ESTABILIDAD DE LAS DISPERSIONES COLOIDALES

ESTABILIDAD DE LAS DISPERSIONES COLOIDALES
TEORÍA DLVO
Las partículas coloidales están sometidas a fuerzas de atracción y repulsión, y existe
un balance entre dichas fuerzas.
El movimiento Browniano produce colisión entre las partículas y si las fuerzas de
atracción predominan, las partículas se aglomeran después de la colisión. En caso
contrario, si las fuerzas de repulsión predominan las partículas permanecen separadas
después de la colisión. Las fuerzas de atracción son las de Van der Waals, en tanto que las
fuerzas de repulsión provienen de la interacción entre las dobles capas eléctricas que
rodean a las partículas.
En la figura 1 se representan las energías potenciales de atracción VA y de repulsión
VR en función de la distancia entre las partículas cargadas. De acuerdo con la teoría DLVO
(Deryaguin-Landau-Verwey-Oberbeek), la curva que representa la energía total de
interacción entre partículas coloidales VT (curva continua) es la suma de las curvas de
atracción VA y repulsión VR.
VT = VA + VR
Esta curva corresponde a un ecuación de tipo exponencial porque la fuerza de
repulsión es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia y la fuerza de atracción
es también función de la inversa de la distancia, pero elevada ésta a un exponente siempre
mayor que dos.
En la figura 1 se observa que cuando las partículas se aproximan desde la distancia e
hasta la distancia b deben superar un máximo de repulsión Vm antes de alcanzar el
mínimo de atracción Vp donde la coagulación es irreversible. La altura de ese máximo Vm
define la estabilidad del sistema que corresponde a un potencial Z aproximado de 50 mV,
de esta forma el sistema se puede considerar estable. La coagulación en el mínimo
secundario VS es débil y reversible porque la energía térmica de partículas muy pequeñas
es del mismo orden de magnitud que la energía de este mínimo, y el movimiento
Browniano es suficiente para desagregar las partículas. La tabla I resume el efecto de las
curvas VA y VR de la figura 1 en la energía total VT y su incidencia en la estabilidad.
Figura 1
TEORÍA DLVO: Efecto neto de las energías de atracción y repulsión en la estabilidad de las
partículas coloidales
Tabla I.
COLOIDES DE ASOCIACIÓN
El diagrama ternario obtenido por mezcla de agua, aceite y tensioactivo, muestra que
para cierta proporción de estos tres elementos se obtienen soluciones micelares. Son
soluciones límpidas y termodinámicamente estables.
En estos sistemas ternarios es elevada la cantidad de agua, baja la de aceite,
adecuada la concentración de tensioactivo que permite solubilizar el aceite en el agua.
Esta solubilización se explica por la formación de micelas de tensioactivo en el agua.
Cuando se preparan soluciones de concentración creciente de un tensioactivo de
predominio hidrofílico (HLB elevado), a partir de cierta concentración, llamada CMC
(concentración micelar crítica), las moléculas se agrupan en forma de micelas; se producen
cambios en las propiedades físicas de la solución, que indican que se ha alcanzado dicha
concentración.
Los tensioactivos tienden a concentrarse en la interfase alterando por lo tanto la
energía libre de la superficie, de tal manera que la tensión superficial se reduce
considerablemente.
Las micelas pueden estar integradas por un número n de moléculas, el tamaño es
variable y depende de la naturaleza del tensioactivo, de la concentración, de la temperatura
y de iones presentes. Estas soluciones micelares son dinámicas, las moléculas son objeto
de continuas reestructuraciones.
La solubilización de productos hidrófobos se debe a una inserción de sus moléculas
en las micelas de tensioactivo, lo cual puede ocurrir a diferentes niveles:
•
Inserción a nivel profundo: ocurre con productos no polares, hidrocarburos (Fig. 2.
A).
•
Inserción menos profundo: se produce con sustancias polares o muy polares,
alcoholes y ácidos grasos (Fig.2. B y C).
•
Inserción en superficie: por ejemplo, ftalato de metilo (Fig. 2. D).
•
Inserciónen
cadenas
de
óxido
de
etileno:
polioxietilenados (Fig. 2. E).
Figura 2. Inserción de MIcelas
por
ejemplo,
tensioactivos
La solubilización micelar es empleada en Farmacia. Así, se lleva a cabo
solubilizaciones acuosas de yodo, antisépticos fenólicos, hormonas esteroides, vitaminas
liposolubles, antibióticos, sulfamidas, barbitúricos y aceites esenciales.
Los tensioactivos se agregan a partir de una determinada concentración (CMC),
dando lugar a partículas de tamaño coloidal, con diámetro equivalente en los límites de 30100 Å o sea de dimensiones coloidales por eso se los denomina coloides de asociación.
