er 1 mikromol på liter opløsning, er dette lettere udtrykt som ”1 µM” eller ”1 mikromolær”. En anden almindeligt anvendt enhed til mol i laboratoriet, især i forskning, er ”nM” eller ”nanomolær”.

Fordi molaritet, er en funktion af volumen, ændrer dens værdi sig med temperaturen. Derfor kan en kold opløsning have en anden molaritet end samme opløsning når den er varm.

Molalitet

Molaliteten betegner mængden af opløst stof per kilogram opløsningsmiddel – ikke per kilogram opløsning. Symbolet er ”m” og udtales ”molal”. For eksempel, opløsning af 1 mol molekyler i 2 kg opløsningsmiddel, giver en 0,5 m opløsning.

I modsætning til molariteten, er molaliteten ikke en funktion af volumen og dens værdi afhænger derfor ikke at temperaturen. Derfor har en kold opløsning samme molalitet som en varm.

Normalitet

Normalitet, symboliseres ved ”N” og svarer til molaritet, bortset fra at det udtrykker koncentrationen udtrykt i ækvivalentvægte snarere end molekylevægte. Den ækvivalente vægt af et stof, er den mængde der indeholder, teoretisk kombineres med, eller teoretisk erstatter 1 mol af hydrogenioner (H⁺).

Tag for eksempel en 1 N (udtales 1 normal) HCl opløsning. Per definition, omfatter denne opløsning 1 ækvivalentvægt af HCl, eller 36,5 g i et volumen på 1 L. Mængden af HCl, der indeholder en mol af hydrogenioner, er naturligvis 1 mol. Den molære masse af HCl er 36,5 g, hvilket derfor også er ækvivalentvægten. På denne måde er normaliteten og molariteten ens for HCl.

Hvis man i stedet kigger på en 1 N H₂SO₄ opløsning ser man, at selvom denne opløsning indeholder 1 ækvivalentvægt i 1 L, ligesom 1 N HCl, indeholder H₂SO₄ dobbelt så mange hydrogenioner og dermed indeholder en halv liter af opløsningen 1 mol hydrogenioner. Fordi den molære masse af H₂SO₄ er 98,1 g, er ækvivalentvægten det halve af denne værdi, eller 49,0 g. Derfor er en 1 N H₂SO₄ opløsning det samme som 0,5 M opløsning.

For en syre, er ækvivalenten da hver hydrogenion i molekyleformlen. Derfor er 1 mol HCl 1 ækvivalent, 1 mol H₂SO₄ er 2 ækvivalenter og 1 mol H₃PO₄ er 3 ækvivalenter.

For en base eller et salt, er en ækvivalent antallet af hydrogenioner, som basen eller saltet teoretisk kan bindes med, men vi kan lige så nemt betragte det som antal ioniske ladninger. For eksempel, fordi en bicarbonat-ion (HCO₃^–) bærer en enkelt ladning, kan den bindes til en hydrogenion, så en mol bicarbonat-ioner bærer en mol ladninger og kan binde sig til 1 mol hydrogenioner. Derfor er 1 mol HCO₃^–-ioner lig med 1 mol.

Magnesium-ionen (Mg²⁺), kan derimod teoretisk erstatte to hydrogenioner. Derfor er 1 mol Mg²⁺-ioner det samme som 2 ækvivalenter.

Generelt, så er antallet af ækvivalenter produktet af antallet af mol og antallet af ladninger:

Faktisk, kan vi udtrykke koncentrationen i form af ækvivalenter (”Eq”), et system der er meget udbredt i lægevidenskaben, da den direkte rapporterer koncentrationen af positive eller negative ladninger. For eksempel, er koncentrationen af kalium-ioner i serum typisk omkring 5 mEq/L, som er det samme som 5 mmol/L (eller 5 mM). Calcium-ioner (Ca²⁺) også typisk til stede i serum ved en koncentration på cirka 5 Eq/L, men dette er ikke 5 mmol/L men halvdelen (da calcium-ioner jo har to positive ladninger), altså 2,5 mmol/L. Det er derfor klart, at 1 mol kalium-ioner giver den samme koncentration af positive ladninger som en halv mol calcium-ioner gør. Ved udtryk af koncentrationer i form af ækvivalenter, gør det dog nødvendigt at konvertere fra mol til ladninger.