Solubilidad

En química , la solubilidad es la capacidad de una sustancia , el soluto , para formar una disolución con otra sustancia, el disolvente . La insolubilidad es la propiedad opuesta: la incapacidad del soluto para formar dicha disolución.

El grado de solubilidad de una sustancia en un disolvente específico se mide generalmente como la concentración del soluto en una disolución saturada , en la que no se puede disolver más soluto. ^{[ 1 ]} En este punto, se dice que las dos sustancias están en equilibrio de solubilidad . Para algunos solutos y disolventes, puede que no exista tal límite, en cuyo caso se dice que las dos sustancias son " miscibles en todas las proporciones" (o simplemente "miscibles"). ^{[ 2 ]}

El soluto puede ser un sólido , un líquido o un gas , mientras que el disolvente suele ser sólido o líquido. Ambos pueden ser sustancias puras o disoluciones. Los gases son siempre miscibles en todas las proporciones, excepto en situaciones muy extremas, ^{[ 3 ]} y un sólido o un líquido solo puede disolverse en un gas pasando primero al estado gaseoso.

La solubilidad depende principalmente de la composición del soluto y del disolvente (incluido su pH y la presencia de otras sustancias disueltas), así como de la temperatura y la presión. Esta dependencia suele explicarse en términos de las interacciones entre las partículas ( átomos , moléculas o iones ) de ambas sustancias y de conceptos termodinámicos como la entalpía y la entropía .

En determinadas condiciones, la concentración del soluto puede superar su límite de solubilidad habitual. El resultado es una solución sobresaturada , que es metaestable y excluirá rápidamente el exceso de soluto si aparece un sitio de nucleación adecuado . ^{[ 4 ]}

El concepto de solubilidad no se aplica cuando existe una reacción química irreversible entre dos sustancias, como la reacción del hidróxido de calcio con el ácido clorhídrico ; aunque informalmente se podría decir que una "disuelve" a la otra. La solubilidad tampoco es lo mismo que la velocidad de disolución , que es la rapidez con la que un soluto sólido se disuelve en un disolvente líquido. Esta propiedad depende de muchas otras variables, como la forma física de las dos sustancias y la manera e intensidad de la mezcla.

El concepto y la medición de la solubilidad son de suma importancia en numerosas ciencias, además de la química, como la geología , la biología , la física y la oceanografía , así como en la ingeniería , la medicina , la agricultura e incluso en actividades no técnicas como pintar , limpiar , cocinar y elaborar cerveza . La mayoría de las reacciones químicas de interés científico, industrial o práctico solo tienen lugar después de que los reactivos se hayan disuelto en un disolvente adecuado. El agua es, con mucho, el disolvente más común.

El término "soluble" se utiliza a veces para materiales que pueden formar suspensiones coloidales de partículas sólidas muy finas en un líquido. ^{[ 5 ]} Sin embargo, la solubilidad cuantitativa de dichas sustancias generalmente no está bien definida.

La solubilidad de un soluto específico en un disolvente específico se expresa generalmente como la concentración de una disolución saturada de ambos. ^{[ 1 ]} Se puede utilizar cualquiera de las diversas formas de expresar la concentración de disoluciones, como la masa , el volumen o la cantidad en moles del soluto para una masa, volumen o cantidad molar específica del disolvente o de la disolución.

El grado de solubilidad varía ampliamente, desde la solubilidad infinita (sin límite, es decir, miscible ^{[ 2 ]} ), como el etanol en agua, hasta la insolubilidad casi total, como el dióxido de titanio en agua. También se utilizan otros términos descriptivos para especificar el grado de solubilidad en una aplicación determinada. Por ejemplo, la Farmacopea de los Estados Unidos proporciona los siguientes términos, según la masa m _sv de disolvente necesaria para disolver una unidad de masa m _su de soluto: ^{[ 8 ]} (Las solubilidades de los ejemplos son aproximadas, para agua a 20–25  °C).

