Equilibrio de solubilidad

Equilibrio termodinámico entre un sólido y una solución del mismo compuesto

El equilibrio de solubilidad es un tipo de equilibrio dinámico que existe cuando un compuesto químico en estado sólido se encuentra en equilibrio químico con una solución de ese compuesto. El sólido puede disolverse sin cambios, por disociación o por reacción química con otro componente de la solución, como un ácido o un álcali. Cada equilibrio de solubilidad se caracteriza por un producto de solubilidad dependiente de la temperatura que funciona como una constante de equilibrio . Los equilibrios de solubilidad son importantes en los ámbitos farmacéutico, medioambiental y de muchos otros tipos.

Definiciones

Existe un equilibrio de solubilidad cuando un compuesto químico en estado sólido se encuentra en equilibrio químico con una solución que lo contiene. Este tipo de equilibrio es un ejemplo de equilibrio dinámico en el que algunas moléculas individuales migran entre las fases sólida y de solución de modo que las velocidades de disolución y precipitación son iguales entre sí. Cuando se establece el equilibrio y el sólido no se ha disuelto por completo, se dice que la solución está saturada. La concentración del soluto en una solución saturada se conoce como solubilidad . Las unidades de solubilidad pueden ser molares (mol dm ⁻³ ) o expresarse como masa por unidad de volumen, como μg mL ⁻¹ . La solubilidad depende de la temperatura. Una solución que contiene una concentración de soluto mayor que la solubilidad se dice que está sobresaturada . Se puede inducir el equilibrio de una solución sobresaturada mediante la adición de una "semilla", que puede ser un pequeño cristal del soluto o una pequeña partícula sólida, que inicia la precipitación. ^{[ cita requerida ]}

Hay tres tipos principales de equilibrios de solubilidad.

1. Disolución simple.
2. Reacción de disolución con disociación. Es característica de las sales . La constante de equilibrio se conoce en este caso como producto de solubilidad.
3. Reacción de disolución con ionización. Es característica de la disolución de ácidos débiles o bases débiles en medios acuosos de pH variable .

En cada caso, se puede especificar una constante de equilibrio como un cociente de actividades . Esta constante de equilibrio es adimensional , ya que la actividad es una cantidad adimensional. Sin embargo, el uso de actividades es muy inconveniente, por lo que la constante de equilibrio generalmente se divide por el cociente de coeficientes de actividad, para convertirse en un cociente de concentraciones. Consulte Química del equilibrio#Constante de equilibrio para obtener más detalles. Además, la actividad de un sólido es, por definición, igual a 1, por lo que se omite de la expresión de definición.

Para un equilibrio químico , el producto de solubilidad, K _sp para el compuesto A _p B _q se define de la siguiente manera , donde [A] y [B] son ​​las concentraciones de A y B en una solución saturada . Un producto de solubilidad tiene una funcionalidad similar a una constante de equilibrio, aunque formalmente K _sp tiene la dimensión de (concentración) ^{p + q} . $${\displaystyle \mathrm {A} _{p}\mathrm {B} _{q}\leftrightharpoons p\mathrm {A} +q\mathrm {B} }$$ $${\displaystyle K_{\mathrm {sp} }=[\mathrm {A} ]^{p}[\mathrm {B} ]^{q}}$$

Efectos de las condiciones

Efecto de la temperatura

La solubilidad es sensible a los cambios de temperatura . Por ejemplo, el azúcar es más soluble en agua caliente que en agua fría. Esto ocurre porque los productos de solubilidad, como otros tipos de constantes de equilibrio, son funciones de la temperatura. De acuerdo con el Principio de Le Chatelier , cuando el proceso de disolución es endotérmico (se absorbe calor), la solubilidad aumenta con el aumento de la temperatura. Este efecto es la base del proceso de recristalización , que se puede utilizar para purificar un compuesto químico. Cuando la disolución es exotérmica (se libera calor), la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura. ^[1] El sulfato de sodio muestra una solubilidad creciente con una temperatura inferior a unos 32,4 °C, pero una solubilidad decreciente a una temperatura más alta. ^[2] Esto se debe a que la fase sólida es el decahidrato ( Na
₂ENTONCES
₄·10 horas
₂O ) por debajo de la temperatura de transición, pero un hidrato diferente por encima de esa temperatura. ^{[ cita requerida ]}

