Clasificacion de Solutos D.R

CLASIFICACIÓN DE LOS SOLUTOS

ANALISIS FARMACEUTICOSVOLUMETRIA

TIPOS DE SOLUTOS

• Se pueden distinguir dos tipos de solutos:

1. No electrolíticos

2. Electrolíticos

SOLUTOS NO ELECTROLÍTICOS

Se disuelven como Moléculas

Molécula: grupo de átomos enlazados entre sí, que existen en forma de una partícula discreta.

En disoluciones acuosas no conducen la corriente eléctrica.

Son partículas eléctricamente neutras y por lo tanto no pueden moverse en un campo eléctrico.


Estructura de Sacarosa-C12H22O11


Disolución de Sacarosa-C12H22O11 en agua

SOLUTOS ELECTROLÍTICOS

Existen en la disolución como Iones.

Iones: Partículas con cargas eléctricas positivas y negativas, las cuales forman una red tridimensional, y no son partículas discretas como en las moléculas.

En disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica.

Los iones cargados migran al aplicarles un campo eléctrico, transportando la corriente eléctrica.


Estructura del NaCl


Disolución de Cloruro de Sodio-NaCl en agua


Los átomos de los elementos metálicos) tienden a perder electrones para formar iones cargados positivamente llamados Cationes.

Por ejemplo, los iones Na+ y Ca2+, se forman a partir de los átomos de los metales Sodio y Calcio:

Átomo Na Na+ (ión sodio) + 1e-

Átomo Ca Ca2+ (ión calcio) + 2e-


Los átomos de no metales (los elementos situados a la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones y formar iones negativos llamados Aniones.

Por ejemplo, los átomos de cloro y oxígeno, al adquirir electrones forman los iones Cl- y O2-:

Átomo Cl + 1e- Cl- (ión cloruro)

Átomo O + 2e- O2- (ión óxido)

TIPOS DE SOLVENTES FARMACÉUTICOS

SOLVENTES POLARES

• Formados por Moléculas Bipolares fuertes con Uniones de Hidrógeno.

1. Agua:

Es un solvente Único

Tiene un Punto de Ebullición elevado

Tiene Constante Dieléctrica alta

Agua-H20

Las moléculas de agua en disolución interactúan entre si a través de los puentes de hidrógeno.

SOLVENTES POLARES

La Constante Dieléctrica (ε) indica el efecto que tiene una sustancia cuando actúa como medio, sobre la facilidad con la que pueden separarse dos iones de carga contraria.

SOLVENTES POLARES

2. Alcohol (Etanol):

Sigue en importancia al Agua.

En concentración razonable evita el crecimiento de microorganismos.

Las resinas , los aceites volátiles, alcaloides, glucósidos, etc., se disuelven en alcohol, pero muchos principios terapéuticamente inertes, como gomas, albúmina y almidón son insolubles en él, y esto hace que sea más útil como solvente selectivo.

SOLVENTES POLARES

2. Alcohol (Etanol):

Las mezclas de Alcohol y Agua, en proporciones que varían según el caso se usan mucho y a menudo se les llama Solventes Hidroalcohólicos.

Etanol CH3CH2OH

SOLVENTES POLARES

3. Glicerina:

Solvente excelente, aunque su espectro no es tan amplio como el del Agua y el Alcohol.

En mayores concentraciones tiene acción conservadora.

Disuelve los álcalis fijos, gran número de sales y ácidos vegetales, pepsinas, taninos, algunos principios activos de las plantas, etc., pero también disuelve gomas, hidratos de carbono solubles, almidón.

SOLVENTES POLARES

3. Glicerina:

Tiene valor especial como Solvente Simple.

Glicerina c3H8O3

SOLVENTES POLARES

4. Propilenglicol:

Se ha utilizado mucho como sustituto de la glicerina.

Miscible con Agua , Acetona o Cloroformo en todas las proporciones.

Se asegura que es tan efectivo como el Etanol para inhibir el crecimiento y la fermentación por mohos.

