En el estudio de estos sistemas homogéneos están involucrados una serie de factores que nos llevan a la obtención de formas farmacéuticas estables desde el punto de vista físico, químico, microbiológico con una correcta acción terapéutica y con todos los requisitos de aceptabilidad, como vemos no es un proceso sencillo, va depender de muchos factores, como son las características del soluto y solvente.

2. CONTENIDO PROGRAMÁTICO
 Introducción.
 Clasificación de las dispersiones.
 Importancia del estudio de las Soluciones en el campo Farmacéutico.
 Solubilidad.
 Expresión de la Solubilidad.
 Naturaleza química de solutos.
 Tipo de interacciones (atómicas, intermoléculares).
 Solutos comunmente utilizados en la preparación de las Formas Farmacéutica
Soluciones.

3. Objetivos
Al finalizar el estudio de este tema, el estudiante estará en capacidad de:
Definir y diferenciar las soluciones del resto de los sistemas dispersos.
Justificar la importancia del estudio de las soluciones en el campo
farmacéutico.
Establecer las desventajas involucradas en la obtención y administración
de las soluciones.
Definir la solubilidad y factores que la determina.
Señalar los tipos de enlaces interatómicos e intermoleculares y su
influencia sobre las características del soluto y solvente.
Analizar la influencia de la fuerza de los enlaces sobre la solubilidad.
Señalar las características de solutos comunmente empleados en la
obtención de formas farmacéuticas soluciones.
Establecer los criterios básicos para la selección del soluto en la
obtención de formas farmacéuticas soluciones.
Introducción
En el estudio de estos sistemas están involucrados una serie de factores
que nos llevan a la obtención de formas farmacéuticas estables desde el
punto de vista físico, químico, microbiológico con una correcta acción
terapéutica y con todos los requisitos de aceptabilidad, como vemos no es
un proceso sencillo, va depender de muchos factores, como son las
características del soluto y solvente.

4. Las soluciones desde el punto de vista físico-químico se definen como
una mezcla homogénea de dos o más sustancias, que se obtiene
dispersando una sustancia sólida llamada soluto en el seno de otra llamada
solvente, la dispersión obtenida tiene iguales propiedades físicas y
químicas en todas y cada una de las partes del sistema.
La Farmacopea de los Estados Unidos de América las define como
preparaciones que contienen una o más sustancias químicas disueltas,
para formar un sistema de una sola fase, es decir; una dispersión
molecular homogénea.
El siguiente ejemplo, ilustra las consideraciones anteriores. Al añadir un
terrón de azúcar en agua, se observa, como éste, poco a poco, va
desapareciendo; simultáneamente, se va modificando las propiedades del
agua, pues su sabor es cada vez mas dulce, se incrementa la densidad y
también el punto de ebullición. Todo esto, es consecuencia directa del
aumento de la concentración del soluto añadido. Estas modificaciones en
las propiedades del agua, tienen lugar hasta tanto, se disuelva el soluto
que se está añadiendo; por lo tanto, las propiedades físicas se estabilizan,
permanecen constantes, son reproducibles en cualquier región de la
solución en referencia. Así, si se miden volúmenes iguales de la solución,
bien sea en la superficie del líquido, en el centro, o en el fondo, se
encontrarán las mismas concentraciones del soluto, e idénticos valores de
densidad y punto de ebullición. Por éstas razones, las soluciones se
consideran sistemas fisico-quimicos homogéneos.
Clasificación de las Dispersiones.
Los sistemas dispersos están constituidos por: material particulado. Que se
conoce como fase dispersa y el medio de dispersión, donde se encuentran
distribuidas las partículas (Martín, 1999). El término dispersión, es usado
para describir el proceso de la incorporación de un polvo en un fluido, esto
es la introducción de un polvo seco, en un medio líquido de tal manera que
las partículas individuales del polvo quedan separadas unas de otras y
razonadamente distribuidas en todo el líquido. El tamaño del material
dispersado puede ser de dimensiones atómicas y moleculares, hasta

5. partículas que miden milímetros. De acuerdo con esto, los sistemas
dispersos se pueden clasificar en:
a.- Dispersiones Moleculares: Soluciones verdaderas (tamaño de
partícula menor a 1µm), ejemplo: Moléculas de oxigeno, iones en general,
glucosa, entre otros.
b.- Dispersiones Coloidales: ( tamaño de partículas entre 1,0 µm a
0,5µm) como los polímeros sintéticos y naturales.
c.- Dispersiones Groseras: (tamaño de partículas mayor a 0,5µm),
como muchas de las emulsiones y suspensiones medicinales (Weiser,
1949).
Importancia del estudio de las Soluciones en el
Campo Farmacéutico.
La Tecnología Farmacéutica es una disciplina que tiene como finalidad, la
aplicación de un amplio diversos conocimientos, que permitan asegurar la
estabilidad, efectividad y seguridad de las drogas que van a ser
dispersadas mediante el empleo de cualquier Forma Farmacéutica
seleccionada para tal fin.
El logro de éste objetivo, requiere del farmacéutico, la investigación de las
propiedades físicas, químicas, fisicoquímicas, farmacológicas, bioquímicas
y toxicológicas de las drogas.
Estas propiedades son evaluadas por profesionales de disciplinas tales
como: la física, la química, la fisicoquimica, la farmacología, la bioquímica y
la toxicología, quienes reportarán la información correspondiente al
farmacéutico tecnólogo, quien a su vez, procederán a intentar elaborar la
Forma Farmacéutica óptima.
Esto indica que el proceso de obtención de una Forma Farmacéutica, no es
sencillo y, la elaboración de las soluciones como tales, no escapa de dicha

6. complejidad.
Las variables que están involucradas en la obtención de las Formas
Farmacéuticas Soluciones, son numerosas, entre ellas podemos citar: la
solubilidad del soluto y los factores que lo afectan. Del cuidadoso estudio
de dichos factores y de su interrelación depende de la obtención de las
soluciones.
En las Formas Farmacéuticas Soluciones se incluyen numerosos y
variados constituyentes, cuya inclusión está íntimamente vinculada con los
factores anteriormente anunciados, de allí, la importancia de su minucioso
estudio.
Por otra parte, en diversas y variadas oportunidades, el inadecuado control
de los citados factores, son responsable de la perdida de la buena
apariencia de las preparaciones y, lo que es mas grave aún, de la pérdida
de la potencia terapéutica de las drogas. La inadecuada apariencia es una
consecuencia directa de las inestabilidades físicas y químicas que se
producen. Consecuentemente, el resultado final de éste proceso, es la
pérdida de la aprovechabilidad biológica de las drogas, menoscabándose
así, el objetivo fundamental perseguido en la formulación de las mismas
bajo la forma de solución.
Las soluciones debidamente elaboradas y sujetas a un control minucioso,
representan una Forma Farmacéutica, con grandes ventajas, cuando se les
compara con otras, así tenemos:
1. - El carácter del sistema homogéneo determina en las soluciones una
propiedad fundamental, como es el hecho de que el principio activo está
uniformemente distribuido a través de toda la preparación, por lo que la
concentración de la droga o principio activo es constante en todo el
sistema. Consecuentemente, el efecto terapéutico tiene lugar
prontamente, pues dicho principio activo se absorberá con mayor rapidez,
que en el caso de otras Formas Farmacéuticas, tales como, las tabletas,
cápsulas, suspensiones y emulsiones. Por esta razón, se dice que bajo
éstas Formas Farmacéuticas, el principio activo resulta más disponible
biológicamente, (mas biodisponible).
2. - Son de gran utilidad en la medicación pediátrica y geriátrica, pues a

7. éstos pacientes se les dificulta el proceso de la deglusión de cápsulas y
tabletas.
3. - Esta Forma Farmacéutica permite reducir los efectos irritantes que
ocasionan ciertas drogas bajo la forma de tabletas, pues, al estar en
solución, los efectos de dilución reducen la irritación en cuestión.
El enmascaramiento del sabor y olor, bajo la forma de solución no
constituye ventaja alguna y en aquellos casos, en los cuales el proceso no
es posible totalmente, habrá que sacrificar en parte, las propiedades
organolépticas con el fin de favorecer la biodisponibilidad de los principios
activos.
La biodisponibilidad del principio activo en solución, es el argumento
fundamental que justifica su formulación. Esta razón es de gran validez y
compensa con creces, los múltiples inconvenientes que hay que superar,
con el fin de lograr una formulación estable, segura y efectiva
Son numerosos los problemas que esta forma presenta y, que podrían
considerarse como desventajas, entre ellas podemos citar las siguientes:
a.- A pesar de que se trata de un sistema homogéneo, la intervención del
paciente en la administración del medicamento, no garantiza una
dosificación exacta, pues cuando se trata de productos a ser administrados
por cucharadas o cucharaditas, el volumen y concentración del principio
activo se ven modificados, pues éstos varían de una cucharilla a otra;
asimismo, ocurre con los productos que se dosifican por gotas, donde la
dosis depende de la posición en la cual el paciente coloque el gotero, al
momento de ingerir el medicamento.
Este tipo de problema se ha venido subsanando, mediante la incorporación
de cucharillas graduadas, vasos medidores, goteros calibrados en los
envases de los medicamentos.
b.- Debido a que el agua constituye un alto porcentaje en éstas Formas
Farmacéuticas, los productos están sujetos al ataque microbiano, tanto por
microorganismos patógenos como de los no patógenos; por ello, son
preparaciones que requieren de un control riguroso con el fin de evitar las
correspondientes consecuencias.
c.- Bajo la forma de soluciones tiene lugar un gran número de reacciones