Los umbrales para describir algo como insoluble, o términos similares, pueden depender de la aplicación. Por ejemplo, una fuente afirma que las sustancias se describen como "insolubles" cuando su solubilidad es inferior a 0,1 g por 100 mL de disolvente. ^{[ 9 ]}

La solubilidad se produce en equilibrio dinámico, lo que significa que resulta de los procesos simultáneos y opuestos de disolución y recombinación de fases (por ejemplo, precipitación de sólidos ). Un estado estable de equilibrio de solubilidad se alcanza cuando las velocidades de disolución y recombinación son iguales, es decir, cuando las cantidades relativas de sustancias disueltas y no disueltas son iguales. Si se elimina el disolvente, se recupera toda la sustancia disuelta.

El término solubilidad también se utiliza en algunos campos donde el soluto se altera por solvólisis . Por ejemplo, se dice que muchos metales y sus óxidos son "solubles en ácido clorhídrico", aunque en realidad el ácido acuoso degrada irreversiblemente el sólido para dar productos solubles. La mayoría de los sólidos iónicos se disocian al disolverse en disolventes polares. En los casos en que el soluto no se recupera tras la evaporación del disolvente, el proceso se denomina solvólisis. El concepto termodinámico de solubilidad no se aplica directamente a la solvólisis.

Cuando un soluto se disuelve, puede formar varias especies en la solución. Por ejemplo, una solución acuosa de cloruro de cobalto(II) puede producir [ Co(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ , [ CoCl(H ₂ O) ₅ ] ⁺ , CoCl ₂ (H ₂ O) ₂ , cada una de las cuales se interconvierte.

La solubilidad se define para fases específicas . Por ejemplo, se espera que la solubilidad de la aragonita y la calcita en agua sea diferente, aunque ambas sean polimorfos del carbonato de calcio y tengan la misma fórmula química .

La solubilidad de una sustancia en otra está determinada por el equilibrio de las fuerzas intermoleculares entre el disolvente y el soluto, y por el cambio de entropía que acompaña a la solvatación. Factores como la temperatura y la presión alteran este equilibrio, modificando así la solubilidad.

La solubilidad también puede depender en gran medida de la presencia de otras especies disueltas en el disolvente, por ejemplo, aniones formadores de complejos ( ligandos ) en líquidos. Asimismo, dependerá del exceso o la deficiencia de un ion común en la disolución , fenómeno conocido como efecto del ion común . En menor medida, la solubilidad dependerá de la fuerza iónica de las disoluciones. Estos dos últimos efectos pueden cuantificarse mediante la ecuación de equilibrio de solubilidad .

For a solid that dissolves in a redox reaction, solubility is expected to depend on the potential (within the range of potentials under which the solid remains the thermodynamically stable phase). For example, solubility of gold in high-temperature water is observed to be almost an order of magnitude higher (i.e. about ten times higher) when the redox potential is controlled using a highly oxidizing Fe₃O₄-Fe₂O₃redox buffer than with a moderately oxidizing Ni-NiO buffer.^[10]

Solubility (metastable, at concentrations approaching saturation) also depends on the physical size of the crystal or droplet of solute (or, strictly speaking, on the specific surface area or molar surface area of the solute).^[11] For quantification, see the equation in the article on solubility equilibrium. For highly defective crystals, solubility may increase with the increasing degree of disorder. Both of these effects occur because of the dependence of solubility constant on the Gibbs energy of the crystal. The last two effects, although often difficult to measure, are of practical importance. For example, they provide the driving force for precipitate aging (the crystal size spontaneously increasing with time).

Temperature

The solubility of a given solute in a given solvent is function of temperature. Depending on the change in enthalpy (ΔH) of the dissolution reaction, i.e., on the endothermic (ΔH > 0) or exothermic (ΔH < 0) character of the dissolution reaction, the solubility of a given compound may increase or decrease with temperature. The van 't Hoff equation relates the change of solubility equilibrium constant (K_sp) to temperature change and to reaction enthalpy change.

• Para la mayoría de los sólidos y líquidos, su solubilidad aumenta con la temperatura porque su reacción de disolución es endotérmica (Δ H  >  0). ^{[ 12 ]} En agua líquida a altas temperaturas (por ejemplo, cuando se aproxima a la temperatura crítica ), la solubilidad de los solutos iónicos tiende a disminuir debido al cambio de propiedades y estructura del agua líquida; la constante dieléctrica más baja da como resultado un disolvente menos polar y un cambio de energía de hidratación que afecta al Δ G de la reacción de disolución.