Propilenglicol c3H8O2

SOLVENTES POLARES

5. Alcohol Isopropílico:

Posee propiedades de solvente similares a las del Etanol y se utiliza en su reemplazo en muchas operaciones de fabricación farmacéutica.

Se emplea en algunas fórmulas de linimentos y lociones.

No contiene más que el 1% de Agua a diferencia del Etanol que contiene alrededor del 5%.

SOLVENTES POLARES

5. Alcohol Isopropílico:

Su Uso Interno está Contraindicado.

Alcohol Isopropílico C3H8O

SOLVENTES SEMIPOLARES

• Formados también por molécula bipolares fuertes pero que no forman uniones de hidrógeno.

1. Acetona y materiales semipolares afines:

Aunque la acetona tiene un momento dipolar muy alto, como solvente puro no forma estructuras asociadas.

Momento Dipolar: Medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos, es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica.



Esto queda demostrado por su bajo punto de ebullición (57ºC) en comparación con el punto de ebullición del Agua, cuyo peso molecular es menor (100ºC) y del Etanol (79ºC).

La razón por la cual no se asocia es que la carga positiva en su dipolo no reside en un átomo de hidrógeno, lo que le impide formar un puente de hidrógeno.



Sin embargo, si alguna sustancia capaz de formar puentes de hidrógeno, como el agua o alcohol, se agrega a la acetona, hay una interacción muy fuerte a través de uniones de hidrógeno.

ACETONA CH3(CO)CH3


2. Algunas sustancias semipolares y similares a la acetona son los aldehídos, los ésteres de bajo peso molecular, otras cetonas y compuestos nitrogenados.

AldehídoÉster

Compuestos Nitrogenados

SOLVENTES NO POLARES

• Formados por moléculas de carácter débilmente polar o no polar

Esta clase de solventes incluyen agentes fijos como el aceite vegetal, bencina de petróleo, tetracloruro de carbono, benceno y cloroformo.

En términos relativos, existe una amplia gama de polaridad entre estos solventes, por ejemplo, el benceno no tiene momento dipolar, pero el del cloroformo es 1,05 x 10-18 ues.


Cuando un solvente como el cloroformo tiene átomos de halógeno muy electronegativos unidos a un átomo de carbono que también contiene por lo menos un átomo de hidrógeno , este solvente será capaz de formar uniones de hidrógeno fuertes con solutos de carácter polar.

Así, mediante la formación de puentes de hidrógeno estos solventes disuelven solutos polares.

Por ejemplo, es posible disolver alcaloides en cloroformo.


CloroformoCHCl3

Benceno C6H6

Tetracloruro de Carbono

CCl4

FUERZAS DE UNIÓN INTERMOLECULAR

GENERALIDADES

Las Fuerzas de Unión Intermolecular son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula.

El conocimiento de las Fuerzas de Unión Intermolecular es muy importante en muchos aspectos diferentes de las ciencias farmacéuticas, como:

• En la fabricación de diversos preparados

• En estudios de estabilidad

• En el diseño de fármacos nuevos.

GENERALIDADES

Este conocimiento no sólo es esencial para predecir algunas propiedades fisicoquímicas de distintas formas de dosificación, sino que también es indispensable para la interpretación de la acción de los fármacos a nivel molecular y para correlaciones estructura actividad.

Se utilizará la clasificación de Martin para distintos tipos de fuerzas.

GENERALIDADES

Los átomos se mantienen unidos formando moléculas por medio de fuerzas que reciben el nombre de Enlaces o Uniones Químicas.

En las Uniones Iónicas los átomos se mantienen unidos debido a las fuerzas de atracción que surgen por tener cargas opuestas (catión – anión).

Los enlaces covalentes entre los átomos de Hidrógeno y Oxígeno en una molécula de Agua se llaman Enlaces Intramoleculares.

Las fuerzas de atracción entre las moléculas vecinas de agua son Fuerzas Intermoleculares.

GENERALIDADES

El Cloro se transforma en el anión Cloruro, y el Sodio en un Catión, la atracción eléctrica hace que los iones permanezcan unidos.