8. degradativas, las cuales conllevan a la pérdida de la potencia terapéutica
de los principios activos o a la generación de productos tóxicos. Por ello,
éstas preparaciones exigen un estricto control sobre las reacciones de
hidrólisis, oxidación, reducción, racemización, polimerización; reacciones
éstas, que están íntimamente vinculadas, tanto con los componentes de la
formulación como con los factores ambientales, materiales de envase y, las
condiciones de manufactura y almacenamiento.
Como puede apreciarse, las Formas Farmacéuticas Soluciones encuentran
su razón de ser en la biodisponibilidad del principio activo; sin embargo,
garantizar en el tiempo esa biodisponibilidad, no es tarea sencilla, pues su
elaboración está sujeta a un extenso control de variables, lo que hace de
éstas fórmulas, productos complejos.
Por éstas razones, el estudio de estas Formas Farmacéuticas, debe
enfocarse, desde diversos ángulos. Se requiere de un estudio del proceso
de disolución, de .los factores que afectan la solubilidad de las drogas, de
los procesos cinéticos involucrados en la degradación de las drogas, de las
incompatibilidades, de las maneras de resolver los problemas de
inestabilidad, etc. Se trata de estudiar todos los factores que inciden en el
cual se inicia el estudio de una formula en particular, hasta que se
garantiza la efectividad del producto que será consumido por el paciente.
A continuación iniciaremos éste amplio estudio con los factores vinculados
con las características de los solutos.
Solubilidad o Coeficiente de Solubilidad
Se define en términos cuantitativos como la concentración de soluto en una
solución saturada a una determinada temperatura y de una manera
cualitativa como la interacción espontánea de dos o más sustancias a fin
de formar una dispersión molecular homogénea.
La cantidad de soluto requerido para saturar un volumen dado el solvente a
una temperatura definida, varía de una sustancia a otra, de un solvente a
otro y es una función de la temperatura a la cual se efectúa el proceso.
Hay sustancias, de las cuales se requiere poca cantidad para saturar un

9. volumen dado de solvente; en cambio, hay otras, que saturan el mismo
volumen en mayor cantidad.
Estas variaciones encontradas en los coeficientes de solubilidad de los
solutos, se explican como una consecuencia de la naturaleza química,
tanto de los solutos como de los solventes; características éstas, que serán
objeto de estudio posteriormente. Por el momento, formularemos una
generalización: El coeficiente de solubilidad de un soluto, a una
temperatura dada, es una magnitud característica de él y, es función
dependiente de la temperatura y del solvente o sistema de solvente
utilizado.
Expresión de la solubilidad:
La solubilidad es una magnitud que expresa la cantidad de soluto que es
capaz de saturar un volumen dado de un solvente; sin embargo, cuando se
cumple ésta condición, también se está obteniendo una solución saturada;
por ello, la solubilidad de un soluto se puede expresar en función de la
cantidad de soluto, que es necesario añadir para obtener una solución
saturada. Luego, la solubilidad puede expresarse en términos de solvente
saturado y de solución saturada.
De acuerdo con lo anteriormente expuesto, hay diferentes formas de
expresar la solubilidad:
1. Solubilidad porcentual peso por volumen del solvente (%p/v):
Cantidad de soluto, que expresada en gramos, permite saturar 100 ml
de un solvente; a una temperatura definida.
2. Solubilidad Molal o Molalidad (m):
Cantidad de soluto, que expresada en moles, permite saturar 1 litro
de solvente, a una temperatura definida.
3. Solubilidad porcentual peso por volumen de solución (%p/v):
Cantidad de soluto, que expresada en gramos, permite saturar 100 ml
de solución, a una temperatura definida.
4. - Solubilidad Molar o Molaridad (M):

10. Cantidad de soluto que expresada en moles, permite saturar 1 litro de
solución, a una temperatura definida.
Todas éstas definiciones pueden expresarse también, en términos de
unidades de masa, bien sea de solvente o de solución saturada.
Otra forma de expresar la solubilidad, es aquella en la cual se establece,
una relación proporcional entre la cantidad de solvente necesario para
disolver 1 parte de soluto. De esta forma surge entonces una forma de
expresar la solubilidad de manera cualitativa.
En la siguiente tabla se presentan expresiones cualitativa de la solubilidad
según la USP.
Término Descriptivo. Partes de solvente requeridos
para 1 parte de soluto.
Muy Soluble Menos de 1
Libremente Soluble De 1 a 10
Soluble De 10 a 30
Escasamente Soluble De 30 a 100
Ligeramente Soluble De 100 a 1000
Muy Ligeramente Soluble De 1000 a 10000
Prácticamente Insoluble o
Insoluble
Mas de 10000
Naturaleza Química de los Solutos.
Las moléculas representan a las partículas que constituyen a todo individuo
químico, ya que sea un elemento o un compuesto definido y, poseen todas
las propiedades que éstos exhiben. Pueden estar constituidos por uno o
varios átomos unidos entre sí, por un enlace químico.
Si los átomos, así enlazados, son iguales, se habla entonces, de
elementos, por ejemplo el yodo, el oxígeno y el nitrógeno; si por el
contrario, los átomos enlazados, son diferentes, se trata de un compuesto,
por ejemplo en benzoato de sodio, fenobarbital sódico, el clorhidrato de

11. morfina, etc.
Cuando dos átomos se aproximan, tiene lugar un conjunto de
interacciones; se generan fuerzas de atracción, entre la nube electrónica
de un átomo y, el núcleo de otro y, viceversa; también se producen fuerzas
repulsivas, entre los núcleos, cuando los átomos se aproximan y, las nubes
electrónicas que se superponen. La magnitud relativa de éstas fuerzas
electrostáticas de atracción y repulsión, van a determinar el inicio o no de la
reacción interatómica.
La electronegatividad juega un papel importante en éste proceso de
interacción, pues su magnitud determina la capacidad de un átomo para
atraer los electrones de otro. Así, cuando un átomo es susceptible de
perder electrones externos, tiene una electronegatividad baja; en cambio,
los átomos que muestran una alta tendencia para atraer electrones de otro
son electronegativos.
Las fuerzas de atracción entre átomos da origen a las moléculas y, estas a
su vez, al igual que los átomos, pueden atraer otras moléculas, dando
origen a los agregados moleculares, que van a constituir los diferentes
estados físicos de la materia, a saber: el estado sólido, el estado líquido y
el estado gaseoso, que son precisamente, los estados físicos de las
materias primas que utiliza el farmacéutico en la elaboración de las Formas
Farmacéuticas Soluciones.
Fortaleza de las Interacciones:
Según lo anteriormente expuesto, hay dos tipos de interacciones, entre
átomos y entre moléculas. De dichas interacciones se generan los
enlaces, interatómicos, intermoleculares, cuyas características veremos a
continuación.
a.- Enlaces Interatómicos:
Cuando los átomos tienen similares valores de electronegatividad,
manifiestan igual capacidad para atraer los electrones; luego, el resultado
neto de la interacción de átomos que tienen similares electronegatividades,
es el comportamiento de un par electrónico, procedentes cada uno de
ellos, de cada átomo de interacción; consecuentemente, se genera una

12. nube electrónica que mantiene unidos a los átomos, la cual recibe la
denominación de enlace químico.
El producto final de ésta interacción es una molécula simétricamente
neutra, cuyo enlace es difícil de romper; requiriéndose para éste fin,
aportes energéticos del orden de las 1300 ºK. Este tipo de enlace recibe el
nombre de enlace covalente.
Cuando los átomos que interactúan, presentan marcadas diferencias de
electronegatividad, el resultado de la interacción difiere de la anterior, pues
la nube electrónica enlazante, se va acercando cada vez mas, en dirección
del átomo mas electronegativo, hasta que llegado el momento, se produce
una separación total, donde el átomo más electronegativo, atrae para sí
solo, el electrón del otro átomo, originándose los iones: aniones y cationes.
Esta interacción da origen a la formación de iones, que son relativamente
independientes, unos de otros y, que se mantienen unidos entre sí, en la
estructura cristalina, no por un verdadero enlace, sino por las fuertes
atracciones electrostáticas que se generan de la propia interacción.
El aporte energético requerido para vencer ésta fuerte interacción, es
elevado, pero de magnitud inferior, al requerido, cuando se trata de un
enlace covalente y oscila entre los 600 y 1200 º K. Este tipo de interacción
se conoce con el nombre de enlace ionico.
Dentro de las materias primas que utiliza el farmacéutico para elaborar las
soluciones, como Forma Farmacéutica, se encuentra una gran gama de
soluto; en algunos predominan los enlaces covalentes, como por ejemplo,
ácidos orgánicos, ésteres, amidas, aminas, etc. Existen otros solutos en
los cuales predomina el enlace iónico, como el bromuro de potasio y el
cloruro de sodio; pero hay un tercer grupo de solutos, a los cuales se les ha
denominado mixtos, porque presentan enlaces iónicos y covalentes, por
ejemplo, las sales de ácidos y bases débiles.
Este carácter iónico – covalente, presente en los solutos, explica las
diferencias de solubilidad en un solvente dado, pues como se verá mas
adelante, el predominio del carácter iónico sobre el covalente, determina la
acuosolubilidad del soluto; el predominio del carácter covalente sobre el
iónico, determina la solubilidad de los solutos en solventes no acuosos.
b.- Enlaces Intermoleculares.

