Solucions-I (2015)

Apunte Catalán
Universidad Universidad de Barcelona (UB)
Grado Farmacia - 3º curso
Asignatura Farmacia galenica I
Año del apunte 2015
Páginas 9
Fecha de subida 27/04/2016
Descargas 4
Subido por

Vista previa del texto

Farmàcia Galènica I Tema 3. SOLUCIONS I, SISTEMES DISPERSOS HOMOGENIS . SISTEMES DISPERSOS - Un sistema dispers consta essencialment de dos components: . Fase dispersa (= interna = oberta = discontínua).
. Fase dispersant (= externa = tancada = contínua).
- La fase interna es troba distribuïda en forma de partícules o gotetes dins de la fase dispersant.
- Hi ha dos grans tipus de sistemes dispersos: . Sistemes dispersos homogenis: No és possible diferenciar les dues fases.
. Sistemes dispersos heterogenis: Les dues fases estan diferenciades.
* Solució: Una solució és un sistema homogeni i monofàsic que consta com a mínim de dos components: el dissolvent i el solut.
- La solubilitat d'un solut en un dissolvent determinat, és la concentració de solut en una dissolució saturada, en presència de solut en excés.
Si fixem les condicions de pressió i temperatura, la solubilitat és una constant.
- De la solubilització d'una substància pot haver 2 tipus: . Solucions veritables: Molècules o ions de mida inferior a 1nm.
. Pseudosolucions o solucions col·loïdals: La mida de la partícula està entre 1nm i 1 Expressions qualitatives de la solubilitat de la Farmacopea Europea Quantitat aproximada de dissolvent en Terme descriptiu volum (ml) per una part de substància en pes (g).
Molt soluble Menys d’una part Fàcilment soluble De 1 a 10 parts Soluble De 10 a 30 parts Bastant soluble De 30 a 100 parts Poc soluble De 100 a 1.000 parts Pràcticament insoluble Més de 10.000 parts Expressions de la solubilitat i de la concentració en dissolucions Per cent pes/pes (% p/p) Percentatge pes a pes (nombre de grams de solut en 100 g de dissolució).
Per cent pes/volum (% p/v) Percentatge pes a volum (nombre de grams de solut en 100 ml de dissolució).
Molaritat (M) Mols de solut en 1.000 ml de dissolució.
Molalitat (m) Mols de solut en 1.000 grams de dissolvent.
Quocient entre el nombre de mols de Fracció molar (X) solut i el nombre total de mols en la dissolució.
1 / 1.000 d'un equivalent, Eq. (un Mil·liequivalents (mEq) equivalent és igual al pes molecular d'un àtom o radical dividit per la seva valència).
* ETAPES D’UN PROCÉS DE DISSOLUCIÓ (2) 1) El solut ha de vèncer les forces d'atracció entre les seves molècules per poder canviar el seu estat d'agregació i extreure una d'elles.
. Si el solut és un sòlid cristal·lí = Procés de fusió  Varia l'entalpia i l'entropia.
. Si el solut és un gas = Procés de condensació amb els consegüents canvis d'energia.
(Varia l'entalpia i l'entropia) . Si el solut és un líquid = Aquesta etapa no té lloc.
* L'entalpia de fusió és constant i independent del dissolvent.
L'entalpia sempre és positiva (desfavorable), però és un procés possible perquè hi ha un ↑ d'entropia (augment del desordre).
* L'entropia és favorable (+).
2 2) La barreja de la molècula de solut extreta amb les molècules del dissolvent.
- El procés de mescla, les molècules de dissolvent fa cavitats, separar-se, on es puguin col·locar les molècules de solut. Un cop se situen en aquestes cavitats es produeix la solvatació del solut per les molècules del dissolvent.
- Així doncs l'etapa de barreja té una primera contribució endotèrmica al procés (contribució desfavorable) i una segona exotèrmica (contribució favorable).