En la disolución las micelas están en equilibrio con moléculas de tensioactivo aisladas
que se llaman monómeros. El número de agregación n es el número de moléculas de
tensioactivo (monómero) presentes en una micela.
Los tensioactivos iónicos se disocian en solución acuosa y forman micelas iónicas,
cuyas cabezas hidrofílicas (orientadas al agua) poseen una carga neta negativa o positiva.
La figura 3 muestra el esquema de un tensioactivo aniónico: algunos contraiones se
sitúan en la vecindad de las cabezas polares, formando la capa de Stern. Se puede observar
que los contraiones no neutralizan totalmente la carga de la micela, que en este caso es
negativa (- 6 + 3 = - 3). Alrededor de las micelas iónicas existe la doble capa eléctrica difusa,
igual que en las partículas coloidales cargadas.
Figura 3.
a. Micela aniónica donde S es la capa de Stern b. Micela no iónica donde la
polaridad aumenta desde el centro (zona clara) a la periferia (zona oscura).
La facilidad de formar micelas depende del tensioactivo y decrece en el siguiente
orden:
no iónico > anfótero > iónico.
Las micelas no son agrupados estáticos, se disocian, se reagrupan, se disocian
nuevamente con gran rapidez. Los tensioactivos no iónicos forman micelas más grandes.
Las micelas no iónicas están formadas por una parte central donde se sitúan las
cadenas de hidrocarburos no polares, y una capa formada por cadenas de polioxietileno
largas y flexibles Figura 3. El manto polar interacciona con el agua y, en consecuencia, las
micelas están muy hidratadas. La deshidratación por elevación de la temperatura produce la
precipitación del tensioactivo enturbiando la disolución. El amplio manto de hidratación
proporciona un lugar de solubilización para muchos compuestos.
En líquidos no polares, los tensioactivos pueden formar micelas invertidas, donde las
cabezas polares se dirigen hacia el centro y la parte no polar hacia el medio dispersante.
Como ejemplo podemos citar: el dioctilsulfosuccinato de sodio y los monoésteres del
sorbitano, cuando se dispersan en aceites u otros líquidos no polares.
Las micelas formadas en soluciones diluidas de tensioactivo son aproximadamente
esféricas. Al aumentar la concentración de tensioactivo las micelas aumentan de tamaño.
Siendo demasiado grandes para conservar la forma esférica, adoptan estructura elipsoidal,
cilíndricas y finalmente laminares. Figura 4.
Figura 4.
Micelas: a. esférica
b. cilíndrica
c. Laminar
Estas fases afectan a la viscosidad y a la reología de la formulación, así como a la
solubilidad del principio activo.
Los tensioactivos son moléculas que tienen una parte polar (cabeza hidrofílica) y otra
no polar (cola hidrófoba) y tienen por ello afinidad tanto por el agua como por el aceite. Son
activos sobre la tensión superficial y tienden a acumularse en la superficie o en la interfase
aceite, agua. Este fenómeno se conoce como adsorción de interfases líquidas, de este modo
la energía interfásica y la energía libre de la interfase disminuyen.
La figura 5 muestra la acción de un tensioactivo sobre la tensión superficial (γ). Al
aumentar la concentración de tensioactivo en agua, la tensión superficial disminuye (línea
AB) debido a que las moléculas se adsorben en la superficie del agua.
Al agregar más tensioactivo se alcanza el punto B donde las moléculas están
totalmente empaquetadas en la superficie, de forma totalmente vertical, con la parte
hidrofílica orientada hacia el agua y la parte lipofílica hacia el aire. Si se continua agregando
tensioactivo, no caben más moléculas en la superficie, y se agregan en estructuras
denominadas
micelas;
la
tensión
superficial
no
disminuye
más
y
permanece
aproximadamente constante ( línea horizontal BC).La concentración a la que comienza la
formación de micelas (punto B) se llama Concentración Micelar Crítica (CMC).
Para que una molécula sea tensioactivo su
afinidad por la interfase debe ser mayor que su
afinidad por el interior del líquido, es decir, el
número de moléculas debe ser mayor en la
superficie que en la disolución como se observa
en la figura 5.
Figura 5. Relación entre la tensión superficial y el
logaritmo de la concentración .a. Tensioactivo b.
Moléculas sin capacidad tensioactiva c. Comparación
del área que ocupa una molécula en la superficie en
posición vertical (A1) y horizontal (A2).
La cantidad de tensioactivo que se adsorbe en la interfase es fundamental para la
estabilidad de los sistemas dispersos y se calcula mediante la ecuación de Gibbs:
Γ = concentración de tensioactivo adsorbido en la interfase (moles /cm²) en exceso respecto
a la que existe en el líquido.