13. Las moléculas están formadas por núcleos con carga positiva y por nubes
electrónicas con cargas negativas, encontrándose circundadas por campos
electrostáticos que son responsables de las interacciones con otras
moléculas, así como de las propiedades físicas, químicas y terapéuticas,
que exhiben los solutos y solventes a los que dan origen.
Las posibles interacciones en cuestión son las siguientes:
1.-Interacciones de Van Der Waals:
Interacciones Dipolo-Dipolo
Interacciones Dipolo Dipolo Inducido
Interacciones Dipolo Inducido, Dipolo Inducido
Interacciones Ion Dipolo Inducido
2.- Interacciones debidas a la formación de puentes de hidrógeno.
Interacciones de Van Der Waals:
Interacción Dipolo Dipolo.
En electrostática un dipolo es un sistema constituido por dos cargas
eléctricas, de la misma magnitud y que se encuentran situadas a una
distancia “l”, una de la otra. La magnitud que caracteriza a este dipolo es
un momento dipolar (µ), el cual viene relacionado matemáticamente por la
siguiente expresión:
µ= q . l (l)
Donde “q”, representa la carga y “l”, la distancia que separa las dos cargas.
Este dipolo produce en el espacio circundante, un campo de simetría

14. circular, procedente de las fuerzas de atracción con las cuales se atraen
dichas cargas.
Por analogía, dos átomos con diferente electronegatividad pueden formar
un dipolo, siempre y cuando, la diferencia de electronegatividad, no sea tan
marcada, como para dar origen al enlace iónico. Bajo estas condiciones,
los electrones de la nube enlazante, permanecen en constante movimiento
y, pasan la mayor parte del tiempo, en las cercanías del átomo más
electronegativo; por ello, se originan una molécula parcialmente cargada,
de modo que un átomo queda parcialmente positivo y el otro, parcialmente
negativo. Esta estructura molecular recibe el nombre de dipolo molecular,
el cual posee propiedades similares a las del dipolo eléctrico.
El momento dipolar de éstas moléculas, es una magnitud que mide su
capacidad para migrar en un campo eléctrico. Sean por ejemplo, dos
moléculas dipolares A y B.
L L
q1 q2 q1 q2
A B
Ambas moléculas son capaces de generar un campo eléctrico, cuya
magnitud viene expresada matemáticamente por la relación siguiente:
F
E = ------- (2)
q
Donde “F” representa la fuerza que ejerce el dipolo por la unidad de carga
“q”. Luego, como las cargas de los dipolos son iguales, cabe esperar que
la magnitud del campo eléctrico, esté definida por la fuerza de atracción
entre las cargas, en el dipolo A, es mayor que la distancia que separa las
cargas en el dipolo B, se puede esperar que el dipolo A, ejerza un campo
eléctrico de menor intensidad, que el ejercido por el dipolo B. Por ello, al
colocar ambos dipolos, en un campo eléctrico, la migración de las

15. moléculas en el mismo, tendrá lugar con mayor facilidad, en el caso del
dipolo A.
En otras palabras, en el interior del dipolo B, se ha generado un campo
eléctrico de magnitud tal, que ofrece una gran resistencia a la atracción que
puede ejercer otro campo eléctrico de origen externo.
En cambio, en el caso del dipolo A, la situación es contraria y, las
moléculas se alteran con gran facilidad por efecto de los campos eléctricos
externos.
En consecuencia, las moléculas con altos momentos dipolares, sometidas
a la acción de un campo eléctrico externo, son capaces de orientarse, de
modo que el polo positivo de una, interactúa con el dipolo negativo de otra;
por el contrario, en el caso de las moléculas con bajo momento dipolar, la
tendencia a la orientación es reducida. Esa mayor o menor tendencia a la
orientación, determina la mayor o menor fortaleza de los enlaces
intermoleculares, la cual se ve reflejada en las propiedades físicas.
Por ejemplo, en el caso de los solventes tenemos que el agua, posee un
alto momento dipolar y alto punto de ebullición; en el alcohol y la glicerina,
poseen menores momentos dipolares y exhiben menores puntos de
ebullición.
El poder solvatante de estos solventes, esta en relación directa con los
momentos dipolares, así el agua es capaz de solvatar iones con mayor
facilidad de la que pueden hacerlo la glicerina y el alcohol.
En el caso de los solutos, aquellos que presentan alto momento dipolar,
presentan fuertes interacciones moleculares, las cuales se manifiestan,
generalmente, en altos puntos de fusión.
Luego, de lo anteriormente expuesto se vislumbra como la ,magnitud del
momento dipolar de las moléculas, puede incidir en la solubilidad de los
solutos; pues por una parte, es responsable de la magnitud de las fuerzas
de interacción soluto soluto, pero además, determina en parte, la magnitud
de la interacción entre las moléculas del soluto-solvente. En este último
caso, como consecuencia de la capacidad de un solvente para interactuar,
por un mecanismo de orientación, sobre moléculas de solutos.
Este tipo de interacción, recibe la denominación de Interacción dipolo

16. dipolo, su fuerza de interacción se conoce con el nombre de fuerzas de
Keeson y, su magnitud oscila entre 1 y 10 Kcal/mol . El contenido
energético en cuestión, desciende en la medida que decrece el momento
dipolar de las moléculas que interactúan.
Es un tipo de interacción característico de las moléculas con capacidad de
formar momentos dipolares permanentes; es decir, aquellas, cuyas átomos
presentan diferencias de electronegatividad de magnitud tal, que ninguno
de los átomos puede atraer para sí solo, los electrones de la nube
enlazante y por ende no son capaces de formar enlaces iónicos.
Las moléculas capaces de formar dipolos permanentes, no pueden formar
enlaces iónicos; la razón de ello estriba en el hecho de que moléculas con
enlaces iónicos generan un campo electrostático, de intensidad tal, que el
resultado final es la formación de iones (aniones y cationes). Estos a su
vez, son capaces de provocar la polarización de moléculas apolares,
carentes de momento dipolar y, dan origen a un tipo de interacción
conocido con el nombre de interacción ion dipolo inducido.
Las moléculas dipolares, pueden causar, la polarización de las cargas en
una molécula apolar, como consecuencia de un efecto distorsionante
ejercido por la molécula dipolar sobre la apolar, cuando las mismas se
aproximan suficientemente. Este tipo de interacción se denomina
interacción dipolo dipolo inducido.
Una situación similar se presenta en el caso de moléculas apolares, las
cuales al aproximarse lo suficiente, son capaces de generar, una sobre la
otra, la polarización de cargas. Este tipo de interacción dipolo inducido
dipolo Inducido. Es la más débil de todas las interacciones de van der
waals.
Interacción Puentes de Hidrógeno.
Se originan cuando en un compuesto, un átomo de hidrógeno se encuentra
enlazado a un átomo muy electronegativo y, dicho hidrógeno es capaz de
formar un segundo enlace con el par electrónico libre de otro grupo
fuertemente electronegativo. Este segundo enlace es de carácter
electrostático.

17. Se trata de un enlace que solo se puede formar con átomos
electronegativos, como lo son: el flúor, el oxígeno, el nitrógeno y a veces
con el cloro. El enlace de Puente de Hidrógeno, formado con el flúor es
mas fuerte que el formado por el oxígeno, éste a su vez, es mas fuerte que
el formado por el nitrógeno. Es un enlace que puede formarse
intermolecularmente o intramolecularmente.
La cantidad de energía requerida para romper este enlace varía según el
átomo de que se trate; el formado por el oxígeno requiere de 6 Kcal/mol, el
formado por el nitrógeno necesita de 4 a 7 Kcal/mol y el formado por el
flúor 7 Kcal/mol.
Las interacciones anteriores, determinan las estructuras de sólidos y de
líquidos así como sus propiedades físicas y químicas. Están presentes en
las estructuras moleculares de manera combinada, pero siempre habrá uno
de ellos predominando sobre los demás y con ello, determinando las
propiedades en cuestión.
De acuerdo con el enlace predominante, los solutos se clasifican en:
Iónicos.
Covalentes.
Moleculares.
Solutos Cristalinos Iónicos
Son aquellos, en los cuales, los puntos de la estructura cristalina están
ocupados por aniones y cationes, que se atraen entre sí, por fuertes
atracciones de carácter electrostático, sin que entre ellos exista un enlace
definido. Son fuertes, pero quebradizos, tienen poca elasticidad, sus puntos
de fusión son elevados (600 – 1500 º K). Algunos de sus iones pueden
permanecer dentro de la estructura cristalina por un enlace covalente. Son
ejemplos de éstas sustancias sólidas el cloruro de sodio, el cloruro de
calcio, el nitrato de potasio, etc.
Solutos Cristalinos Covalentes
Consisten en una red infinita de átomos que se mantienen unidos por
enlaces covalentes polares o no polares, sin que existan moléculas
individuales y donde el cristal es la única molécula gigante. Son los que
presentan mayores puntos de fusión (1300 º K o más). Son fuertes y
duros. Ejemplos el sulfuro de cinc, el oxido de aluminio, etc.