PROCÉS DE DISSOLUCIÓ D’UN SÒLID IÒNIC * FACTORS QUE INFLUEIXEN EN LA SOLUBILITAT (9) . Temperatura . Polaritat del sòlid i del líquid . Constant dielèctrica . pH . Polimorfisme . Hidrats i solvats . Grau de cristal·linitat . Interaccions . Additius 1) EFECTE DE LA TEMPERATURA - En les dissolucions endotèrmiques: Tª ↑  Solubilitat ↑.
- En les dissolucions exotèrmiques: Tª ↑  Solubilitat ↓.
2) POLARITAT DEL SÒLID I DEL LÍQUID - Els líquids polars dissolen amb facilitat els sòlids polars.
Ex: L'aigua dissol estructures polars (sòlids cristal·lins), també dissol hidrats de carboni que presentin un elevat nombre de funcions polars (sacarosa).
- Els líquids apolars dissolen sòlids apolars.
Ex: Dissolvents orgànics (benzè, tetraclorur de carboni, olis, parafines etc.).
3 3) CONSTANT DIELÈCTRICA (ε) - És una mesura de la polaritat del medi i es relaciona amb la capacitat del dissolvent per separar ions del solut.
- Als valors de la constant dielèctrica que proporcionen una solubilitat òptima, per a un solut determinat, se'ls denomina requeriment dielèctric (RD).
* Hi ha un paral·lelisme entre la constant dielèctrica i el paràmetre de solubilitat.
4) INFLUÈNCIA pH - Amb l'equació de Henderson-Hasselbach, es pot determinar la solubilitat (S) de cada solut en aigua a un pH determinat, sempre que es conegui el pKa i la solubilitat de les espècies no ionitzades.
. Per àcids febles: pH - pKa = log [A-] / [AH] . Per a bases febles: pH - pKa = log [BOH] / [B+] - Si als soluts són amfòters: El punt isoelèctric és aquell pH en què es produeix la mínima solubilitat.
PI = pH mín S El pH d'òptima solubilitat no sempre coincideix amb el pH de màxima estabilitat.
FÀRMACS DÈBILMENT ÀCIDS pH – pKa Fracció molar aproximada, de fàrmacs en forma ionitzada Solubilitat aproximada en H2O < -2 < 0,0099 INSOLUBLE -1 0,09 INSOLUBLE 0 0,5 1 0,91 >2 0,99 SOLUBLE A [↓] SOLUBLE A [MITJANES] SOLUBLE FÀRMACS DÈBILMENT BÀSICS 4 5) POLIMORFISME - A Tª i pressió constants, la forma polimòrfica termodinàmicament + estable és la que tingui menor energia lliure, la – soluble i punt de fusió + ↑.
- Pot haver formes metaestables, + solubles, en un període de temps + o – llarg es transformen en la forma estable, això produeix la precipitació del solut.
6) HIDRATS I SOLVATS - Solvats sòlids: – solubles que el sòlid sense solvatar, en el dissolvent on es formen els solvats.
- Formes hidratades: + estables i – solubles que les formes anhidres.
- Solvats no aquosos: + solubles en aigua que les formes no solvatades, això és degut a que l'energia lliure de dissolució en aigua del dissolvent unit al sòlid és exotèrmica i ↓ l'energia lliure de la dissolució.
7) GRAU DE CRISTAL·LINITAT - L'estat energètic de la forma amorfa és + gran que el de la forma cristal·lina, de manera que aquesta és termodinàmicament + estable.
- Les formes amorfes són + solubles que les cristal·lines.
- Les formes amorfes presenta el problema pràctic de la seva tendència a recristal·litzar de manera espontània durant l'emmagatzematge.
8) INTERACCIONS SOLUT - DISSOLVENT - Aquestes interaccions es produeixen durant el procés de mescla del solut i el dissolvent i són responsables dels efectes exotèrmics o endotèrmics i per tant de canvis d'entropia que poden resultar favorables o desfavorables al procés de dissolució, ↑ o ↓ la solubilitat.
- Les interaccions: . Solut-solut o dissolvent-dissolvent: Tendeixen a ↓ solubilitat.