La dependencia de la temperatura de solubilidad para una solución ideal (lograda para sustancias de baja solubilidad) está dada por la siguiente expresión que contiene la entalpía de fusión, Δ _m H , y la fracción molar del soluto en saturación: donde es la entalpía molar parcial del soluto en dilución infinita y la entalpía por mol del cristal puro. ^[3] ${\displaystyle x_{i}}$ $${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln x_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {{\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}}$$ ${\displaystyle {\bar {H}}_{i,\mathrm {aq} }}$ ${\displaystyle H_{i,\mathrm {cr} }}$

Esta expresión diferencial para un no electrolito se puede integrar en un intervalo de temperatura para dar: ^[4] $${\displaystyle \ln x_{i}={\frac {\Delta _{m}H_{i}}{R}}\left({\frac {1}{T_{f}}}-{\frac {1}{T}}\right)}$$

Para soluciones no ideales, la actividad del soluto en saturación aparece en lugar de la solubilidad de la fracción molar en la derivada con respecto a la temperatura: $${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln a_{i}}{\partial T}}\right)_{P}={\frac {H_{i,\mathrm {aq} }-H_{i,\mathrm {cr} }}{RT^{2}}}}$$

Efecto del ion común

El efecto del ion común es el efecto de la disminución de la solubilidad de una sal cuando también está presente otra sal que tiene un ion en común con ella. Por ejemplo, la solubilidad del cloruro de plata , AgCl, se reduce cuando se añade cloruro de sodio, una fuente del ion común cloruro, a una suspensión de AgCl en agua. ^[5] La solubilidad, S , en ausencia de un ion común se puede calcular de la siguiente manera. Las concentraciones [Ag ⁺ ] y [Cl ⁻ ] son ​​iguales porque un mol de AgCl se disociaría en un mol de Ag ⁺ y un mol de Cl ⁻ . Sea la concentración de [Ag ⁺ (aq)] denotada por x . Entonces K _sp para AgCl es igual a $${\displaystyle \mathrm {AgCl(s)\leftrightharpoons Ag^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)} }$$ $${\displaystyle K_{\mathrm {sp} }=\mathrm {[Ag^{+}][Cl^{-}]} =x^{2}}$$ $${\displaystyle {\text{Solubility}}=\mathrm {[Ag^{+}]=[Cl^{-}]} =x={\sqrt {K_{\mathrm {sp} }}}}$$1,77 × 10 ⁻¹⁰  mol ² dm ⁻⁶ a 25 °C, por lo que la solubilidad es1,33 × 10 ⁻⁵  mol dm ⁻³ .

Ahora supongamos que el cloruro de sodio también está presente, en una concentración de 0,01 mol dm ⁻³ = 0,01 M. La solubilidad, ignorando cualquier posible efecto de los iones de sodio, ahora se calcula mediante Esta es una ecuación cuadrática en x , que también es igual a la solubilidad. En el caso del cloruro de plata, x ² es mucho menor que 0,01 M x , por lo que el primer término puede ignorarse. Por lo tanto, una reducción considerable de $${\displaystyle K_{\mathrm {sp} }=\mathrm {[Ag^{+}][Cl^{-}]} =x(0.01\,{\text{M}}+x)}$$ $${\displaystyle x^{2}+0.01\,{\text{M}}\,x-K_{sp}=0}$$ $${\displaystyle {\text{Solubility}}=\mathrm {[Ag^{+}]} =x={\frac {K_{\mathrm {sp} }}{0.01\,{\text{M}}}}=\mathrm {1.77\times 10^{-8}\,mol\,dm^{-3}} }$$1,33 × 10 ⁻⁵  mol dm ⁻³ . En el análisis gravimétrico de plata, la reducción de la solubilidad debido al efecto del ion común se utiliza para asegurar la precipitación "completa" de AgCl.