18. Solutos Cristalinos Moleculares
Solutos cristalinos de van der waals: Son aquellos cuyos átomos centrales
de cada molécula, está, unidos por enlace covalente, pero la estructura
cristalina se mantiene, debido a interacciones relativamente débiles
correspondientes a las fuerzas de van der waals. Se caracterizan por ser
débiles y poseer bajos puntos de fusión; ejemplosº, el bromuro de etilo, el
nitro benceno C6H5 NO2, el Hg Cl2, etc.
Solutos Cristalinos de Enlace de Hidrógeno: Son aquellos en los cuales la
estructura y atracciones intermolecualres, se deben principalmente a la
formación de puentes de hidrógeno. Son duros, pero quebradizos, sus
puntos de fusión oscilan entre 300 y 700 º K, ejemplos, el ácido bórico, la
glucosa, etc.
Como se puede apreciar, la naturaleza química de los solutos es variable y
por ende, también lo es, la fortaleza de los enlaces. Esa variabilidad es la
que explica las razones por las cuales, la solubilidad de los solutos, varía
de un soluto a otro, pues tal y como se ha visto, los requerimientos
energéticos, necesarios para romper las estructuras cristalinas, son
diferentes de un soluto a otro.
Solutos Utilizados en la Preparación de Formas
Farmacéuticas Soluciones.
A continuación se ilustra con ejemplos algunos de los solutos utilizados
para este fin: Carbohidratos como la glucosa, la maltosa, la lactosa y la
sacarosa. Acidos dicarboxílicos como el ácido cítrico y el tartárico. Acidos
carboxílicos aromáticos como el ácido benzóico, el ácido salicílico. Esteres
como el tetranitrato de pentaeritritol. Aminas como la metil amina, la dimetil
amina y la etilenodiamina. Alcaloide como la codeína, morfina, cocaína.
Compuestos ácidos nitrogenados como las sulfonamidas. Antibióticos
como la ampicilina y la lincomicina. Vitaminas como la cianocobalamina,

19. hidroxocobalamina y la tiamina. Sales de metales alcalinos como el cloruro
de sodio y el de potasio entre otros.
Introducción
Para el Farmacéutico es muy importante el comprender la teoría y la
aplicación y los fenómenos de solubilidad ya que ello le permitirá, no solo
elegir el mejor medio disolvente de un medicamento o de una combinación
de medicamentos, sino que le ayudará a vencer ciertas dificultades que se
presentan en la preparación de las disoluciones farmacéuticas y además
la solubilidad le puede servir de control o ensayo de la pureza de algunas
sustancias. Un estudio detallado de la solubilidad, y de las propiedades

20. relacionadas con ella también proporcionan información sobre la estructura
y las fuerzas intermoléculares de los medicamentos.
El estudio de los conceptos teóricos de solubilidad y los factores que la
influyen como temperatura, pH, viscosidad y fuerza iónica entre otros, son
de suma importancia ya que facilitan la selección de los solventes y
mezclas de los mismos y condiciones apropiadas para obtener estos
sistemas dispersos homogéneos. Los criterios aquí incluidos, ayudarán al
alumno a obtener conocimientos básicos para la formulación de Formas
Farmacéuticas, efectivas, seguras y estables.
El solvente juega papel determinante en la disolución de los solutos y si
bien es cierto, que la naturaleza química del soluto influye en la solubilidad
del mismo, no es menos cierto, que la naturaleza química del solvente
juega papel preponderante, pues de ella depende, su capacidad para
interactúar con los solutos, favoreciendo la ruptura de enlaces y por ende la
disolución de los mismos.
Al igual que los solutos, las moléculas de los solventes se mantienen
unidas por interacciones de van der waals e interacciones débiles a la
formación de puentes de hidrógeno. De manera similar, son capaces de
orientarse, en un campo eléctrico, según sea la magnitud de su momento
dipolar. Esa capacidad de orientación, determina en parte, la interacción
con los solutos.
Clasificación de los solventes en función de la
constante dieléctrica.
La capacidad de los solventes para orientarse e interactuar con
dichos solutos, biene dado por una magnitud denominada constante
dieléctrica, la cual viene expresada matemáticamente por la siguiente
relación:
C solvente
£ = ------------------ (3)

21. C vacío
Donde C solvente, representa la capacidad que presenta un condensador
de placas paralelas, cuando contiene en su interior su solvente y C vacío,
corresponde a la capacidad del mismo condensador cuando está al vacío.
De acuerdo con la magnitud de la constante dieléctrica, los solventes
han sido clasificados en polares, semipolares y apolares.
Solventes Polares
1.- Presentan altos valores de momento dipolar.
2.- Sus moléculas forman dipolos permanentes con gran capacidad de
orientación.
3.- Presentan gran capacidad para interactuar con solutos iónicos por ello,
se les considera buenos ionizantes y solvatantes.
4.- Por regla general, disuelven solutos de naturaleza química polar.
5.- Debido a su alto valor de constante dieléctrica, reducen fácilmente las
fuerzas de atracción existente entre iones de carga opuesta.
6.- Son capaces de romper enlaces covalentes de electrolitos
potencialmente fuertes, por reacción ácido-base.
7.- Ejemplo de ellos el agua.
Solventes Semipolares.
1.- Pueden inducir un cierto grado de polaridad en las moléculas de
solventes no polares. Por ello, pueden interactuar como intermediarios de
miscibilidad o solubilidad, por el mecanismo de polarización, que favorece
la disolución de sustancias que por si sola son poco solubles en solventes
polares.
2.- Son ejemplos de estos solventes alcoholes, cetonas y glicoles.
Solventes Apolares.
1.- Entre ellos se pueden citar, el éter, el cloroformo y en general, los
hidrocarburos y derivados. Son incapaces de reducir la interacción entre
iones de electrolitos débiles y fuertes, debido a su baja constante
dieléctrica. No son capaces de romper enlaces covalentes ni de formar
puentes de hidrógeno. Disuelven sustancias de similar £ (constante
dieléctrica). En ellos predominan las fuerzas de interacción de london o

22. interacción dipolo inducido – dipolo inducido.
Solventes Utilizados en la Preparación de Formas
Farmacéuticas Soluciones.
Agua
Es un solvente muy útil en la disolución de muchos solutos, cuyas
propiedades solventes son adjudicables a su alto momento dipolar y alta
constante dieléctrica; también es capaz de disolver otros solutos, debido a
su facilidad para formar puentes de hidrógeno, entre las cuales podemos
citar: alcoholes, aldehidos, cetonas y aminas.
Los ácidos orgánicos no son apreciablemente ionizados por el agua;
su solubilidad parcial en ella, es atribuida a la formación de puentes de
hidrógeno. Es capaz de disolver solutos cristalinos covalentes, con
fortaleza similar a la de los enlaces iónicos, por un mecanismo de reacción
ácido-base, el cual es consecuencia directa de las propiedades anfipróticas
del agua.
Alcohol Etílico
Es capaz de disolver resinas (productos de la actividad citoplasmática
de plantas superiores, de naturaleza química muy compleja); también
disuelve aceites volátiles (sustancias líquidas oleosas y perfumadas que se
encuentran en flores, frutos, hojas y cortezas de plantas); igualmente, es
capaz de disolver alcaloides (productos naturales de carácter básico,
obtenidas a partir de hojas, raíces, semillas y cortezas de plantas); es un
buen disolvente de glicósidos (compuestos orgánicos de naturales animal y
vegetal).
Es llamado también etanol, es transparente, volátil e inflamable,
miscible con el agua, la cetona, éter y cloroformo.
Reacciona violentamente con ciertos agentes oxidantes, como el
cloro, el cromato y el permanganato. También reacciona con el yodo ( sin

23. violencia), formando ácido acético y ácido yorhídrico. Es higroscópico, por
lo que absorbe con gran facilidad y rapidez, el vapor de agua.
Forma con el agua una disolución, en la cual el alcohol se disuelve
por efectos de solvatación; las disoluciones presentan contracción de
volumen, la cual alcanza su valor máximo a la concentración del 53 % v/v,
donde 1 mol de alcohol es solvatado por tres moles de agua.
Su fórmula CH3-CH2 OH, donde el grupo hidroxilo, le confiere sus
correspondientes propiedades físicas y químicas, tal como el carácter
polar, su capacidad para disolver solutos de similar constante dieléctrica,
así como para disolver solutos por un mecanismo de polarización inducida;
además, este grupo OH, le permite las interacciones debidas a puentes de
hidrógeno.
Grado alcohólico
No existe una uniformidad de criterio a nivel internacional, con
respecto al mismo. Se han venido utilizando distintas unidades de
medidas, de un país a otro, así como temperaturas de referencia
diferentes; sin embargo, la unidad de medida más común, es la que
expresa la riqueza alcohólica, como el volumen de alcohol absoluto
(C2H5OH) 100% puro, presente en 100 ml de solución acuosa, a la
temperatura de 15 º C. De esta forma, cuando un alcohol rotula 90 º, se
comprende que la riqueza alcohólica es del 90 %, es decir, que contiene 90
ml de alcohol absoluto, por cada 100 ml de disolución acuosa y por ende,
contiene también 10% de agua.
La utilización del alcohol etílico en la preparación de Formas
Farmacéuticas soluciones se justifica en muchos casos por ejemplo:
1.-En la disolución de principios activos y demás componentes de una
formulación, resultan poco acuosolubles.
2.- Se incorpora solo o asociado con otros solventes como la glicerina, el
propilenglicol, cuando se desea reducir los efectos degradativos del agua
sobre ciertos principios activos (hidrólisis).
3.- Forma parte de las Formas Farmacéuticas a ser administradas por vía
oral, o de aplicación tópica sobre la piel.

