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ANHANGUERA EDUCACIONAL S. A. FAA- Faculdade Anhanguera de Anápolis Curso de Farmácia Diandra Porto Alves RA 1107295311 Erica Amaral Diniz RA: 11 06280637 Geysse de Cubas Vieira Soares RA:1 116299146 ATPS de Físico-Química: Etapa 1 e Etapa 2 Trabalho apresentado ao prof. a Adriana, na matéria Físico- Química como parte Anápolis – GO 10 Semestre/2012 Etapa 1 • bimestre. o view nut*ge Importância da Físico-Química para a área farmacêutica A atividade do farmacêutico, por ser essencialmente aplicada, pressupõe um razoável conhecimento de uma gama de aspectos de várias ciências básicas correlacionadas, tais como química, isica e biologia. Somente a compreensão dos fenômenos subjacentes à técnica e à ação farmacêutica permitem-lhe Ir além do conhecimento empírico. A relação entre o conhecimento farmacêutico e essas ciências é, contudo, uma relação que vai além do fornecimento de uma mera base necessária para a compreensão isolada desse conhecimento.

Mas do que isso, tal relação deve permitir a construção de elementos capazes racionalizar, de maneira lógica e sistemática, os saberes empiricos e dotá-los de uma visão de conjunto, inserindo-os em um todo. Com a gigantesca curso de Farmacia insere-se neste espírito. A fisico-química ornece uma base conceitual para as diferentes áreas da química, da tecnologia e da biologia ao analisar, sistemática e quantitativamente, conceitos centrais como energia, equillbrio, transformações, espontaneidade e velocidade de reações.

A físico-química contribui, assim, para encadeamentos relevantes para o farmacêutico, bem como para fornecer subsídios necessários para muitos dos procedimentos técnicos do dia-a-dia profissional. Devido à sua estrutura em grande parte axiomática, baseada em poucos conceitos centrais e suas inter-relações, a físico- química apresenta um caráter eminentemente matemático; ? essencialmente uma ciência com poucos pressupostos genéricos aplicados a contextos bem-específicos, e a matemática auxilia o caminho desde a base até a aplicação.

Somente por intermédio da matemática é possível entender as relações entre as grandezas físico-químicas e aplicar quantitativamente esse conhecimento às situações concretas. Longe de se constituir em um empecilho, a vocação matemática da físico-química deve servir para mostrar a elegância e a concisão – isto para não falar na “economia de informações” — de uma abordagem abstrata. Aplicações da físico-química à Farmácia A físico-química tem um vasto campo de aplicações na área farmacêutica.

Neste trabalho vamos citar a Propriedades Físico- Químicas de Drogas em Solução. Examinaremos algumas propriedades físico-químicas de drogas em solução que são relevantes para formulações farmacêuticas liquidas como soluções parentais, colírios e irrigações. Alguns conceitos termodin PAGF farmacêuticas liquidas como soluções parentais, colírios e irrigações. Alguns conceitos termodinâmicos básicos serão introduzidos e será discutido o conceito de atividade termodin¿mlca, que é um importante parâmetro na eterminação da potencia da droga. ? importante que as soluções parentais sejam formuladas com pressão osmótica similar a do soro sanguíneo, veremos como ajustar a tonacidade da formulação para alcançar este objetivo. A maior parte das drogas são pelo menos parcialmente ionizada a pH fisiológico e muitos estudos tem sugerido que o grupo carregado é essencial para a atividade biológica. Veremos a influencia do pH na ionização de diversos tipos de drogas em solução e consideraremos equações que permitem o cálculo do pH de soluções destas drogas.

Veremos os vários modos de xpressar a concentração de uma solução, uma vez isto é de fundamental importância para interpretarmos as varias unidades e entendermos suas inter-relações. UNIDADES DE CONCENTRAÇAO Varias unidades são comumente usadas para expressar a concentração de uma solução, o que leva à confusão na interconversão dessas unidades. Sempre que possível usaremos o Sistema Internacional de Unidades (SI). CONCENTRAÇÃO EM PESO A concentração é frequentemente expressa como o peso de soluto por unidade de volume de solução; por exemplo, gl_-l ou % p/v que é o numero de gramas de soluto em 100mL de solução.