Efecto del tamaño de partícula

La constante de solubilidad termodinámica se define para monocristales grandes. La solubilidad aumentará con la disminución del tamaño de la partícula de soluto (o gota) debido a la energía superficial adicional. Este efecto es generalmente pequeño a menos que las partículas se vuelvan muy pequeñas, típicamente más pequeñas que 1 μm. El efecto del tamaño de partícula en la constante de solubilidad se puede cuantificar de la siguiente manera: donde * K _A es la constante de solubilidad para las partículas de soluto con el área de superficie molar A , * K _{A →0} es la constante de solubilidad para la sustancia con área de superficie molar que tiende a cero (es decir, cuando las partículas son grandes), γ es la tensión superficial de la partícula de soluto en el solvente, A _m es el área de superficie molar del soluto (en m ² /mol), R es la constante universal de los gases , y T es la temperatura absoluta . ^[6] $${\displaystyle \log(^{*}K_{A})=\log(^{*}K_{A\to 0})+{\frac {\gamma A_{\mathrm {m} }}{3.454RT}}}$$

Efectos de la sal

Los efectos de la sal ^[7] ( salación entrante y saliente ) se refieren al hecho de que la presencia de una sal que no tiene ningún ion en común con el soluto, tiene un efecto sobre la fuerza iónica de la solución y, por lo tanto, sobre los coeficientes de actividad , de modo que la constante de equilibrio, expresada como cociente de concentración, cambia.

Efecto de fase

Los equilibrios se definen para fases cristalinas específicas . Por lo tanto, se espera que el producto de solubilidad sea diferente según la fase del sólido. Por ejemplo, la aragonita y la calcita tendrán diferentes productos de solubilidad aunque ambas tengan la misma identidad química ( carbonato de calcio ). Bajo cualquier condición dada, una fase será termodinámicamente más estable que la otra; por lo tanto, esta fase se formará cuando se establezca el equilibrio termodinámico. Sin embargo, los factores cinéticos pueden favorecer la formación del precipitado desfavorable (por ejemplo, la aragonita), que entonces se dice que está en un estado metaestable . ^{[ cita requerida ]}

En farmacología, el estado metaestable se denomina a veces estado amorfo. Los fármacos amorfos tienen una mayor solubilidad que sus homólogos cristalinos debido a la ausencia de interacciones a larga distancia inherentes a la red cristalina. Por lo tanto, se necesita menos energía para solvatar las moléculas en fase amorfa. El efecto de la fase amorfa sobre la solubilidad se utiliza ampliamente para hacer que los fármacos sean más solubles. ^{[8] [9]}

Efecto de presión

Para las fases condensadas (sólidos y líquidos), la dependencia de la solubilidad con la presión es típicamente débil y usualmente descuidada en la práctica. Suponiendo una solución ideal , la dependencia puede cuantificarse como: donde es la fracción molar del -ésimo componente en la solución, es la presión, es la temperatura absoluta, es el volumen molar parcial del ésimo componente en la solución, es el volumen molar parcial del ésimo componente en el sólido que se disuelve, y es la constante universal de los gases . ^[10] $${\displaystyle \left({\frac {\partial \ln x_{i}}{\partial P}}\right)_{T}=-{\frac {{\bar {V}}_{i,\mathrm {aq} }-V_{i,\mathrm {cr} }}{RT}}}$$ ${\displaystyle x_{i}}$ ${\displaystyle i}$ ${\displaystyle P}$ ${\displaystyle T}$ ${\displaystyle {\bar {V}}_{i,{\text{aq}}}}$ ${\displaystyle i}$ ${\displaystyle V_{i,{\text{cr}}}}$ ${\displaystyle i}$ ${\displaystyle R}$

La dependencia de la presión de la solubilidad tiene en ocasiones importancia práctica. Por ejemplo, la contaminación por precipitación de los yacimientos y pozos petrolíferos con sulfato de calcio (que disminuye su solubilidad al disminuir la presión) puede dar lugar a una disminución de la productividad con el tiempo.