GENERALIDADES

GENERALIDADES

FUERZAS DE REPULSIÓN Y ATRACCIÓN

Existen fuerzas de repulsión intermolecular cuando dos moléculas dipolares se acercan “cabeza a cabeza” o “cola a cola” o cuando dos moléculas se aproximan tanto que sus nubes electrónicas que no participan en ligaduras se interpenetran.

De otro modo, dos moléculas de cargas opuestas más cercanas que las cargas semejantes se atraen entre sí.

GENERALIDADES

FUERZAS DE REPULSIÓN Y ATRACCIÓN

Cuando las fuerzas de repulsión y de atracción son iguales, la energía potencial de las dos moléculas es un mínimo y se establece un equilibrio.

Fuerzas similares pueden existir en la misma molécula (intramoleculares) y entre moléculas diferentes.


• Fuerzas de Van Der Waals:

– Debido a la atracción electrostática, las moléculas bipolares tienden a alinearse con las moléculas vecinas de modo que el polo negativo de una molécula señala hacia el polo positivo de la siguiente.


• Fuerzas de Van Der Waals:

– Este tipo de atracción se conoce como interacción dipolo – dipolo y tiene una fuerza de 1 – 7 kcal/mol.

– Estas interacciones son aproximadamente 100 veces más débiles que las uniones covalentes; sin embargo son muy importantes porque se pueden establecer cientos de interacciones simultáneas, manteniendo a las moléculas juntas con bastante cohesión.


• Puentes de Hidrógeno:

– Se produce cuando un átomo de hidrógeno se encuentra entre dos átomos más electronegativos estableciéndose un vínculo entre ellos.



– Los dos enlaces fijados al mismo hidrógeno no pueden ser uniones covalentes.

– El Puente de hidrógeno debe ser en parte iónico.

– Los átomos más comunes capaces de formar puentes de hidrógeno son F, O, N y , en menor grado, Cl y S.



– Son responsable del punto de ebullición más alto de un ácido carboxílico en comparación con el de su éster.

– Son responsables de la gran solubilidad de los compuestos polihidroxílicos, como los azúcares en agua.

– La fuerza de la mayoría de los Puentes de Hidrógenos varía entre 1 y 7 kcal/mol.


• Fuerzas Ión – Dipolo y Ión – Dipolo Inducido:

– En este caso el ión se va rodeando de las moléculas polares. Estas fuerzas son importantes en los procesos de disolución de sales.


• Interacciones Hidrófobas:

– La asociación de grupos no polares entre sí en solución acuosa, debida a la tendencia de las moléculas de agua a excluir las moléculas no polares, se conoce como Interacción Hidrófoba o Enlaces Hidrófobos.

– La palabra Hidrófoba es aquí incorrecta, porque implica que la molécula no polar rechaza el agua; de hecho, es el agua la que rechaza a la molécula no polar.



– En los últimos años se ha reconocido la importancia de las interacciones hidrófobas para:

• Estabilizar la estructura proteica

• La unión droga proteína

• El transporte y el almacenamiento de drogas

• Interacción droga – receptor



PROPIEDADES COLIGATIVAS

INTRODUCCIÓN

• Al disolver un soluto en un solvente se forma una solución cuyas propiedades físicas son distintas a las del solvente puro o del soluto puro.

• Las Propiedades Coligativas son las propiedades físicas de las soluciones que dependen de la cantidad de partículas de soluto en una solución, pero no de la identidad de esas partículas.

• Esto quiere decir que dos soluciones formadas por distintos solutos, pero con el mismo solvente y con las mismas concentraciones de partículas de soluto, presentan las mismas Propiedades Coligativas.

INTRODUCCIÓN

• Antes de describir las Propiedades Coligativas se debe presentar una nueva unidad de medición de concentración: La Fracción Molar (x).

• La Fracción Molar de cualquier componente de una solución es igual a la cantidad de moles de ese componente dividida entre la cantidad total de moles de soluto y de solvente.

• En una solución que sólo contenga un soluto disuelto en un solvente, la suma de las fracciones molares de soluto y de solvente debe ser igual a 1.