24. 4.- Se emplea asociado a otros solventes, cuando se desea obtener los
principios activos presentes en materia vegetal, mediante un proceso de
extracción.
Alcohol Isopropílico
Posee propiedades solventes similares a las del alcohol etílico.
Contiene 1% de agua y se emplea única y exclusivamente, en las
soluciones de aplicación externa sobre la piel. Por vía interna es tóxico.
Glicerina
Llamada también, glicerol o propanotriol. Se presenta como un
líquido de consistencia viscosa, con sabor azucarado. Es higroscópica; se
disuelve en agua y, al igual que el alcohol, sufre el proceso de la
contracción de volumen, como consecuencia de la solvólisis ejercida por el
agua. Es un buen solvente de solutos tales como los glúcidos, proteínas y
sales de alcaloides.
Usos de la Glicerina en la preparación de Formas Farmacéuticas
Soluciones.
1.- Es un solvente muy común en las Formas Farmacéuticas Soluciones de
administración oral, ótica, oftálmicas, nasal y de aplicación tópica sobre las
mucosas de la boca, así como de las soluciones de aplicación tópica sobre
la piel.
2.-Como coadyuvante de la disolución de principios activos como
acuosolubles.
3.- Se emplea asociado a otros solventes con fines de estabilización
química y física de las soluciones..
Propilenglicol
Es un líquido claro, incoloro, de sabor agridulce. Es higroscópico e
inflamable a temperaturas de 107 º C. Soluble en agua y acetona. Buen
solvente de sustancias de naturaleza orgánica tales como ácidos grasos,
pero no es solvente de grasas ni aceites. Disuelve esencias, terpenos y
colorantes. Es menos viscoso que la glicerina, pero posee un poder
solvente superior a esta. Se emplea en la disolución de barbitúricos y sus
sales, atropina, vitamina D y K, ácido ascórbico y corticoides.

25. Es muy útil en la disolución de los parabenos, actuando como intermediario
de la disolución de los mismos en agua; se ha demostrado que potencia su
acción antimicrobiana. Se emplea mucho en la elaboración de soluciones a
ser administradas por vía oral, en particular las destinadas a ser
dosificadas por gotas; sin embargo, tiene la desventaja de un sabor
desagradable que es necesario enmascarar. Se ha empleado también en
la preparación de soluciones parenterales. Se ha asociado a otros
solventes como estabilizante químico y físico.
Acetona
Es un solvente utilizado en preparaciones de uso tópico sobre la piel.
Como solvente puro no forma una estructura asociada, por lo que tiene
bajo punto de ebullición 57 º C. Ello se explica porque la carga positiva de
su dipolo no reside en un átomo de hidrógeno. Disuelve solutos de
polaridad similar a la de ella, tales como aldehidos y ésteres de bajo PM;
igualmente, disuelve cetonas y compuestos que contienen átomos de
nitrógeno. Es un líquido transparente, incoloro, volátil e inflamable. Es
miscible con el agua, alcohol, cloroformo y aceites volátiles.
Incidencia de la Mezcla de Solvente Sobre la Solubilidad
(Cosolvencia).
Muchos solutos son solubles en cualquiera de los solventes,
estudiados anteriormente, sin embargo, hay otros, que requieren de la
asociación de dos o más de ellos para lograr disolverse.
La mayoría de los ácidos débiles y de las bases débiles, son
electrolitos débiles y, como tales, son poco solubles en agua, pero logran
disolverse cuando se mezclan otros solventes con el agua. El fenómeno
por el cual un soluto es soluble en una determinada mezcla de solventes se
denomina cosolvencia y, el solvente o solventes que son adicionados al
solvente principal de una solución, con el fin de aumentar la solubilidad del
soluto, es denominado cosolvente.
El mecanismo por el cual, este fenómeno tiene lugar, no está muy
claro aún, pero se ha visto que un soluto que es insoluble en un solvente
dado, es capaz de disolverse cuando se recurre al empleo de mezclas de

26. solventes. Aun y cuando dicho mecanismo no está esclarecido, se cree
que está íntimamente vinculado con las modificaciones de la polaridad del
medio y por ende, con la magnitud de la constante dieléctrica del mismo.
La constante dieléctrica de un medio constituido por mezcla de
solventes, se puede calcular de manera aproximada, mediante la
determinación de la contribución de cada uno. Para ello, basta con
conocer la proporción porcentual de cada solvente en la mezcla en
cuestión y, sus respectivos valores de constante dieléctrica, a una
temperatura determinada; luego, la constante dieléctrica aproximada C.D.A
., de la mezcla viene dada por la expresión matemática siguiente:
1%£1 2%£2 3%£3 n%£n
C.D.A= ----------- + ---------- + --------- + --------- (4)
100 100 100 100
Donde %, corresponde a la proporción porcentual de cada solvente en la
mezcla de solventes y £ corresponde a cada uno de los valores de
constante dieléctrica de los solventes en cuestión.
Cuando el agua constituye el único solvente, la constante dieléctrica
del medio es de 78,5 a 25 º C. Cuando se substituye la mitad del agua por
alcohol etílico, el valor de constante dieléctrica aproximada, es igual a:
C.D.A. = 50 x 78,5 / 100 + 50 . 24,3 / 100 = 51,40
Como puede apreciarse, al practicar la substitución en cuestión, la
constante dieléctrica del medio, se redujo, pues se ha substituido parte de
un solvente altamente polar por otro, de menor polaridad,
consecuentemente la polaridad del medio se ve reducida.
Se pueden mezclar distintas combinaciones del solvente con el fin de
lograr medios, cuyas polaridades sean variadas y, por ende, se puede
lograr la disolución de solutos que inicialmente son escasamente solubles
en un solvente en particular.
Por otra parte, varias combinaciones de solventes pueden
proporcionar medios de similar polaridad, entre las cuales, habrá que
seleccionar, aquella, que resulte de mayor conveniencia para lograr la
forma farmacéutica deseada.

27. Así por ejemplo, una mezcla constituida por partes iguales de agua y
alcohol etílico, proporciona un medio de polaridad similar, a la
proporcionada por una mezcla constituido por 20% de glicerina, 30% de
alcohol etílico y 50% de agua.
En la tabla I se encuentran los valores de constante dieléctrica
aproximada para varias mezclas de solventes; en la tabla II, se encuentran
algunos solventes con sus respectivos valores de constante dieléctrica (£),
a la temperatura de 25º C.
Aún y cuando la polaridad del medio sea similar entre dos o más
combinaciones de solventes, pueden presentarse situaciones tales, como
la diferencia de solubilidad de un soluto en ellas. Ello se explica debido a
que pueden existir otros factores, diferentes a la polaridad del medio, que
determinan el comportamiento del soluto, es decir su solubilidad.
Al seleccionar una mezcla de solventes para disolver un principio
activo dado, habrá que tener presentes varios criterios, tales como; la
estabilidad química del soluto en cuestión, la vía de administración de la
solución y los límites permitidos de las proporciones de los solventes, pues
como se verá en el capítulo destinado al estudio de las Formas
Farmacéuticas, hay solventes, como el alcohol y la glicerina, que tienen
limitaciones en cuanto a su proporción dentro de una formulación.
Tabla I
Constante Dieléctrica Aproximada para varias mezclas de solventes a 25 º
C.
C.D.A. Propilenglico
l
Glicerina Alcohol Agua
71,1 0 0 15 85
70,4 20 0 0 80
70,4 0 10 10 80
65,2 0 40 0 60
62,3 0 0 30 70
64,5 20 0 10 70
63,2 35 0 0 65
62,6 0 15 20 65

28. 59,3 0 40 10 50
Tabla II
Constante Dieléctrica de algunos Solventes.
Solventes £ Temperatura º C
Acetona 21 25
Etanol 24,3 25
Agua 78,5 25
Propileno glicol 33 25
Glicerina 43 25
Sorbitol
Incidencia del pH en la Solubilidad.
Las sales de ácidos débil y la base débil so acuosolubles, mientras
que los ácidos débiles y bases débiles, de las cuales proceden son muy
poco solubles en agua.
Los ácidos débiles reaccionan con las bases fuertes, para dar origen
a las correspondientes sales, las cuales en solución, se encuentran en
forma ionizada. Por su parte, las bases débiles reaccionan con ácidos
fuertes, para dar origen a las sales correspondientes, que en solución se
encuentran en forma ionizada.
Cuando la sal de ácido débil o de una base débil, se dispersa en
agua, tiene lugar el proceso de hidrólisis, a través de la cual se genera el
ácido o la base débil correspondiente. Este proceso tiene lugar de manera
espontánea y se ve acelerado, por efectos de acidificación o alcalinización
del medio.
Cuando se modifica el pH de una solución acuosa de una sal de
ácido o base débil, se genera el ácido o base débil correspondiente, cuya
concentración se va incrementando en la solución, de manera paulatina.