Aspectos cuantitativos

Disolución simple

La disolución de un sólido orgánico se puede describir como un equilibrio entre la sustancia en sus formas sólida y disuelta. Por ejemplo, cuando la sacarosa (azúcar de mesa) forma una solución saturada Se puede escribir una expresión de equilibrio para esta reacción, como para cualquier reacción química (productos sobre reactivos): donde K ^o se llama constante de solubilidad termodinámica. Las llaves indican actividad . La actividad de un sólido puro es, por definición, la unidad. Por lo tanto, la actividad de una sustancia, A, en solución se puede expresar como el producto de la concentración, [A], y un coeficiente de actividad , γ . Cuando K ^o se divide por γ , se obtiene la constante de solubilidad, K _s . Esto es equivalente a definir el estado estándar como la solución saturada de modo que el coeficiente de actividad sea igual a uno. La constante de solubilidad es una constante verdadera solo si el coeficiente de actividad no se ve afectado por la presencia de otros solutos que puedan estar presentes. La unidad de la constante de solubilidad es la misma que la unidad de la concentración del soluto. Para la sacarosa, K _s  = 1,971 mol dm ⁻³ a 25 °C. Esto demuestra que la solubilidad de la sacarosa a 25 °C es de casi 2 mol dm ⁻³ (540 g/L). La sacarosa es inusual porque no forma fácilmente una solución sobresaturada en concentraciones más altas, como lo hacen la mayoría de los demás carbohidratos . $${\displaystyle \mathrm {C_{12}H_{22}O_{11}(s)\leftrightharpoons C_{12}H_{22}O_{11}(aq)} }$$ $${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right\}}{\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(s)} \right\}}}}$$ $${\displaystyle K^{\ominus }=\left\{\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right\}}$$ $${\displaystyle K_{\mathrm {s} }=\left[\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(aq)} \right]}$$

Disolución con disociación

Los compuestos iónicos normalmente se disocian en sus iones constituyentes cuando se disuelven en agua. Por ejemplo, para el cloruro de plata : La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción es: donde es la constante de equilibrio termodinámico y las llaves indican la actividad. La actividad de un sólido puro es, por definición, igual a uno. $${\displaystyle {\ce {AgCl_{(s)}<=> Ag^+_{(aq)}{}+ Cl^-_{(aq)}}}}$$ $${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\left\{{\ce {Ag+}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}\left\{{\ce {Cl-}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}}{\left\{{\ce {AgCl_{(s)}}}\right\}}}=\left\{{\ce {Ag+}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}\left\{{\ce {Cl-}}_{{\ce {(aq)}}}\right\}}$$ ${\displaystyle K^{\ominus }}$

Cuando la solubilidad de la sal es muy baja, los coeficientes de actividad de los iones en solución son casi iguales a uno. Si los fijamos como realmente iguales a uno, esta expresión se reduce a la expresión del producto de solubilidad : $${\displaystyle K_{{\ce {sp}}}=[{\ce {Ag+}}][{\ce {Cl-}}]=[{\ce {Ag+}}]^{2}=[{\ce {Cl-}}]^{2}.}$$

Para sales 2:2 y 3:3, como CaSO ₄ y FePO ₄ , la expresión general para el producto de solubilidad es la misma que para un electrolito 1:1. $${\displaystyle \mathrm {AB} \leftrightharpoons \mathrm {A} ^{p+}+\mathrm {B} ^{p-}}$$

${\displaystyle K_{sp}=\mathrm {[A][B]} =\mathrm {[A]^{2}} =\mathrm {[B]^{2}} }$(las cargas eléctricas se omiten en las expresiones generales para simplificar la notación)

Con una sal asimétrica como Ca(OH) ₂ la expresión de solubilidad está dada por Dado que la concentración de iones hidróxido es el doble de la concentración de iones calcio, esto se reduce a $${\displaystyle {\ce {Ca(OH)_2 <=> {Ca}^{2+}+ 2OH^-}}}$$ $${\displaystyle K_{sp}={\ce {[Ca]}}{\ce {[OH]}}^{2}}$$ ${\displaystyle \mathrm {K_{sp}=4[Ca]^{3}} }$

En general, con el equilibrio químico y la siguiente tabla, que muestra la relación entre la solubilidad de un compuesto y el valor de su producto de solubilidad, se puede derivar. ^[11] $${\displaystyle {\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}~{\ce {\leftrightharpoons }}~p{\ce {A}}^{n+}+q{\ce {B}}^{m-}}$$ $${\displaystyle {\ce {[B]}}={\frac {q}{p}}{\ce {[A]}}}$$

Los productos de solubilidad se expresan a menudo en forma logarítmica. Así, para el sulfato de calcio, con K _sp =4,93 × 10 ⁻⁵ mol ² dm ⁻⁶ , log K _sp = −4,32 . Cuanto menor sea el valor de K _sp , o cuanto más negativo sea el valor del logaritmo, menor será la solubilidad.

