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 relacionadas con ella también proporcionan información sobre la estructura y las fuerzas intermoléculares de los medicamentos.

1. UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA
FACULTAD DE FARMACIA
Asignatura Fisicoquímica y Tecnología Farmacéutica I
FACTORES FISICOQUÍMICOS QUE INFLUYEN
SOBRE LA SOLUBILIDAD
UNIDAD II / TEMA 7
Profa. Isabel Andueza
Profa. Karla Calo
Año 2021

2. CONTENIDO PROGRAMÁTICO
 Introducción
 Naturaleza química del solvente.
 Cosolvencia.
 Constante Dieléctrica.
 pH.
 Temperatura.
 Soluciones de Electrolitos (fuertes y débiles).
 Fuerza Ionica.
 Actividad de reforzamiento.
 Referencias.

3. OBJETIVOS
Al finalizar el estudio de este tema, el estudiante estará en capacidad
de:
Determinar la influencia de la naturaleza química del solvente sobre la
solubilidad de los solutos.
Clasificar los solventes en función de la constante dieléctrica.
Señalar las características de los solventes comunmente empleados en
la obtención de formas farmacéuticas soluciones.
Establecer la importancia del fenómeno de la cosolvencia.
Determinar la constante dieléctrica aproximada de la mezcla de
solventes.
Establecer los criterios básicos para la selección de la mezcla de
solventes.
Explicar la influencia del pH sobre la solubilidad.
Determinar mediante la ecuación de Henderson- Hasselbalch la
influencia del pH en la estabilidad física de las sales de ácido y base
débil.
Explicar la influencia positiva y negativa de la temperatura sobre la
solubilidad.
Establecer la influencia de la concentración iónica sobre la estabilidad
física de las sales presentes en la solución.

4. 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 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.

5. 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)
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.

6. 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 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.

7. 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 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

8. 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.
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.

9. 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.
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

10. 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 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

11. 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.
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

12. 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
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

13. 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. 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

14. 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.
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 :

15. 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
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.

16. 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
solución, se modifica el pH de precipitación y mientras la solución al 1%

17. 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

18. soluto solvente, calor éste que es incorporado por el mismo sistema,
para 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.

19. 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 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

20. 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, 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.

21. 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.
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.

22. 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
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)

23. 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-£)
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

24. 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 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

25. 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 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.

26. 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.
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

27. 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:
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

28. 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.
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.

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