29. Este proceso continúa hasta que llegado el momento, se haya generado
una concentración tal, de ácido o base débil que supere numéricamente al
valor de solubilidad molar de dicho ácido o dicha base; consecuentemente,
el exceso de ácido o base débil generado, precipite.
El valor numérico, del pH, en el cual permanece disuelta la máxima
cantidad de ácido débil, se denomina pH por debajo del cual precipita el
ácido débil, porque una acidificación adicional del medio, conduce a la
precipitación del ácido en cuestión, pues bajo estas condiciones la
concentración del ácido débil, generado por los efectos de hidrólisis,
supera el valor de su solubilidad molar.
En el caso de una sal de base débil el valor numérico de pH en
el cual permanece disuelta la máxima cantidad de la base débil, se
denomina, pH por encima del cual precipita la base débil, porque una
alcalinización adicional del medio va a provocar la precipitación de la base
débil en cuestión pues bajo estas condiciones la concentración de la base
débil, generada por los efectos de la hidrólisis supera el valor de su
solubilidad molar.
Los valores de pH en cuestión se pueden determinar, mediante el
empleo de expresiones matemáticas las cuales estudiaremos a
continuación.
RCOOH + H2O --------------- RCOO-
+ H+
3O (5)
Donde RCOO-
; representa la concentración de la forma ionizada del
ácido, que se encuentran disuelta en la solución. Considerando que la
solubilidad de los ácidos débiles en agua es bastante reducida, así como
constante a una temperatura dada, se puede considerar que:
(RCOOH)= K (6)
La solubilidad de un soluto expresada en moles por litro, se conoce como
solubilidad molar, luego podemos afirmar que.
(RCOOH)= So (7)
Donde So es la solubilidad Molar del ácido débil, es decir, el número
de moles de ácido, presentes en la solución a temperatura dada.

30. Según la reacción (5), la constante de equilibrio es igual a:
Ka= (RCOO-
) (H3O+
) (8)
(RCOOH)
Despejando la concentración de la forma ionizada del ácido, RCOO
tenemos :
RCOO-
= Ka. (RCOOH) (9)
(H3O+
)
La solubilidad total del ácido viene dada, por la suma de la
concentración de ácido ionizada y la forma no ionizada .
(RCOOH) + (RCOO-
) = (10)
Sustituyendo (7) y (9) en (10) tenemos :
S= So – Ka. (RCOOH) (11)
(H3O+
)
S= So - Ka—
S= So (1 - Ka ) (13)
(H3O+
)
Cuando el electrolito es débil y no disocia apreciablemente, la
solubilidad del ácido es igual a la expresión (7).
Con el fin de establecer una relación función del pH, tenemos que
apartir de la ecuación (12) :
(S –So )= Ka. So/ (H3O+
) (14)
Sacando logarítmos:
Log (S-So)= Log Ka- Log So (15)
(H3O+
)
Log(S-So)= Log Ka – Log So - Log (H3O+
) (16)
Log(S-So)= Log Ka -Log So - pH (17)
El pH= -Log Ka -Log So - Log (S-So) (18)
El pH= Pka - Log S-So........................(19)
So

31. Dónde el pH, representa el valor numérico del pH, por debajo del cual
precipita el ácido débil, procedente de la hidrólisis de su sal
correspondiente en la solución acuosa.
Cuando se emplea una sal de ácido débil RCOONa, parte de ella se
transforma en ácido débil y parte permanece bajo la forma ionizada:
RCOONa H2O RCOO-
+ RCOOH
luego,
S= (RCOOH) (RCOO-
) (20)
El siguiente ejemplo ilustra lo anteriormente expuesto.
Se han de preparar dos soluciones de fenobarbital sódico, a
concentraciones de 1% y 0.2% respectivamente. Determinar el pH de
precipitación del fenobarbital en la solución, por efectos de la alcalinización,
sabiendo que la solubilidad molar del fenobarbital es de 0.0050 y cuyo pKa
es 7.41 a 25º C. El PM del fenobarbital sódico es 254 g/Mol.
En el primer caso tenemos que la concentración de fenobarbital
sódico es de1% luego, su equivalencia en moles por litro es 0.0039 Molar.
Aplicando la ecuación de pH de precipitación, se obtiene un pH igual
a 8.24. Esto significa, que a pH inferior a 8.24, comienza a precipitar el
ácido débil, como consecuencia de que la concentración de fenobarbital
generado a partir de su sal por efectos hidrolíticos, supera el valor de
solubilidad molar del mismo.
A pH mayores de 8.24 la concentración de ácido, es decir, de
fenobarbital es menor que la solubilidad molar del mismo y por ende, no
hay precipitación. A pH de 8.24, aún y cuando no hay precipitación, el
sistema se encuentra en condiciones de saturación, pues a ese pH, se
encuentra disuelto en la solución la máxima cantidad de fenobarbital que
es posible a dicha temperatura.
En el segundo caso, cuando se trata de la solución de fenobarbital
sódico al 0.2%, tenemos, que dicha concentración corresponde a 0.00787
Molar, y el pH de precipitación es de 7.16.
Puede apreciarse que al disminuir la concentración de la sal en la

32. solución, se modifica el pH de precipitación y mientras la solución al 1% el
fenobarbital precipita a un pH inferior a 8.24, para la solución al 0.2% el pH
de precipitación se encuentra por debajo de 7,16.
Esto se explica, porque al disminuir la concentración de la sal en
solución, disminuye también la del ácido en la misma y, por ende, será
necesario acidificar el medio, para que la concentración del ácido
procedente de la hidrólisis de la sal, pueda superar el valor de So.
En el caso de las sales de base débil, al practicar un análisis similar
al anterior, se obtiene una relación matemática que permite calcular el valor
numérico del pH por encima del cual tiene lugar la precipitación de la base
débil, el cual corresponde a:
pH= pKw – pKb So (21)
S –So
En resumen, los ácido débiles son solubles en medio alcalino donde
forman la sal correspondiente y, son inestables dichas sales, en medio
acidico. Las bases débiles son solubles en medio ácido donde forman la
sal correspondiente, las cuales son inestables en medio alcalino.
Incidencia de la Temperatura sobre la Solubilidad.
Las moléculas de un cuerpo, están dotadas de energía cinética y de
energía potencial; la primera, es consecuencia del constante movimiento
en el que se encuentran, tanto los átomos como las moléculas; por su
parte, la Energía Potencial está determinada por la energía acumulada,
que permitirá la interacción de las moléculas.
Luego, cada molécula o agregado de moléculas, posee un contenido
energético, que le es propio y que recibe la denominación de energía
interna; la cual, se manifiesta bajo la forma de calor, cuando tiene lugar
cambios físicos o químicos. Esa cantidad de calor, se encuentra en un
determinado nivel térmico, que recibe la denominación de temperatura.
Luego, la temperatura no es más que la medida del nivel térmico de
un cuerpo.
En el proceso de disolución tiene lugar un intercambio energético; por
una parte, hay liberación de calor, procedente de la interacción de soluto
solvente, calor éste que es incorporado por el mismo sistema, para

33. favorecer la ruptura de las fuertes interacciones soluto solvente, que
mantienen unida la estructura molecular de los mismos.
Cuando la cantidad de calor liberada, supera la requerida para la
disolución del soluto, el recipiente que contiene la solución manifiesta
incremento en el nivel térmico, es decir, se calienta. Cuando la cantidad de
calor liberada a partir de la interacción soluto solvente, resulta insuficiente
para que tenga lugar la ruptura total de los enlaces soluto solvente, el
recipiente se enfría, pues toma parte del calor necesario del entorno.
La cantidad de calor absorbido o liberado en el proceso de disolución,
recibe el nombre de calor de disolución; es positivo, cuando el calor es
absorbido por el sistema y, es negativo cuando es liberado por éste.
El principio de Le Chatelier, expresa que si varían las condiciones, en
un sistema inicialmente en equilibrio, este se desplazará en el sentido de
restaurar las condiciones originales. Por ello, si un proceso de disolución,
tiene lugar con una elevación del nivel térmico, cualquier aporte adicional
de calor sobre el sistema, consecuentemente, el equilibrio se desplazará
en el sentido de la disminución de la solubilidad del soluto.
Así, por ejemplo, si se prepara una solución acuosa de hidróxido de
calcio y posteriormente se somete a calentamiento, se observa que la
solución, inicialmente era translúcida y transparente, paulatinamente se va
enturbiando, como consecuencia de la separación de soluto, que estaba
disuelto. Este fenómeno es reversible y, al dejar enfriar la solución, ella
recobra entonces su nivel térmico y recupera sus propiedades iniciales es
decir, su transparencia, pues el soluto vuelve a disolverse.
Si se trata de un soluto que se disuelva con subsecuente absorción
de calor, la aplicación de una cantidad adicional de calor favorece la
velocidad con la que se lleve a cabo la disolución. Un aumento en la
temperatura, puede favorecer la disolución de un exceso de soluto, pero
cuando la solución recupera su nivel térmico, tendrá lugar la separación del
excedente en cuestión.
Las soluciones, que tienen lugar con un descenso del nivel térmico,
(absorción de calor), se denominan endotérmicas y, un aumento en el nivel
térmico en cuestión, por calentamiento, verá favorecida la velocidad a la
cual transcurre el proceso. Las soluciones, que tienen lugar con un
aumento en el nivel térmico, (liberación de calor), se denominan
exotérmicas y un aumento de su nivel térmico, repercutirá en la perdida de