Algunas sales no se disocian completamente en solución. Algunos ejemplos son el MgSO4 , que Manfred Eigen descubrió que está presente en el agua de mar tanto como un complejo de esfera interna como un complejo de esfera externa . ^[12] La solubilidad de dichas sales se calcula mediante el método descrito en disolución con reacción.

Hidróxidos

El producto de solubilidad del hidróxido de un ion metálico, M ^{n +} , se define habitualmente de la siguiente manera: Sin embargo, los programas informáticos de uso general están diseñados para utilizar concentraciones de iones de hidrógeno con las definiciones alternativas. $${\displaystyle \mathrm {M(OH)_{n}\leftrightharpoons \mathrm {M^{n+}+nOH^{-}} } }$$ $${\displaystyle K_{sp}=\mathrm {[M^{n+}][OH^{-}]^{n}} }$$ $${\displaystyle \mathrm {M(OH)_{n}+nH^{+}\leftrightharpoons M^{n+}+nH_{2}O} }$$ $${\displaystyle K_{\text{sp}}^{*}=\mathrm {[M^{n+}][H^{+}]^{-n}} }$$

En el caso de los hidróxidos, los productos de solubilidad se dan a menudo en una forma modificada, K * _sp , utilizando la concentración de iones de hidrógeno en lugar de la concentración de iones de hidróxido. Los dos valores están relacionados por la constante de autoionización del agua, K _w . ^[13] Por ejemplo, a temperatura ambiente, para el hidróxido de calcio, Ca(OH) ₂ , lg K _sp es ca. −5 y lg K * _sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23. $${\displaystyle K_{\mathrm {w} }=[\mathrm {H^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]}$$ $${\displaystyle K_{\text{sp}}^{*}={\frac {K_{\text{sp}}}{(K_{\text{w}})^{n}}}}$$ $${\displaystyle \log K_{\text{sp}}^{*}=\log K_{\text{sp}}-n\log K_{\text{w}}}$$

Disolución con reacción

Cuando se añade una solución concentrada de amoniaco a una suspensión de cloruro de plata se produce la disolución porque se forma un complejo de Ag ⁺

Una reacción típica con disolución implica la disolución de una base débil , B, en una solución acuosa ácida . Esta reacción es muy importante para los productos farmacéuticos. ^[14] La disolución de ácidos débiles en medios alcalinos es igualmente importante. La molécula sin carga suele tener una solubilidad menor que la forma iónica, por lo que la solubilidad depende del pH y de la constante de disociación ácida del soluto. El término "solubilidad intrínseca" se utiliza para describir la solubilidad de la forma no ionizada en ausencia de ácido o álcali. $${\displaystyle \mathrm {B} \mathrm {(s)} +\mathrm {H} ^{+}\mathrm {(aq)} \leftrightharpoons \mathrm {BH} ^{+}(\mathrm {aq)} }$$ $${\displaystyle \mathrm {HA(s)+OH^{-}(aq)\leftrightharpoons A^{-}(aq)+H_{2}O} }$$

La lixiviación de sales de aluminio de las rocas y el suelo por la lluvia ácida es otro ejemplo de disolución con reacción: los aluminosilicatos son bases que reaccionan con el ácido para formar especies solubles, como Al ³⁺ (aq).

