Classificação de Soluções

Soluções são misturas homogêneas que apresentam uma única fase. Por exemplo, determinada massa de cloreto de sódio, ao ser completamente diluída em certo volume de água, forma uma solução.

Componentes

Uma solução verdadeira é  constituída, no mínimo, por dois componentes:

1. SOLUTO: é aquele que está presente em menor proporção, em massa.
2. SOLVENTE: é aquele que está presente em maior proporção, em massa.

Sendo que a mistura homogênea entre soluto e solvente recebe o nome de solução. Nem toda solução apresentará a água como solvente, conforme pode se observar abaixo:

• Ao misturarmos 1g de cloreto de sódio (NaCl) em 1 litro de H₂O, teremos uma solução, na qual o NaCl é o soluto e a água é o solvente
• O álcool comercial comprado em supermercados trata-se de uma mistura homogênea entre álcool e água, geralmente constituída de 92% de álcool e 8% de água. Nesse caso, o álcool é o solvente e a água é o soluto.

Classificações

Uma solução pode ser classificada a partir de várias de suas propriedades, sendo de maior importância as classificações abaixo:

1. Quanto ao estado físico: Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da matéria sendo assim:
   1. Soluções Sólidas: recebem o nome de ligas, e geralmente tratam-se de uma mistura homogênea entre metais.Por exemplo, o ouro 18 quilates é uma mistura constituída por ouro, cobre e prata. Já o bronze é uma mistura dos metais zinco e estanho.
   2. Soluções Líquidas: podem ser de três naturezas distintas:
      1. Sólidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, água do mar é uma solução que apresenta vários solutos, entre eles, cloreto de sódio, cloreto de magnésio (MgCl₂) e bicarbonatos (HCO₃^-).
      2. Líquidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, temos o combustível denominado gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos derivados do petróleo, e álcool, em uma proporção aproximada de 80% para 20%.
      3. Gases dissolvidos em líquidos: por exemplo, em um aquário deve-se diluir gás oxigênio (O₂) na água, sendo este gás o responsável pela respiração dos peixes. Sendo assim, caso o aquário não permaneça aberto, é necessário injetar-se regularmente este gás por meio de um cilindro.
   3. Soluções Gasosas: são aquelas constituídas apenas por gases, sendo que toda mistura entre gases apresenta uma única fase, sendo, portanto, uma solução. Por exemplo, o ar atmosférico é uma mistura constituída por 78% de gás nitrogênio (N₂), 21% gás oxigênio e 1% de outros gases.
2. Quanto à natureza das partículas dispersas: De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois tipos de soluções:
   1. Soluções Iônicas: são aquelas que apresentam íons dissolvidos. São chamadas também de soluções eletrolíticas, pois conduzem corrente elétricas. Por exemplo, ao diluirmos 1g de sal de cozinha (NaCl) em água, teremos uma solução que apresenta os íons Na⁺ e Cl^- dissolvidos, de acordo com o esquema abaixo:
      
   2. Soluções moleculares: são aquelas formadas por moléculas dissolvidas. São também chamadas de não eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao repetirmos o procedimento anterior, mas desta vez utilizando o açúcar (C₁₂H₂₂O₁₁) ao invés do sal, perceberemos (de acordo com a equação abaixo) que não há separação do soluto, portanto, trata-se de uma solução constituída por moléculas dissolvidas, molecular.
3. Quanto à proporção entre soluto e solvente: De acordo com as quantidades em massa de soluto e solvente presente na solução, poderemos ter quatro possibilidades de classificação. Para compreendê-las, precisamos conhecer o conceito de coeficiente de solubilidade (CS). O CS representa a quantidade máxima de determinado soluto que poderemos dissolver em 100 g de água,em temperatura ambiente. Assim, afirmar que CS NaCl = 37g/100g de H₂O, significa que a cada 100g de água poderemos dissolver em temperatura ambiente, o máximo de 37g de NaCl. Agora, poderemos compreender as classificações mais simples possíveis para uma solução quanto à proporção entre soluto e solvente.
   1. Soluções diluídas: são aquelas que possuem uma pequena quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 1g de NaCl para 100g de água.
   2. Soluções concentradas: são aquelas que possuem grande quantidade de soluto em relação à de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 30g de NaCl em 100g de água;
   3. Soluções saturadas: são aquelas formadas pelo máximo de soluto permitido, em relação ao seu coeficiente de solubilidade. Por exemplo, uma solução constituída por 37g de NaCl em 100g H₂O. 
    

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/classificacao-de-solucoes/

Mistura de Soluções Sem Reações Químicas

Quando se misturam soluções sem reações com mesmo soluto ou com solutos diferentes, a massa e o volume permanecem os mesmos.