INTRODUCCIÓN

INTRODUCCIÓN

Propiedades Coligativas

• Presión Osmótica

• Disminución de la Presión de Vapor

• Elevación del Punto de Ebullición y

• Descenso del Punto de Congelación

PRESIÓN OSMÓTICA

• De las cuatro propiedades, todas ellas relacionadas entre sí, la Presión Osmótica es la que tiene mayor importancia directa en las ciencias farmacéuticas .

• Es la propiedad que determina en gran parte la aceptabilidad fisiológica de diversas soluciones usadas con fines terapéuticos.

PRESIÓN OSMÓTICA

• La Ósmosis es la difusión neta de agua a través de una membrana con permeabilidad selectiva desde una zona de gran concentración de agua a otra con menor concentración de agua.

• Cuando se añade un soluto al agua pura, disminuye la concentración de agua de la mezcla.

• Por tanto, cuando mayor es la concentración de solutos en una solución, menor es la concentración de agua.

PRESIÓN OSMÓTICA

• Además, el agua difunde desde una zona con baja concentración de solutos (concentración elevada de agua) a otra que tiene una concentración elevada de solutos (concentración baja de agua).

• La magnitud exacta de presión que se necesita para impedir la ósmosis se llama Presión Osmótica.

• Por tanto, la Presión osmótica es la presión en exceso que se debe aplicar a una solución para evitar que el solvente puro se difunda hacia la solución a través de una membrana semipermeable.

PRESIÓN OSMÓTICA

• Cuanto mayor es la Presión Osmótica de una solución, menor es la concentración de agua, pero mayor es la concentración de solutos en la solución.

• La Presión Osmótica de una solución es directamente proporcional a la concentración de las partículas osmóticamente activas de esa solución.

• Esto es así independientemente de si el soluto es una molécula grande o pequeña.

PRESIÓN OSMÓTICA

• Por ejemplo, una molécula de albúmina con un peso molecular de 70000 tiene el mismo efecto osmótico que una molécula de glucosa con un peso molecular de 180.

• Por otro lado, una molécula de Cloruro Sódico tiene dos partículas osmóticamente activas, el Na+ y el Cl- y, por tanto, tiene dos veces el efecto osmótico de cualquiera de las otras dos moléculas, la de albúmina o la de glucosa.

• Así pues, la Presión osmótica de una solución es proporcional a su osmolaridad, una medida de la concentración de partículas de soluto.

PRESIÓN OSMÓTICA

ÓSMOSIS

PRESIÓN OSMÓTICA

• La membrana plasmática de la célula puede considerarse como semipermeable, y por ello las células deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos que las bañan.

ASPECTOS BIOLÓGICOS DE LA PRESIÓN OSMÓTICA

Glóbulos rojos de la sangre

Disolución isotónica(misma π que los

fluidos intracelularesde los glóbulos)

Disolución hipotónica(menor π)

(entra agua y puede causarla ruptura: hemólisis)

Disolución hipertónica(mayor π)

(sale agua: crenación)

Suero fisiológico

PRESIÓN OSMÓTICA


• Ej. De un proceso osmótico natural se puede ver en el microscopio cuando se coloca en agua pura un glóbulo rojo de la sangre, la célula se hincha y puede llegar a reventar; por el contrario, si el glóbulo se coloca en una disolución de azúcar, el agua se mueve en sentido contrario, se sale de la membrana celular y ésta se encoge y se arruga.

PRESIÓN OSMÓTICA


• Para evitar estos fenómenos, las disoluciones utilizadas en las inyecciones intravenosas se preparan con la misma presión osmótica que la sangre (alrededor de 7.7 atm). Una disolución de glucosa 0.31 M tiene esta presión osmótica, y se denomina isotónica con la sangre, lo mismo que el NaCl al 0.9%.

DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR

• La Presión de Vapor es la presión ejercida por un vapor cuando está en equilibrio con el líquido del que procede.

• Cuando se agrega un soluto a un solvente líquido hay un descenso de la presión que ejerce el vapor del solvente sobre la solución.