La formación de un complejo químico también puede cambiar la solubilidad. Un ejemplo bien conocido es la adición de una solución concentrada de amoníaco a una suspensión de cloruro de plata , en la que la disolución se ve favorecida por la formación de un complejo de amina. Cuando se añade suficiente amoníaco a una suspensión de cloruro de plata, el sólido se disuelve. La adición de suavizantes de agua a los detergentes en polvo para inhibir la formación de espuma de jabón proporciona un ejemplo de importancia práctica. $${\displaystyle \mathrm {AgCl(s)+2NH_{3}(aq)\leftrightharpoons [Ag(NH_{3})_{2}]^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)} }$$

Determinación experimental

La determinación de la solubilidad presenta numerosas dificultades. ^[6] La primera y más importante es la dificultad de establecer que el sistema está en equilibrio a la temperatura elegida. Esto se debe a que tanto las reacciones de precipitación como las de disolución pueden ser extremadamente lentas. Si el proceso es muy lento, la evaporación del disolvente puede ser un problema. Puede producirse sobresaturación. Con sustancias muy insolubles, las concentraciones en solución son muy bajas y difíciles de determinar. Los métodos utilizados se dividen en dos categorías generales: estáticos y dinámicos.

Métodos estáticos

En los métodos estáticos, se lleva una mezcla al equilibrio y se determina la concentración de una especie en la fase de solución mediante análisis químico . Esto generalmente requiere la separación de las fases sólida y de solución. Para ello, el equilibrio y la separación deben realizarse en una sala termostatizada. ^[15] Se pueden medir concentraciones muy bajas si se incorpora un trazador radiactivo en la fase sólida.

Una variación del método estático consiste en añadir una solución de la sustancia en un disolvente no acuoso, como el dimetilsulfóxido , a una mezcla acuosa tampón . ^[16] Puede producirse una precipitación inmediata, lo que da lugar a una mezcla turbia. La solubilidad medida para dicha mezcla se conoce como "solubilidad cinética". La turbidez se debe al hecho de que las partículas del precipitado son muy pequeñas, lo que da lugar a la dispersión de Tyndall . De hecho, las partículas son tan pequeñas que entra en juego el efecto del tamaño de partícula y la solubilidad cinética suele ser mayor que la solubilidad de equilibrio. Con el tiempo, la turbidez desaparecerá a medida que aumente el tamaño de los cristalitos y, finalmente, se alcanzará el equilibrio en un proceso conocido como envejecimiento del precipitado. ^[17]

Métodos dinámicos

Los valores de solubilidad de los ácidos orgánicos, bases y anfolitos de interés farmacéutico pueden obtenerse mediante un proceso denominado "búsqueda de la solubilidad en equilibrio". ^[18] En este procedimiento, primero se disuelve una cantidad de sustancia a un pH en el que existe predominantemente en su forma ionizada y luego se forma un precipitado de la especie neutra (no ionizada) al cambiar el pH. Posteriormente, se controla la tasa de cambio de pH debido a la precipitación o disolución y se añaden titulantes de ácido y base fuertes para ajustar el pH y descubrir las condiciones de equilibrio cuando las dos tasas son iguales. La ventaja de este método es que es relativamente rápido ya que la cantidad de precipitado formado es bastante pequeña. Sin embargo, el rendimiento del método puede verse afectado por la formación de soluciones sobresaturadas.

Véase también

• Tabla de solubilidad : Tabla de solubilidades de sales principalmente inorgánicas a temperaturas entre 0 y 100 °C.
• Modelos de disolventes