• Los solutos gaseosos presentan un comportamiento más complejo con la temperatura. A medida que aumenta la temperatura, los gases suelen volverse menos solubles en agua (reacción de disolución exotérmica relacionada con su hidratación) (hasta un mínimo, que se sitúa por debajo de 120  °C para la mayoría de los gases permanentes ^{[ 13 ]} ), pero más solubles en disolventes orgánicos (reacción de disolución endotérmica relacionada con su solvatación). ^{[ 12 ]}

El gráfico muestra las curvas de solubilidad de algunas sales inorgánicas sólidas típicas en agua líquida (la temperatura está en grados Celsius , es decir, kelvin menos 273,15). ^{[ 14 ]} Muchas sales se comportan como el nitrato de bario y el hidrogenoarseniato disódico , y muestran un gran aumento en la solubilidad con la temperatura (Δ H  >  0). Algunos solutos (por ejemplo, cloruro de sodio en agua) exhiben una solubilidad que es bastante independiente de la temperatura (Δ H  ≈  0). Unos pocos, como el sulfato de calcio ( yeso ) y el sulfato de cerio(III) , se vuelven menos solubles en agua a medida que aumenta la temperatura (Δ H  <  0). ^{[ 15 ]} Este es también el caso del hidróxido de calcio ( portlandita ), cuya solubilidad a 70  °C es aproximadamente la mitad de su valor a 25  °C. La disolución del hidróxido de calcio en agua también es un proceso exotérmico (Δ H  <  0). Según lo dictan la ecuación de van 't Hoff y el principio de Le Chatelier , las bajas temperaturas favorecen la disolución de Ca(OH) _₂ . La solubilidad de la portlandita aumenta a bajas temperaturas. Esta dependencia de la temperatura se conoce a veces como solubilidad "retrógrada" o "inversa". Ocasionalmente, se observa un patrón más complejo, como en el caso del sulfato de sodio , donde el cristal decahidratado menos soluble ( mirabilita ) pierde agua de cristalización a 32 °C para formar una fase anhidra más soluble ( thenardita ) con un cambio menor en la energía libre de Gibbs (ΔG ) en la reacción de disolución. 

La solubilidad de los compuestos orgánicos casi siempre aumenta con la temperatura. La técnica de recristalización , utilizada para la purificación de sólidos, depende de las diferentes solubilidades de un soluto en disolventes calientes y fríos. Existen algunas excepciones, como ciertas ciclodextrinas . ^{[ 16 ]}

Henry's law is used to quantify the solubility of gases in solvents. The solubility of a gas in a solvent is directly proportional to the partial pressure of that gas above the solvent. This relationship is similar to Raoult's law and can be written as:

${\displaystyle p=k_{\rm {H}}\,c}$

where ${\displaystyle k_{\rm {H}}}$ is a temperature-dependent constant (for example, 769.2 L·atm/mol for dioxygen (O₂) in water at 298 K), ${\displaystyle p}$ is the partial pressure (in atm), and ${\displaystyle c}$ is the concentration of the dissolved gas in the liquid (in mol/L).

The solubility of gases is sometimes also quantified using Bunsen solubility coefficient.

In the presence of small bubbles, the solubility of the gas does not depend on the bubble radius in any other way than through the effect of the radius on pressure (i.e. the solubility of gas in the liquid in contact with small bubbles is increased due to pressure increase by Δp = 2γ/r; see Young–Laplace equation).^[18]

Henry's law is valid for gases that do not undergo change of chemical speciation on dissolution. Sieverts' law shows a case when this assumption does not hold.

La solubilidad del dióxido de carbono en el agua de mar también se ve afectada por la temperatura, el pH de la solución y el tampón de carbonato . La disminución de la solubilidad del dióxido de carbono en el agua de mar al aumentar la temperatura es un importante factor de retroalimentación positiva que exacerba los cambios climáticos pasados ​​y futuros , como se observa en los núcleos de hielo del sitio Vostok en la Antártida . En la escala de tiempo geológica , debido a los ciclos de Milankovitch , cuando los parámetros astronómicos de la órbita terrestre y su eje de rotación cambian progresivamente y modifican la irradiancia solar en la superficie terrestre, la temperatura comienza a aumentar. Cuando se inicia un período de desglaciación, el calentamiento progresivo de los océanos libera CO₂ _a la atmósfera debido a su menor solubilidad en el agua de mar más cálida. A su vez, los niveles más altos de CO₂ _en la atmósfera aumentan el efecto invernadero y el dióxido de carbono actúa como un amplificador del calentamiento general.