R = constante de los gases.
T = temperatura absoluta.
γ = tensión superficial.
lnc = logaritmo de la concentración de tensioactivo.
La ecuación de Gibbs sirve para deducir si un compuesto es tensioactivo. Si el valor
de Γ es positivo las moléculas tienden a acumularse en la superficie y el compuesto es
tensioactivo. Para que Γ sea positivo, el signo de la pendiente de la ecuación de Gibbs (dγ
/dlnc) debe ser negativo, como se ve en la figura 5. Si el signo de la pendiente es 0 o
positivo, Γ sería negativo, o sea que las moléculas no son tensioactivas; por lo tanto su
afinidad es mayor por el líquido que por la superficie (permanecen en la disolución).
Características de un tensioactivo
•
Es soluble al menos en una de las fases del sistema.
•
La concentración en la interfase es mayor que la disuelta en el líquido.
•
Forma una capa monomolecular en la interfase.
•
Forma micelas a una determinada concentración (CMC).
•
Posee alguna de las siguientes propiedades: detergencia, poder espumógeno,
humectante, emulgente, solubilizante o dispersante.
Temperatura de Krafft y agregación de principios activos
Además de los tensioactivos hay ciertos principios activos que son anfifílicos, poseen
en su molécula una porción hidrófila y otra hidrófoba; tienen propiedades tensioctivas, se
agregan formando micelas.
La micelación de estos principios activos es de importancia en la formulación de
formas farmacéuticas líquidas, porque va seguida de un aumento importante en la
solubilidad del fármaco.
La micelación se puede observar representando gráficamente la tensión superficial en
función de la concentración de principio activo observando si hay un cambio brusco en la
pendiente similar a la figura 5.
En muchos casos la micelación depende de la temperatura. Al igual que en los
tensioactivos la formación de micelas comienza en la CMC (concentración micelar crítica).
Algunos principios activos son poco solubles en agua a temperatura ambiente y recién
alcanzan la CMC a cierta temperatura que es la temperatura de Krafft, a partir de ésta
comienzan a micelarse.
Si representamos gráficamente la solubilidad en función de la temperatura podemos
determinar la temperatura de Krafft. En la figura 6 se puede observar que la solubilidad del
clorhidrato de lincomicina-2 palmitato se incrementa lentamente al aumentar la
temperatura. Notamos un brusco cambio en la pendiente a 43ºC, éste es el punto de Krafft
o Temperatura de Krafft, y el incremento de la solubilidad es debido a que sobrepasando
esta temperatura el fármaco se agrega en micelas. La solubilidad de los monómeros es
siempre mucho menor que la de las micelas.
Figura 6. Aumento de la solubilidad de la lincomicina 2-palmitato en la temperatura de Krafft.
El pH también influye en la formación de micelas de principio activo. En el caso de
una prostaglandina a pH 5 – 5.2 la solubilidad experimental es mucho mayor que la teórica
debido a la formación de micelas a partir de este pH.
A pH inferior a 5 las especies no ionizadas predominan y la prostaglandina es muy
poco soluble en agua. A pH superior a 5 la proporción de especies ionizadas (los cuales
son muy solubles en agua) aumenta y la solubilidad se incrementa hasta llegar a la CMC.
Otro factor que influye en la micelación de principios activos es la adición de
electrólitos; estos disminuyen la solubilidad y producen enturbiamiento: Esto se debe a que
la adición de iones a la disolución neutraliza parcialmente la carga eléctrica de las micelas
aniónicas o catiónicas de los principios activos.
Punto de enturbiamiento y separación de fases
Cuando se calienta una solución de un tensiactivo no iónico, se enturbia a
determinada temperatura, llamada punto de enturbiamiento o “cloud point”. Por
encima de esta temperatura la solución se separa en 2 fases; por debajo el tensioactivo se
solubiliza en micelas.
El punto de enturbiamiento se define como la temperatura por encima de la
cual el tensioactivo precipita. Esto se debe a la deshidratación de las cabezas polares
del mismo, que disminuye su hidrofília y su HLB. Al ser el tensioactivo cada vez menos
hidrófilo, aumenta la tendencia a la agregación. Las micelas aumentan de tamaño y se
deshidratan hasta un punto donde son demasiado lipófilas y precipitan.
El punto de enturbiamiento de los tensiactivos es muy importante en la formulación de
suspensiones y emulsiones, y en la solubilización de principios activos: debe ser alto para
evitar la precipitación del tensioactivo a la temperatura a la cual se prepara la dispersión. La
presencia de principios activos, aditivos y electrolitos puede disminuir el punto de
enturbiamiento. Por ejemplo: el sorbitol al 25 % reduce el punto de enturbiamiento del
tween 80 de 83º C a 64 º C.-