Referencias

1. Pauling, Linus (1970). Química general . Dover Publishing. pág. 450.
2. Linke, WF; Seidell, A. (1965). Solubilidades de compuestos inorgánicos y organometálicos (4.ª ed.). Van Nostrand. ISBN 0-8412-0097-1.
3. Kenneth Denbigh , Los principios del equilibrio químico , 1957, pág. 257
4. Peter Atkins , Química física , pág. 153 (octava edición)
5. Housecroft, CE; Sharpe, AG (2008). Química inorgánica (3.ª ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.Sección 6.10.
6. Hefter, GT; Tomkins, RPT, eds. (2003). La determinación experimental de solubilidades . Wiley-Blackwell. ISBN 0-471-49708-8.
7. Mendham, J.; Denney, RC; Barnes, JD; Thomas, MJK (2000), Análisis químico cuantitativo de Vogel (6.ª ed.), Nueva York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7Sección 2.14
8. Hsieh, Yi-Ling; Ilevbare, Grace A.; Van Eerdenbrugh, Bernard; Box, Karl J.; Sanchez-Felix, Manuel Vincente; Taylor, Lynne S. (12 de mayo de 2012). "Comportamiento de precipitación inducido por pH de compuestos débilmente básicos: determinación de la extensión y duración de la sobresaturación mediante titulación potenciométrica y correlación con las propiedades del estado sólido". Pharmaceutical Research . 29 (10): 2738–2753. doi :10.1007/s11095-012-0759-8. ISSN  0724-8741. PMID  22580905. S2CID  15502736.
9. Dengale, Swapnil Jayant; Grohganz, Holger; Rades, Thomas; Löbmann, Korbinian (mayo de 2016). "Avances recientes en formulaciones de fármacos coamorfos". Advanced Drug Delivery Reviews . 100 : 116–125. doi :10.1016/j.addr.2015.12.009. ISSN  0169-409X. PMID  26805787.
10. Gutman, EM (1994). Mecanoquímica de superficies sólidas . World Scientific Publishing.
11. Skoog, Douglas A; West, Donald M; Holler, F James (2004). "9B-5". Fundamentos de química analítica (8.ª ed.). Brooks/Cole. págs. 238-242. ISBN 0030355230.
12. Eigen, Manfred (1967). "Conferencia Nobel" (PDF) . Premio Nobel .
13. Baes, CF; Mesmer, RE (1976). La hidrólisis de cationes . Nueva York: Wiley.
14. Payghan, Santosh (2008). "Potencial de solubilidad en el descubrimiento y desarrollo de fármacos". Pharminfo.net. Archivado desde el original el 30 de marzo de 2010. Consultado el 5 de julio de 2010 .
15. Rossotti, FJC; Rossotti, H. (1961). "Capítulo 9: Solubilidad". La determinación de las constantes de estabilidad . McGraw-Hill.
16. Medición de la solubilidad acuosa: métodos cinéticos y termodinámicos Archivado el 11 de julio de 2009 en Wayback Machine
17. Mendham, J.; Denney, RC; Barnes, JD; Thomas, MJK (2000), Análisis químico cuantitativo de Vogel (6.ª ed.), Nueva York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7Capítulo 11: Análisis gravimétrico
18. Stuart, M.; Box, K. (2005). "En busca del equilibrio: medición de la solubilidad intrínseca de ácidos y bases débiles". Química analítica . 77 (4): 983–990. doi :10.1021/ac048767n. PMID  15858976.

Enlaces externos

• Housecroft, CE; Sharpe, AG (2008). Química inorgánica (3.ª ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.Sección 6.9: Solubilidades de sales iónicas. Incluye un análisis de la termodinámica de la disolución.
• Base de datos de solubilidad IUPAC–NIST
• Productos de solubilidad de compuestos inorgánicos simples
• Actividad disolvente a lo largo de una línea de saturación y solubilidad
• Desafío de solubilidad: predecir solubilidades a partir de una base de datos de 100 moléculas. La base de datos, compuesta principalmente por compuestos de interés farmacéutico, está disponible en Cien moléculas con solubilidades (archivo de texto, separado por tabuladores).

Hay varios programas informáticos disponibles para realizar los cálculos, entre ellos:

• CHEMEQL: Programa informático completo para el cálculo de concentraciones de especies en equilibrio termodinámico en sistemas homogéneos y heterogéneos. Múltiples aplicaciones geoquímicas.
• JESS: Se pueden modelar todo tipo de equilibrios químicos, incluidas las interacciones de protonación, formación de complejos, redox, solubilidad y adsorción. Incluye una amplia base de datos.
• MINEQL+: Un sistema de modelado de equilibrio químico para sistemas acuosos. Maneja una amplia gama de escenarios de pH, redox, solubilidad y sorción.
• PHREEQC: software del USGS diseñado para realizar una amplia variedad de cálculos geoquímicos acuosos de baja temperatura, incluido el transporte reactivo en una dimensión.
• MINTEQ: Un modelo de equilibrio químico para el cálculo de especiación de metales, equilibrios de solubilidad, etc. para aguas naturales.
• WinSGW: Una versión para Windows del programa informático SOLGASWATER.