Un aforismo popular utilizado para predecir la solubilidad es " lo semejante disuelve a lo semejante ", también expresado en latín como " Similia similibus solventur ". ^{[ 19 ]} Esta afirmación indica que un soluto se disolverá mejor en un disolvente que tenga una estructura química similar a la suya, basándose en una entropía de mezcla favorable . Esta visión es simplista, pero es una regla práctica útil. La capacidad de solvatación general de un disolvente depende principalmente de su polaridad . ^{[ a ]} Por ejemplo, un soluto muy polar ( hidrófilo ) como la urea es muy soluble en agua altamente polar, menos soluble en metanol bastante polar y prácticamente insoluble en disolventes no polares como el benceno . En cambio, un soluto no polar o lipofílico como el naftaleno es insoluble en agua, bastante soluble en metanol y altamente soluble en benceno no polar. ^{[ 20 ]}

En términos aún más sencillos, un compuesto iónico simple (con iones positivos y negativos) como el cloruro de sodio (sal común) es fácilmente soluble en un disolvente altamente polar (con cierta separación de cargas positivas ( δ +) y negativas ( δ- ) en la molécula covalente) como el agua , ya que así el mar es salado porque acumula sales disueltas desde las primeras eras geológicas.

La solubilidad se ve favorecida por la entropía de mezcla ( ΔS ) y depende de la entalpía de disolución ( ΔH ) y del efecto hidrofóbico . La energía libre de disolución ( energía de Gibbs ) depende de la temperatura y viene dada por la relación: ΔG = ΔH – TΔS . Un ΔG menor implica una mayor solubilidad .

Los químicos suelen aprovechar las diferencias de solubilidad para separar y purificar compuestos de mezclas de reacción, utilizando la técnica de extracción líquido-líquido . Esto se aplica en una amplia gama de campos de la química, desde la síntesis de fármacos hasta el reprocesamiento de combustible nuclear gastado .

La disolución no es un proceso instantáneo. La velocidad de solubilización (en kg/s) está relacionada con el producto de solubilidad y la superficie del material. La velocidad a la que se disuelve un sólido puede depender de su cristalinidad o de su ausencia en el caso de sólidos amorfos , así como de la superficie (tamaño de los cristalitos) y la presencia de polimorfismo . Muchos sistemas prácticos ilustran este efecto, por ejemplo, en el diseño de métodos para la administración controlada de fármacos . En algunos casos, el equilibrio de solubilidad puede tardar mucho tiempo en establecerse (horas, días, meses o incluso años, dependiendo de la naturaleza del soluto y otros factores).

La velocidad de disolución se puede expresar a menudo mediante la ecuación de Noyes-Whitney o la ecuación de Nernst y Brunner ^{[ 21 ]} de la forma:

${\displaystyle {\frac {\mathrm {d} m}{\mathrm {d} t}}=A{\frac {D}{d}}(C_{\mathrm {s} }-C_{\mathrm {b} })}$

dónde:

• ${\displaystyle m}$= masa de material disuelto
• ${\displaystyle t}$= tiempo
• ${\displaystyle A}$= área superficial de la interfaz entre la sustancia que se disuelve y el disolvente
• ${\displaystyle D}$= coeficiente de difusión
• ${\displaystyle d}$= espesor de la capa límite del disolvente en la superficie de la sustancia que se disuelve
• ${\displaystyle C_{s}}$= concentración másica de la sustancia en la superficie
• ${\displaystyle C_{b}}$= concentración másica de la sustancia en el seno del disolvente

Para la disolución limitada por difusión (o transferencia de masa si hay mezcla presente),${\displaystyle C_{s}}$es igual a la solubilidad de la sustancia. Cuando la velocidad de disolución de una sustancia pura se normaliza con respecto al área superficial del sólido (que generalmente cambia con el tiempo durante el proceso de disolución), se expresa en kg/m²s ^y se denomina "velocidad de disolución intrínseca". La velocidad de disolución intrínseca está definida por la Farmacopea de los Estados Unidos .