Em misturas de soluções sem a ocorrência de reação química, a massa dos solutos permanece inalterada

Quando se misturam duas soluções, sejam elas diferentes ou não, é necessário analisar primeiramente se ocorre reação ou não entre elas. Por exemplo, se misturarmos uma solução de água com açúcar (solução aquosa de sacarose) com uma solução de água com sal (salmoura), obteremos uma mistura de soluções sem reações químicas.

O mesmo ocorre se misturarmos duas soluções de cloreto de sódio (NaCl), com concentrações diferentes. Nesse caso também não ocorrerá reação. Podemos, então, definir esse exemplo como uma mistura de soluções de mesmo soluto, sem ocorrência de reação química, em que o primeiro exemplo é uma mistura de soluções de solutos diferentes, sem ocorrência de reação química.

Em ambos os casos, a constituição química dos componentes das soluções não mudará, no entanto, alguns aspectos quantitativos terão que ser recalculados.

Para entender como poderíamos determinar a concentração molar (Molaridade) e a concentração comum de uma mistura de soluções sem ocorrência de reação, vejamos a resolução dos dois casos citados:

1º) Mistura de soluções de mesmo soluto, sem ocorrência de reação química:

Imagine que misturamos duas soluções de cloreto de sódio, uma com a concentração de 2,0 g/L em 60,0 mL de solução e a outra com 2,5 g/L em 80 mL de volume de solução.

Visto que não ocorre reação nenhuma, tanto a massa quanto o volume são apenas a soma das massas e volumes iniciais:

m (solução) = m₁ (NaCl) + m₂ (NaCl)

m₁ (NaCl) = v . C                             m₂ (NaCl) = v . C
m₁ (NaCl) = 0,06L . 2,0g/L               m₂ (NaCl) = 0,08L . 2,5 g/L
m₁ (NaCl) =0,1 g                            m₂ (NaCl) =0,2 g

m (solução) = 0,1 g + 0,2 g
m (solução) =0,3 g

v (solução) = v₁ (NaCl) + v₂ (NaCl)
v (solução) = (60 + 80) mL
v (solução) =140 mL = 0,14 L

A concentração pode então ser obtida por meio desses dados:

C (solução) = m(solução)
                    v(solução)

C (solução) = 0,3  g
                    0,14L

C (solução) ≈ 2,14 g/L

2º) Mistura de soluções de solutos diferentes, sem ocorrência de reação química:

Tomemos por exemplo a mistura entre 500 mL de uma solução aquosa de sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁) que tinha inicialmente a concentração de 18,0 g/L, com 1 L da solução de água com sal (solução aquosa de cloreto de sódio – NaCl) com 100,0 g/L de concentração.

Depois da mistura, qual passou a ser a molaridade, a concentração comum, a massa e o volume da solução resultante da mistura?

Visto que não houve reação química, as massas de C₁₂H₂₂O₁₁ e NaCl permanecem inalteradas. E os valores das massas iniciais podem ser conseguidos por meio de regra de três simples usando as concentrações das reações.

             18,0 g ------ 1 L
m (C12H22O11) ----0,5L
m (C₁₂H₂₂O₁₁) = 9,0  g

m (NaCl)-----100,0 g

A massa também pode ser conseguida pela fórmula:

m = v . C
m (C₁₂H₂₂O₁₁) = 0,5 L . 18g/L
m (C₁₂H₂₂O₁₁) = 9,0 g

m (NaCl) = 1 L . 100,0 g/L
m (NaCl) = 100,0 g

Assim, a massa total da solução é a soma das duas massas:

m (solução) = m (C₁₂H₂₂O₁₁) + m (NaCl)
m (solução) = 109,0 g

O volume é simplesmente a soma dos volumes iniciais, assim temos:

v (solução final) = v (C₁₂H₂₂O₁₁) + v (NaCl)
v (solução final) = (0,5 + 1)L
v (solução final) = 1,5L

A concentração final é conseguida calculando-se separadamente as concentrações de cada um dos solutos. Visto que eles não reagem entre si e suas massas não mudam, podemos usar a seguinte fórmula da concentração:

C = m
      v

Cinicial = m_inicial                     Cfinal = m_final
             v_inicial                                  v_final

m_inicial = m_final

C (C₁₂H₂₂O₁₁) =?
C_inicial . v_inicial = C_final . v_final
18,0 g/L . 0,5 L = C_final .1,5 L
C (C₁₂H₂₂O₁₁) _final = 6,0 g/L

C (NaCl)=?
C_inicial . v_inicial = C_final . v_final
100,0 g/L . 1 L = Cfinal .1,5 L
C (NaCl)_final = 66,67 g/L

A relação feita para essa fórmula da concentração comum pode ser feita também para calcular a molaridade (M_i . v_i = M_f . v_f) e para a concentração em massa por massa (Título - T_i . v_i = T_f . v_f).