34. solubilidad del soluto.
La mayoría de los solutos se disuelven siguiendo un proceso
endotérmico; sin embargo, deberá tenerse presente que hay solutos que se
disuelvan siguiendo un proceso exotérmico.
Efecto de la Viscosidad del Solvente sobre la
Solubilidad.
El estado sólido se caracteriza porque los cuerpos que a él
pertenecen, poseen volumen y forma propia, en cambio, los fluidos o
líquidos, carecen de forma propia y, adoptan la forma del recipiente que los
contiene.
Los fluidos o líquidos, se llaman perfectos, si adoptan
instantáneamente la forma del recipiente que los contiene, además, poseen
gran movilidad, propiedad ésta, que se manifiesta por que son fácilmente
perturbados por las mínimas acciones que se efectúen sobre ellos, por
ejemplo, cuando se golpea en recipiente que los contiene.
Los fluidos o líquidos se llaman viscosos, cuando presentan
propiedades opuestas a las que exhiben los fluidos llamados perfectos.
Todos los líquidos en la naturaleza son, en mayor o menor grado,
viscosos; sin embargo, al agua se ha considerado como un líquido
perfecto, en virtud de que posee una viscosidad bastante reducida.
La viscosidad, es una propiedad que depende de la magnitud de las
fuerzas de atracción intermoleculares y, define la magnitud del roce a
resistencia que puede ofrecer una capa de moléculas, para desplazarse
sobre las capas adyacentes, cuando éstas se muevan de manera paralela,
entre sí. La expresión de la viscosidad se fundamenta, en la
determinación de la fuerza que es necesario ejercer, para obligar a una
capa a desplazarse o deslizarse sobre otra.
La unidad de viscosidad es el poise, que se llama viscosidad
dinámica y, se define como la fuerza que es necesario aplicar para que dos
superficies paralelas de líquido, de área igual a 1cm2
y separadas entre sí,

35. una distancia de 1cm, se deslicen, una sobre otra, a la velocidad de
1cm/seg.
Así, el agua tiene una viscosidad de 1,0087 cps; el alcohol etílico 16
cps y la glicerina 800 cps, a la temperatura de 25ºC.
La viscosidad de un solvente afecta la disolución de los solutos. Los
iones, moléculas y agregados moleculares, tienen la propiedad de
moverse, en una solución, desplazándose desde las zonas de mayor
concentración hacia las de menor concentración.
Este movimiento tiene lugar como consecuencia de energía cinéticas
de las moléculas, cuya manifestación tiene lugar bajo el movimiento
browniamo. Las partículas se encuentran animadas de un movimiento
errante, que se manifiesta por un continuo cambio de dirección, de carácter
casual a su vez; este movimiento es una consecuencia de la agitación
térmica de las moléculas del medio, en la cual se encuentran dispersas las
partículas de soluto.
El movimiento desordenado de las moléculas del solvente ocasiona
constantes choques contra las partículas del soluto disperso; esto se
traduce en una transferencia de energía e impulso, consecuentemente, las
partículas de soluto se ven animadas de movimiento.
Cuando el soluto se dispersa en un solvente, tiene lugar la difusión
del soluto de un modo espontáneo. Si la dispersión no se sujeta al proceso
de agitación, por los efectos de la difusión se produce un proceso de
convención (transferencia de soluto), el cual ocurre de manera lenta, pues
el solvente, por efectos de su viscosidad, opone resistencia al movimiento
de las partículas del soluto. De allí, que la agitación contribuya a la
disolución del mismo, pues permite vencer la resistencia ofrecida por el
solvente.
a) Considerando que la viscosidad y la temperatura, guardan
entre sí, una relación inversamente proporcional, cabe
esperar que se pueda acelerar el proceso de disolución,
incrementando el nivel térmico de la solución; sin embargo,
habrá que tener presente, dos consideraciones: el grado de
termoestabilidad, tanto del soluto, como del solvente, y si se
trata o no de reacciones de disolución endotérmicas.

36. Soluciones de Electrolitos.
Los solutos electrolíticos tienen en solución, un comportamiento diferente al
de solutos no electrolíticos, los primeros, ejercen una gran influencia sobre
las magnitudes que miden los equilibrios químicos en solución.
Es bien sabido, que en el estudio de los equilibrios químicos y, en la
determinación de las constantes de la velocidad de las reacciones, se
recurre al empleo de las concentraciones, las cuales y como se verán a
continuación, se ven afectadas cuando varían, bien sea la concentración y
la valencia de los electrolitos.
De allí, que sea necesario tener presente estas diferencias de
comportamiento y, de esta manera, poder obtener, del modo más exacto
posible, aquellas magnitudes que describen los equilibrios químicos que
tienen lugar en las soluciones de electrolitos.
A continuación vamos a estudiar el comportamiento de los electrolitos
en solución, así como los factores que deben tomarse en consideración,
para definir cabalmente las constantes numéricas que describen los
equilibrios químicos de las sustancias en cuestión, pues como se verá
posteriormente, dichas magnitudes y los citados factores, juegan papel
preponderante en el estudio cinético de las reacciones químicas, en las
soluciones amortiguadoras, etc.
Arrehenius había considerado que el soluto en solución, sufría un
proceso de disociación parcial, capaz de alcanzar un equilibrio de masa.
Así, si una molécula no disociada AB, se disocia en iones A y B,
éstos a su vez, se asocian para producir AB, se alcanzará un equilibrio
cuando la velocidad de disociación sea igual a la velocidad de asociación.
____________
AB ___________ A+
- B-
(22)
V1 = K1x (AB) (23)
V2 = K2x (A+
)x (B-
) (24)
En equilibrio V1=V2

37. K1x(AB)=K2(A+
)x(B-
) (25)
De donde :
K=K1/K2= (A+
)x(B-
) (26)
(AB)
Siendo (AB), la concentración de soluto no disociado y, (A+
) (B-
) las
concentraciones de soluto disociado, podemos decir que la fracción
disociada.
£= (disociada) (27)
(total)
Es decir, que la fracción disociada es, la porción total de soluto capaz de
disociarse en iones. Luego, la concentración de soluto disociado es igual a:
(A+
)=(B-
)= (total)£ (28)
La concentración de soluto total es igual a la suma de la concentración
disociada más la concentración no disociada.
(total)= (disociada) – (no disociada) (29)
(total)= (A+
B-
) - (AB) (30)
De donde, la concentración de soluto no disociado es igual a:
(AB) = (total) - (A+
B-
) (31)
Sustituyendo (28) en (31) tenemos:
(AB) = (total) – (total)£ (32)
(AB) = (total) (1 - £) (33)
Sustituyendo (28) y (33) en (26) tenemos :
K=K1/K2= ( (total)£) x ( (total)£) (34)
(total) (1 - £)
De donde :
K= £2 (35)
(1-£)

38. Esta ecuación, establece la relación existente entre la constante de
ionización y el grado de disociación. De este modo, mientras mayor es el
grado de disociación, mayor es la constante de ionización.
Siguiendo el Método de la Conductividad eléctrica para determinar el grado
de disociación de los electrolitos, Arrhenius encontró que los valores
coincidían con los valores deducidos a partir de las propiedades
coligativas, situación ésta, que solo es posible cuando se trata de
soluciones no muy concentradas.
Este hecho confirmó el postulado de Arrhenius, en cuanto a que el soluto,
en solución, sufría una disociación parcial.
Sin embargo, cuando se calculan las constantes de equilibrio partiendo de
los grados de disociación, se obtenían valores, que al compararlos con los
resultados obtenidos empleando valores de concentración, difieren
significativamente.
Se encontró entonces que:
a) Para los electrolitos menos conductores de la electricidad, los valores
de constante de ionización, son bastante satifactorios, aún y cuando,
hubiesen grandes diferencias entre el grado de disociación y las
concentraciones.
b) Para los electrolitos más conductores de la electricidad, resultaba
imposible determinarle la constante de disociación, aún y cuando,
hubiesen escasas variaciones entre el grado de disociación y las
concentraciones. Llegándose a encontrar variaciones bastantes
significativas, entre los valores de las constantes de ionización.
Estos resultados llevaron a concluir que había necesidad de clasificar los
electrolitos en dos grandes grupos:
a) electrolitos débiles y b) electrolitos fuertes.
Electolitos Débiles : obedecen a la ley de disociación de Arrhenius y