Las tasas de disolución varían en varios órdenes de magnitud entre los diferentes sistemas. Por lo general, las tasas de disolución muy bajas corresponden a solubilidades bajas, y las sustancias con alta solubilidad presentan tasas de disolución elevadas, como sugiere la ecuación de Noyes-Whitney.

La solubilidad es de fundamental importancia en un gran número de disciplinas científicas y aplicaciones prácticas, que van desde el procesamiento de minerales y el reprocesamiento nuclear hasta el uso de medicamentos y el transporte de contaminantes.

Se suele decir que la solubilidad es una de las "propiedades características de una sustancia", lo que significa que se utiliza comúnmente para describirla, indicar su polaridad, distinguirla de otras sustancias y como guía para sus aplicaciones. Por ejemplo, el índigo se describe como "insoluble en agua, alcohol o éter, pero soluble en cloroformo, nitrobenceno o ácido sulfúrico concentrado ". ^{[ 22 ]}

La solubilidad de una sustancia resulta útil para separar mezclas. Por ejemplo, una mezcla de sal ( cloruro de sodio ) y sílice puede separarse disolviendo la sal en agua y filtrando la sílice no disuelta. La síntesis de compuestos químicos, ya sea a nivel micrométrico en un laboratorio o a nivel industrial, utiliza la solubilidad relativa del producto deseado, así como de los materiales de partida sin reaccionar, los subproductos y los productos secundarios, para lograr la separación.

Otro ejemplo de esto es la síntesis de ácido benzoico a partir de bromuro de fenilmagnesio y hielo seco . El ácido benzoico es más soluble en un disolvente orgánico como el diclorometano o el éter dietílico , y al agitarlo con este disolvente en un embudo de separación , se disuelve preferentemente en la capa orgánica. Los demás productos de la reacción, incluido el bromuro de magnesio, permanecen en la capa acuosa, lo que demuestra claramente que se logra una separación basada en la solubilidad. Este proceso, conocido como extracción líquido-líquido , es una técnica importante en química sintética . El reciclaje se utiliza para asegurar la máxima extracción.

Algunos compuestos iónicos ( sales ) se disuelven en agua debido a la atracción entre cargas positivas y negativas (véase: solvatación ). Por ejemplo, los iones positivos de la sal (p. ej., Ag⁺ ₎ ^atraen al átomo de oxígeno parcialmente negativo del H₂O . Del mismo modo, los iones negativos de la sal (p. ej., Cl⁻ ₎ ^{atraen a los átomos} de hidrógeno parcialmente positivos del H₂O . Nota: el átomo de oxígeno es parcialmente negativo porque es más electronegativo que el hidrógeno, y viceversa (véase: polaridad química ).

AgCl _(s) ⇌ Ag ⁺ _(ac) + Cl ⁻ _(ac)

Sin embargo, existe un límite en la cantidad de sal que se puede disolver en un volumen determinado de agua. Esta concentración se denomina solubilidad y está relacionada con el _producto de solubilidad , Ksp . Esta constante de equilibrio depende del tipo de sal ( por ejemplo, AgCl frente a NaCl ), la temperatura y el efecto del ion común.

La cantidad de AgCl que se disolverá en 1 litro de agua pura se puede calcular de la siguiente manera:

Ksp = [Ag ⁺ ] × [Cl− ^] / M2 ⁽ definición del producto de solubilidad; M = mol/L ₎

Ksp = 1,8 × 10⁻¹⁰ ⁽ de una tabla de productos de solubilidad ₎

[Ag ⁺ ] = [Cl ⁻ ], en ausencia de otras sales de plata o cloruro, por lo tanto

[Ag ⁺ ] ² = 1,8 × 10 ⁻¹⁰ M ²

[Ag ⁺ ] = 1,34 × 10 ⁻⁵ mol/L

Resultado: 1 litro de agua puede disolver 1,34 × 10⁻⁵ ^moles de AgCl a temperatura ambiente. En comparación con otras sales, el AgCl es poco soluble en agua. Por ejemplo, la sal de mesa ( NaCl ) tiene una Ksp mucho mayor (36 ₎ y, por lo tanto, es más soluble. La siguiente tabla ofrece una visión general de las reglas de solubilidad para diversos compuestos iónicos.