Un soluto hace que la presión de vapor de la disolución sea más baja, es decir, que menos moléculas se evaporen a la fase gas.



• Francois – Marie Raoult demostró, entre 1887 y 1888, que la presión del solvente sobre una solución es igual a la fracción mol del solvente multiplicada por la presión de vapor del solvente puro. A esta ecuación se le llama Ley de Raoult.


• Sin embargo, la presión de vapor de un solvente no es una propiedad coligativa.

• Sólo el cambio de presión de vapor debido a la adición de un soluto a un solvente se puede considerar entre las propiedades coligativas de una solución.


• Cuando se agrega un soluto a un solvente puro, el cambio de presión parcial del solvente sobre la solución es igual a la diferencia entre la presión de vapor del solvente puro y la que ejerce el solvente sobre la solución.


• Al sustituir la Ley de Raoult en la ecuación anterior se obtiene el siguiente resultado:

• Se puede simplificar la ecuación con la relación entre las fracciones molares del soluto y del solvente:

ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

• Punto de Ebullición (PE) es la temperatura de un líquido a la cual su presión de vapor se iguala a la presión exterior; el líquido tenderá a formar burbujas y vaporizarse en su punto de ebullición; corrientemente se da a una atmósfera de presión.


• Si se agrega un soluto no volátil al líquido puro, la presión de vapor resultante, del solvente sobre la solución, se reducirá.

• Esto quiere decir que será necesario incrementar todavía más la temperatura para que la presión de vapor del solvente sea igual a la presión sobre la superficie de la solución.

• En consecuencia, el punto de ebullición de una solución será mayor que el del solvente puro.


• A la diferencia de temperaturas se le llama Elevación del Punto de Ebullición.

• Ya que los cambios de punto de ebullición del solvente, , que se presentan al agregarle un soluto, son consecuencia de cambios en la presión parcial del solvente, la magnitud del cambio en el punto de ebullición también es proporcional a la fracción mol del soluto.


• En soluciones muy diluidas, la fracción mol del soluto es proporcional a la molalidad de la solución.

• Se define a la molalidad (m), como la cantidad de moles de soluto por kilogramos (kg) de solvente:


• La molalidad se parece a la molaridad, pero el denominador se expresa en kilogramos de solvente, y no en litros de solución.

• La molalidad tiene una ventaja importante sobre la molaridad.

• La molaridad de una solución acuosa cambia con su temperatura, porque la densidad del agua es función de la temperatura.


• La molalidad de una solución no cambia con la temperatura, porque se define en función de la masa del solvente, y no de su volumen.

• La ecuación que describe la magnitud de la elevación del punto de ebullición al agregar un soluto a un solvente se puede expresar como sigue:


• En ella, es la elevación del punto de ebullición, esto es, el cambio de temperatura de ebullición que hay cuando un soluto se disuelve en el solvente,

• Y es una constante de proporcionalidad, llamada constante molal de elevación del punto de ebullición del solvente.

CONSTANTES DE DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN Y DE ELEVACIÓN DEL PUNTO DE

EBULLICIÓNSolvente Punto de

Congelación (ºC)Punto de

Ebullición (ºC)Agua 0 100

Ácido Acético 17 118Benceno 5.50 80.0

Ciclohexano 6.5 81Alcanfor 178 208

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

• Punto de Congelación es la temperatura a la cual una fase sólida y otra líquida pueden coexistir en equilibrio; se aplica tanto a líquidos puros como disoluciones.

• Se observa que al agregar un soluto a un solvente, el punto de congelación de la solución es menor que el del solvente puro.

• Como ejemplo de la utilidad del descenso del punto de congelación está el de agregar sal al hielo, para disminuir la temperatura de fusión del hielo cuando se preparan helados caseros.


• Se puede escribir una ecuación parecida a la de la elevación del punto de ebullición, para describir lo que sucede con el punto de congelación (o punto de fusión) de un solvente, cuando se agrega un soluto a un solvente:

MM = g de soluto / (m) (kg de disolvente)

MM = Masa o Peso Molar o Molecular


• En la ecuación, es el descenso del punto de congelación, esto es, el cambio del punto de congelación que hay cuando el soluto se disuelve en el solvente.