39. por ende, poseen un determinado valor de grado de disociación, que en
general, es de una magnitud bastante baja para las concentraciones reales
y, por ende, dan origen a una débil conductividad eléctrica.
Electrolitos Fuertes: se comportan de manera tal, que para ellos a
concentración moderadas (0,1 molar) la sustancia está completamente
ionizada.
El comportamiento de los electrolitos fuertes fue estudiado por Debye
Hückel, quien encontró que al aumentar la concentración del electrolito
fuerte en solución, tenía lugar una disminución de la conductancia
equivalente, como consecuencia de un proceso de atracciones interiónicas,
por lo tanto se mueven con menos rapidez.
Fuerza Iónica.
La fuerza iónica de las soluciones diluídas de electrolitos o solutos
ionizables, es una magnitud que describe el efecto de la concentración
salina
y, viene expresada matemáticamente por la siguiente relación:
I= E 1 C . Z2
2
Donde I representa la fuerza ionica, C representa la concentración de iones
en la solución y, Z2
la valencia de los iones, elevada al cuadrado.
La valencia de un ión, mide la capacidad de éste, para combinarse
con otros iones, se refiere al número de electrones que un átomo gana o
pierde durante una reacción química.
Por ejemplo, el Litio, Li puede perder un electrón para formar el ión Li+
; el
cloro, acepta un electrón para formar el ión Cl-
; el Potasio, pierde un
electrón para formar el ión K+
. Luego, las valencias de estos iones son
respectivamente: (+1), (-1), (+1).
En las ecuaciones matemáticas de la fuerza iónica, no es importante el
signo de la valencia, pues todo número elevado al cuadrado, tiene signo
positivo.
La fuerza iónica es directamente proporcional a la magnitud de la valencia

40. de los iones y la concentración molar de estos en solución; es decir, que al
aumentar, bien sea, la concentración, bien sea la valencia, o ambos a la
vez, tiene un incremento de la fuerza iónica y viceversa y
consecuentemente, se produce un efecto sobre la movilidad de los iones
en la solución.
En soluciones altamente diluidas, los iones se encuentran separados, entre
sí, una distancia tal, que es prácticamente imposible interacción alguna por
lo que la solución manifiesta una baja fuerza iónica.
En las soluciones diluidas, de mayor concentración, los iones guardan
entre sí, una mayor cercanía, teniendo lugar entre ellos, apreciables
efectos interactivos; por ello, las soluciones manifiestan altas fuerzas
iónicas.
Luego, la fuerza iónica es una magnitud que describe el grado de
interacción iónica. Cuando aumenta la concentración de iones en una
solución, se produce un incremento de las interacciones iónicas, capaces
de actuar, oponiendose al movimiento de los iones, por lo que la
concentración del soluto, en dicha solución, no es totalmente efectiva.
La actividad de un ión es la concentración efectiva de ese ión en solución.
Matemáticamente, la actividad de un ión viene dada por el producto de la
concentración real del ión, por un factor de corrección denominado
coeficiente de actividad.
A= Y.C
Donde C es la concentración real del ión e Y es el coeficiente de actividad,
el cual, depende a su vez, de la valencia del ión y de la concentración del
mismo.
Cuanto más diluida sea la solución, menor será la interacción iónica y, el
coeficiente de actividad se aproxima a la unidad, puesto que la
concentración de los iones tiene a ser igual a la actividad.
El coeficiente de actividad (Y) puede determinarse experimentalmente,
pero Debye Hückel, desarrollaron una teoría que además de explicar el
significado de (Y), permite calcularlo matemáticamente. Ellos suponían que
cada ión, se encontraba en la solución, rodeado de iones a manera de
atmósfera.

41. Si se trataba de un ión positivo, este sería capaz de atraer, iones de carga
opuesta, de repeler iones de carga similar; consecuentemente, la
atmósfera iónica contendría, en promedio, más iones de carga opuesta,
que iones de su misma carga. Como resultado se procedería una
distribución iónica más o menos ordenada.
Cuando la solución es diluida, disminuyen las interacciones iónicas; las
fuerzas de atracción se van haciendo, cada vez más débiles, hasta que
logran hacerse nulas; consecuentemente, se pierde toda distribución
ordenada entre los iones, los cuales quedan distribuidos en la solución, de
manera azarizada.
El trabajo que es necesario aplicar para lograr este fin, fue denominado por
Debye Hückel, energía de dilución.
Calcularon su magnitud, mediante una serie de operaciones matemáticas y
llegaron a establecer la siguiente expresión matemática.
:
Log Y= -O,509 . Z2
Donde 0.509 es el valor correspondiente a la temperatura de 25ºC.
Esta ecuación, no contiene término alguno, que tenga relación con la
naturaleza individual del ión, excepto su valencia. Por ello, se puede
calcular a partir de esta ecuación, el valor de Y para cualquier ión
unicamente, en términos de número de iones y de sus valencias.
Una vez que se ha determinado el valor del coeficiente de
actividad (Y), se puede conocer el valor de la actividad (a); multiplicando el
coeficiente de actividad por la concentración del ión, según la ecuación.
Es de hacer notar que el valor numérico obtenido a partir de la
aplicación de la ecuación, tiene un significado negativo, por lo que al
calcular (Y), a través de la determinación del antilogarítmo,
matemáticamente se cumple una relación de proporcionalidad inversa, es
decir, mientras mayor sea la magnitud del número negativo, menor será el
coeficiente de actividad.
En resumen, de lo anteriormente expuesto, se concluye que: Al
aumentar la concentración de iones en solución se cumple:

42. a) Los iones se encuentran muy próximos, unos de otros;
b) Los iones se atraen con grandes fuerzas de interacción;
c) Se ve reducido el poder migratorio de los iones;
d) La solución muestra una fuerza iónica elevada;
e) Hay mayor concentración de iones en la atmósfera iónica, que en
el seno de la solución;
f) La concentración efectiva de los iones en la solución es reducida;
g) El coeficiente de actividad de los iones es bajo;
A esto hay que añadir que, dependiendo de la magnitud de la fuerza
iónica, se cumple:
a) La velocidad de reacción entre iones opuestos, disminuye cuando
decrece la fuerza iónica, pues se reducen las fuerzas de
interacción. Por ello, cabe esperar que los solventes de alta
constante dieléctrica, contribuyan a reducir la velocidad de
reacción en cuestión.
b) La velocidad de reacción, entre iones del mismo signo, aumenta
cuando incrementan la magnitud de la fuerza iónica. Por ello, cabe
esperar que solventes de baja constante dieléctrica, incrementen
la velocidad de la reacción, pues bajo estas condiciones, las
atracciones electrostáticas son más fuertes.
Es necesario hacer hincapié en el hecho de que los fenómenos explicados,
por la teoría de Debye Hückel , tiene lugar cuando las soluciones son
diluidas, pues al tratarse de soluciones concentradas, tiene lugar el
proceso contrario, de modo que, en lugar de producir un efecto de freno,
sobre el movimiento de los iones, se produce un proceso de activación de
los mismos.
Para concentraciones elevadas, Debye Hückel, consideraron que el efecto
frenador del movimiento migratorio de los iones, se ve amortiguado por el
radio finito del ión.
Así, para concentraciones elevadas Hückel, tomó en cuenta las acciones
electrostáticas aumentadas a causa de la disminución de la constante
dieléctrica del medio, también la presencia de iones y la dilución de éstos.

43. Cuando el solvente es dipolar, como el agua, sus moléculas, en lugar de
servir de freno a las interacciones electrostáticas, se dispone en corona,
alrededor de los iones cargados, aumentando el volumen del conjunto y,
generando esferas inertes a la acción dipolar.
BIBLIOGRAFÍA
 LOYD V. ALLEN, JR, NICHOLAS G POPOVICH, HOWARD C. ANSEL. ANSEL’S
PHARMACEUTICAL DOSAGE FORMS AND DRUG DELIVERY SYSTEMS, 8TH
EDITION. BALTIMORE, MD: LIPPINCOTT WILLIAMS & WILKINS, 2005.
 MARTIN, A. PHYSICAL PHARMACY. PHYSICAL CHEMICAL PRINCIPLES IN THE
PHARMACEUTICAL SCIENCES. Patrick Sinko, Alfred Martin, Editor. 7TH EDITION.
Philadelphia, PA : Wolters Kluwer. 2017.
 REMINGTON: THE SCIENCE AND PRACTICE OFPHARMACY. 21TH EDITION
LIPPINCOTT WILLIAMS & WILKINS. 2019
 SWARBRICK, J. AND BOYLAN, J. ENCYCLOPEDIA OF PHARMACEUTICAL
TECHNOLOGY. 4TH EDITION. IMPRINT CRC PRESS; 2013.
 VILA, J. TECNOLOGÍA FARMACÉUTICA. ASPECTOS FUNDAMENTALES DE LOS
SISTEMAS FARMACÉUTICOS DE LOS SISTEMAS FARMACÉUTICAS Y
OPERACIONES BÁSICAS. VOL. I. EDITORIAL SISTEMAS. MADRID. 2001.
 VILA, J. TECNOLOGÍA FARMACÉUTICA. FORMAS FARMACÉUTICAS. VOL. II.

44. EDITORIAL SINTESIS. MADRID. 2001.

45. SOLUTO SEPARACION DE LA
MOLECULA DEL
SOLUTO ( Absorción de
calor)
SOLVENTE CREACION DE UN HUECO EN EL
SOLVENTE (Absorción de
calor)
+
+
SOL
VEN
TEEE
MOL
ECU
LA
DE
SOL
UTO
COLOCAC
ION DE LA
MOLECUL
A DEL
SOLUTO
DENTRO
DEL
SOLVENT
E