El principio de polaridad descrito anteriormente , según el cual lo semejante disuelve a lo semejante , es la guía habitual para la solubilidad en sistemas orgánicos. Por ejemplo, la vaselina se disuelve en gasolina porque tanto la vaselina como la gasolina son hidrocarburos no polares. En cambio, no se disuelve en alcohol etílico ni en agua, ya que la polaridad de estos disolventes es demasiado alta. El azúcar no se disuelve en gasolina, puesto que es demasiado polar en comparación con esta. Por lo tanto, una mezcla de gasolina y azúcar puede separarse mediante filtración o extracción con agua.

Este término se usa frecuentemente en metalurgia para referirse al grado en que un elemento de aleación se disuelve en el metal base sin formar una fase separada . La línea (o curva) de solubilidad es la línea (o líneas) en un diagrama de fases que indica los límites de adición de soluto. Es decir, las líneas muestran la cantidad máxima de un componente que se puede agregar a otro componente y que aún se encuentre en solución sólida . En la estructura cristalina del sólido, el elemento "soluto" puede ocupar el lugar de la matriz dentro de la red (posición sustitucional; por ejemplo, cromo en hierro) o ubicarse en un espacio entre los puntos de la red (posición intersticial; por ejemplo, carbono en hierro).

In microelectronic fabrication, solid solubility refers to the maximum concentration of impurities one can place into the substrate.

In solid compounds (as opposed to elements), the solubility of a solute element can also depend on the phases separating out in equilibrium. For example, amount of Sn soluble in the ZnSb phase can depend significantly on whether the phases separating out in equilibrium are (Zn₄Sb₃+Sn(L)) or (ZnSnSb₂+Sn(L)).^[24] Besides these, the ZnSb compound with Sn as a solute can separate out into other combinations of phases after the solubility limit is reached depending on the initial chemical composition during synthesis. Each combination produces a different solubility of Sn in ZnSb. Hence solubility studies in compounds, concluded upon the first instance of observing secondary phases separating out might underestimate solubility.^[25] While the maximum number of phases separating out at once in equilibrium can be determined by the Gibb's phase rule, for chemical compounds there is no limit on the number of such phase separating combinations itself. Hence, establishing the "maximum solubility" in solid compounds experimentally can be difficult, requiring equilibration of many samples. If the dominant crystallographic defect (mostly interstitial or substitutional point defects) involved in the solid-solution can be chemically intuited beforehand, then using some simple thermodynamic guidelines can considerably reduce the number of samples required to establish maximum solubility.^[26]

Many substances dissolve congruently (i.e. the composition of the solid and the dissolved solute stoichiometrically match). However, some substances may dissolve incongruently, whereby the composition of the solute in solution does not match that of the solid. This solubilization is accompanied by alteration of the "primary solid" and possibly formation of a secondary solid phase. However, in general, some primary solid also remains and a complex solubility equilibrium establishes. For example, dissolution of albite may result in formation of gibbsite.^[27]

NaAlSi₃O₈(s) + H⁺ + 7H₂O ⇌ Na⁺ + Al(OH)₃(s) + 3H₄SiO₄.

En este caso, se espera que la solubilidad de la albita dependa de la relación sólido-disolvente. Este tipo de solubilidad es de gran importancia en geología, donde da lugar a la formación de rocas metamórficas .

En principio, tanto la disolución congruente como la incongruente pueden dar lugar a la formación de fases sólidas secundarias en equilibrio. Por lo tanto, en el campo de la Ciencia de los Materiales , la solubilidad para ambos casos se describe de forma más general en diagramas de fases de composición química .

La solubilidad es una propiedad de interés en muchos aspectos de la ciencia, incluyendo, entre otros: predicciones ambientales, bioquímica, farmacia, diseño de fármacos, diseño agroquímico y unión de ligandos proteicos. La solubilidad acuosa es de interés fundamental debido a las funciones biológicas y de transporte vitales que desempeña el agua. ^{[ 28 ] [ 29 ] [ 30 ]} Además de este claro interés científico en la solubilidad en agua y los efectos de los disolventes, las predicciones precisas de la solubilidad son importantes a nivel industrial. La capacidad de predecir con precisión la solubilidad de una molécula representa un ahorro financiero potencialmente grande en muchos procesos de desarrollo de productos químicos, como los farmacéuticos. ^{[ 31 ]} En la industria farmacéutica, las predicciones de solubilidad forman parte del proceso de optimización inicial de los candidatos a fármacos. La solubilidad sigue siendo una preocupación hasta la formulación. ^{[ 31 ]} Se han aplicado varios métodos a dichas predicciones, incluyendo las relaciones cuantitativas estructura-actividad (QSAR), las relaciones cuantitativas estructura-propiedad (QSPR) y la minería de datos . Estos modelos proporcionan predicciones eficientes de la solubilidad y representan el estándar actual. El inconveniente de estos modelos es que pueden carecer de fundamento físico. Un método basado en la teoría física, capaz de alcanzar niveles de precisión similares a un coste razonable, sería una herramienta poderosa tanto científica como industrialmente. ^{[ 32 ] [ 33 ] [ 34 ] [ 35 ]}