• Y es la constante molal de descenso del punto de congelación para el solvente.

• En esta ecuación se usa un signo negativo para indicar que el punto de congelación del solvente disminuye cuando se le agrega un soluto.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

APLICACIONES PRÁCTICAS

– Una de las aplicaciones farmacéuticas más importantes de las propiedades coligativas está en la preparación de colirios y soluciones intravenosas isotónicas.

– Otras aplicaciones de las propiedades coligativas se encuentran en fisiología experimental. Una de ellas es la inmersión de tejidos en soluciones de sales isotónicas con los líquidos de los del tejido, para evitar los cambios o lesiones que pueden deberse a ósmosis.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

APLICACIONES PRÁCTICAS

– Las propiedades coligativas de las soluciones también pueden utilizarse para determinar el peso molecular de solutos o, en el caso de electrolitos, el grado de ionización. El método de determinación del peso molecular depende de que cada una de las propiedades coligativas es alterada por un valor constante cuando un número definido de moléculas de soluto se agrega a un disolvente.

SOLUBILIDAD

INTRODUCCIÓN

• Cuando un exceso de un sólido se pone en contacto con un líquido, las moléculas del primero se retiran de su superficie hasta que se establece el equilibrio entre las moléculas que dejan el sólido las que vuelven a él.

• Se dice que la solución resultante está saturada a la temperatura del experimento y el grado en que se disuelva el soluto se llama Solubilidad.

INTRODUCCIÓN

• El grado de solubilidad de diferentes sustancias varía desde cantidades casi imperceptibles hasta cantidades relativamente grandes, pero para cualquier soluto dado, la solubilidad tiene un valor constante a temperatura constante.

• Solubilidad se define como la cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad de disolvente a una temperatura específica.

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

• La cantidad de soluto que se disuelve en un disolvente dado depende de varios factores:

1. La naturaleza del soluto y del disolvente

2. Temperatura

3. Presión


1. La Naturaleza del Soluto y del Disolvente:

– Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del solvente, lo cual ocurre sólo y cuado entre las moléculas del soluto y solvente se establecen fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar.


2. Efecto de la Temperatura:

– La solubilidad de un sólido en un líquido depende de la temperatura. Si en el proceso de solución, se absorbe calor (como lo demuestra la reducción en la temperatura), Δ H (Calor de disolución para el proceso global) es positiva y la solubilidad del soluto aumenta, aumentando la temperatura. Esto ocurre en casi todas las sales. El proceso es endotérmico.



– Proceso Endotérmico

Se explica por los siguiente hechos:

- El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad de difusión de las partículas del soluto en el seno del disolvente.

- El calor suministrado es absorbido por las moléculas del soluto, debilitándose las fuerzas intermoleculares y facilitándose el proceso de solvatación.



– Si un soluto emite calor durante el proceso de solución (como lo demuestra el aumento de temperatura), Δ H es negativa, y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. Esto ocurre con hidróxido de calcio. El proceso es exotérmico.



– Proceso Exotérmico

• Un aumento de la temperatura disminuirá la solubilidad; calentando se separará el soluto de la disolución .



– Cuando no se absorbe ni se emite calor, la solubilidad no está afectada por la variación de temperatura, como casi ocurre el NaCl.

– Cuando Δ H es igual a cero y no hay cambio de volumen, se dice que existe una solución ideal porque las interacciones soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-solvente son las mismas.



– Cuando el calor de disolución tiene un valor positivo (energía absorbida) o negativo (energía liberado), se dice que existe una solución no ideal.


3. Efecto de la Presión:

– Sólo tiene efecto importante sobre la solubilidad en los sistemas gas-líquido. A una temperatura dada, un aumento de presión aumenta la solubilidad del gas.

– Además, a presiones bajas y moderadas, la solubilidad del gas es directamente proporcional a la presión.

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