. Solut – dissolvent: Tendeixen a ↑ la solubilitat.
- Tipus d’interaccions: . Forces de van der Waals.
. Enllaç d'hidrogen.
5 9) EFECTE DELS ADDITIUS - La presència d'electròlits (substància que contenen ions lliures) en la dissolució modifica la solubilitat del solut, molt remarcablement si aquest no s'ionitza.
. Aquesta modificació dels ions poden fer variar la solubilitat: - ↑ de la solubilitat (efecte salí positiu).
- ↓ de la solubilitat (efecte salí negatiu).
- Altres additius són els SUCRES (sorbitol, glucosa, sacarosa, etc.) que milloren les característiques organolèptiques de les solucions, però poden produir un efecte negatiu en la solubilitat.
* SOLUBILITZACIÓ DELS FÀRMACS (4) - Es pot considerar que un principi actiu que es dissolgui en aigua menys d'1 mg/ml a la zona de pH fisiològic pot presentar problemes de biodisponibilitat.
- La majoria de principis actius no són solubles, s’han de solubilitzar.
- Hi ha diversos mètodes per ↑ la solubilitat de fàrmacs en aigua.
1. Codissolvent 2. Formació de complexes 3. Solubilització micel·lar 4. Modificar molècules 1) CODISSOLVENTS - La solubilitat d'un electròlit feble o d'un solut mica polar en aigua pot ↑ si es modifica la polaritat del dissolvent.
- La polaritat de l'aigua pot ↓ si es barreja amb altres dissolvents miscibles en ella i amb polaritat inferior. Aquests dissolvents que s'utilitzen per ↑ la solubilitat en aigua s'anomenen codissolvents. Sovint s'observa que la solubilitat en la barreja és superior que la que s'aprecia en cada un dels dissolvents per separat.
- Treballar amb mescles de dissolvent (típic dissolvent + polar i un - polar).
Ex: Mescles hidroalcohòliques.
- La solubilitat d'un fàrmac és màxima a una constant dielèctrica (o paràmetre de solubilitat) determinada, per aquest motiu les mescles de dissolvents són efectives, ja que la constant dielèctrica és un valor additiu.
6 . Solubilització per barreja de dissolvents Ex: 2) FORMACIÓ DE COMPLEXES - Es pot ↑ la solubilitat afegint al sistema una substància que formi un complex soluble amb el solut.
- Els complexos poden ser moleculars, les forces d'atracció entre substrat i lligand són febles (tipus Van der Waals) i permeten l'alliberament del fàrmac amb facilitat.
- Les ciclodextrines formen complexos d'inclusió.
- Les ciclodextrines són unitats de glucopiranosa unides que formen estructures cícliques que simulen cilindres buits. La superfície interior del cilindre és lipòfila el que permetrà a soluts poc solubles en aigua acomodar-se en el seu interior. La part externa és hidròfila i per això molt soluble en aigua.
7 3) SOLUBILITZACIÓ MICEL·LAR - Els tensioactius són agents solubilitzants.
- Són molècules amfipàtiques que a ↓ concentracions existeixen com molècules individuals. A partir de l'anomenada concentració micel·lar crítica (CMC), es produeixen associacions orientades de les seves molècules.
- Aquestes associacions són les micel·les, que presenten les seves parts lipòfiles orientades cap a l'interior i les parts hidròfiles cap a l'exterior, en contacte amb l'aigua. Amb aquesta disposició a l'interior es poden disposar soluts lipòfils i d'aquesta manera es produeix una pseudosolubilizació micel·lar.
Com + lipòfils siguin els soluts es disposen + a l'interior de la micel·la.
Formació de micel·les per sobre de la concentració micel·lar crítica 8 4) MODIFICACIONS MOLECULARS - Introducció de grups polars.
- Formació de sals hidrosolubles: . Transformació d'un àcid feble en sal sòdica.
. Formació de sulfats, fosfats o clorhidrat de bases febles.
9 ...