Los métodos basados ​​en la teoría física suelen utilizar ciclos termodinámicos, un concepto de la termodinámica clásica . Los dos ciclos termodinámicos más comunes implican el cálculo de la energía libre de sublimación (de sólido a gas sin pasar por el estado líquido) y la energía libre de solvatación de una molécula gaseosa (de gas a disolución), o bien la energía libre de fusión (de sólido a fase fundida) y la energía libre de mezcla (de fundido a disolución). Estos dos procesos se representan en los siguientes diagramas.

Estos ciclos se han utilizado para intentos de predicciones de primeros principios (resolución mediante ecuaciones físicas fundamentales) utilizando modelos de disolventes con motivación física , ^{[ 33 ]} para crear ecuaciones paramétricas y modelos QSPR ^{[ 36 ] [ 34 ]} y combinaciones de ambos. ^{[ 34 ]} El uso de estos ciclos permite el cálculo de la energía libre de solvatación indirectamente a través de un gas (en el ciclo de sublimación) o una fusión (ciclo de fusión). Esto es útil ya que calcular la energía libre de solvatación directamente es extremadamente difícil. La energía libre de solvatación se puede convertir en un valor de solubilidad utilizando varias fórmulas, el caso más general se muestra a continuación, donde el numerador es la energía libre de solvatación, R es la constante de los gases y T es la temperatura en kelvin . ^{[ 33 ]}

${\displaystyle \log S(V_{m})={\frac {\Delta G_{\text{solvación}}}{-2.303RT}}}$

Las ecuaciones de solubilidad más conocidas son las ecuaciones generales de solubilidad. Estas ecuaciones provienen del trabajo de Yalkowsky et al . ^{[ 37 ] [ 38 ]} La fórmula original se presenta primero, seguida de una fórmula revisada que asume una miscibilidad completa en octanol. ^{[ 38 ]}

${\displaystyle \log _{10}(S)=0.8-\log _{10}(P)-0.01({\text{punto de fusión}}-25)}$

${\displaystyle \log _{10}(S)=0.5-\log _{10}(P)-0.01({\text{punto de fusión}}-25)}$

Estas ecuaciones se basan en los principios del ciclo de fusión.

• Propiedad molar aparente : diferencia en las propiedades de un mol de sustancia en una mezcla en comparación con una solución ideal. 
• Sistema de Clasificación Biofarmacéutica – Sistema para diferenciar fármacos en función de su solubilidad y permeabilidad. 
• Regla de Dühring – Regla en termodinámica 
• Ley de Fajans-Paneth-Hahn : regla química relativa a la coprecipitación y la adsorción. 
• Modelo de agua SPC flexible : un aspecto de la química computacional. Páginas que muestran breves descripciones de objetivos de redirección. 
• Ley de Henry : Ley de los gases relativa a la proporcionalidad de los gases disueltos. 
• Extracción con agua caliente : método de limpieza de alfombras 
• Hidrótropo – Sustancia química 
• Solubilización micelar : proceso de incorporación del solubilizado dentro o sobre micelas. 
• Ley de Raoult : Ley de la termodinámica para la presión de vapor de una mezcla. 
• Velocidad de disolución : capacidad de una sustancia para disolverse de forma homogénea. Páginas que muestran breves descripciones de los destinos de redireccionamiento. 
• Equilibrio de solubilidad : equilibrio termodinámico entre un sólido y una disolución del mismo compuesto. 
• Ecuación de Van 't Hoff : Relación entre la temperatura y la constante de equilibrio de una reacción química.