Este procedimento não é um método exato quando se trabalha com diversas temperaturas porque o volume da solução depende da temperatura e, consequentemente, a concentração também. Quando se utiliza um composto hidratado, é importa PAGF 91 e, consequentemente, a concentração também. Quando se utiliza um composto hidratado, é importante saber o grau de hidratação no cálculo da concentração em peso. Deste modo, CaC12 anidro p/v é aproxmadamente equlvalente a CaC12. 5H20 20% p/v, é, consequentemente, o uso aleatório da expressão “cloreto de cálcio a 10%” pode resultar em erro grosseiro.

No SI a unidade é g. m-3, numericamente igual a gL-1. MOLARIDADE MOLALIDADE É importante distinguir este dois termos de pronuncia semelhante. A molaridade de uma solução é o numero de mols (massa molecular em gramas) do soluto em IL de solução. Esta tem por unidade mol. kg-l e é aceita no SI. Aquela pode ser convertida em unidade do SI usando-se a relação 1 mol. L-l = ICP mol. m-•. A interconversão entre molaridade e molalidade requer conhecimento da densidade da solução.

Dentre as duas unidades é preferencial a molalidade por exprimir precisamente a concentração e por não depender da temperatura da solução omo a molaridade; e também, a molalidade de um componente em solução permanece inalterada pela adição de um segundo soluto, ao passo que a outra unidade deste componente diminui devido ao aumento volume da solução em consequência da adlção do segundo soluto. MILIEQUIVALEN ES Estas unidades são comumente usadas clinicamente para expressar a concentração de um [on em solução.

O termo “equivalente” ou equivalentegrama é análogo a mol ou peso molecular. Considerando-se rons monoequivalentes, estes dois termos são idênticos; assim, 1 molar de bicarbonato de sódio, NaHC03, contem 1 mol ou 1 Eq de Na+e 1 mol ou 1 Eq de HC03- or litro de solução. Co 91 bicarbonato de sódio, NaHC03, contem 1 mol ou 1 Eq de Na+e 1 mol ou 1 Eq de HC03- por litro de solução. Com íons multivalentes deve-se prestar mais atenção na valencia de cada íon; poe exemplo, p/v de CaC12. H20 contem mmol ou 13,6 m Eq de Ca+2 em 10 mL.

O Pharmaceutical Codex 1 dá uma tabela de miliequivalentes para vários íons e também uma formula simples para a interconversào de concentração em porcentagem e miliequivalentes por litro. FRAÇAO MOLAR A fração molar de um componente da solução é o n’ mero de moles deste componente dividido pelo numero total de moles resentes em solução. Em uma solução com dois componentes (binara) a fração molar do solvente, xl, é dada por xl = nl/ (n14n2), onde nl e n2 são números de moles do solvente e soluto presentes na solução.

Similares a fração molar do soluto, x2, é dada por x2 = n2/(n14n2). A soma das frações molares de todos os componentes é evidentemente a unidade para uma solução binaria, xl +x2 = 1. TERMODINAMICA: UMA BREVE INTRODUÇÃO A importância da termodinâmica em ciências farmacêuticas é evidenciada quando percebemos que processos, como partição de solutos entre solventes lmsciveis, solubilidade de drogas, ormação de micelas e interação droga-receptor, podem ser tratados em termos termodinâmicos. Esta seção introduz alguns conceitos da termodinâmica.

ENERGIA A energia é uma propriedade fundamental de um sistema. Pode- se ter idéia de sua importância considerando seu papel em reações quimicas, onde ela determina qual reação pode ocorrer, a sua rapidez e em qual direção ela irá ocorrer. A energia toma vánas formas: energi s 1 sua rapidez e em qual direção ela irá ocorrer. A energia toma várias formas: energia cinética é a energia que um corpo tem devido a sua posição, seja da energia potencial gravitacional eja da energia potencial coulômbica que está assoclada com partículas carregadas e separadas a uma dada distância.

Todas as formas de energia estão relacionadas, mas na conversão entre os seus vários tipos nao é possível criar ou destruir energia. Esta constitui a base da Lei de conservação de energia. A energia interna U de um sistema é a somatória de toda contribuição da energia cinética e potencial para a energia de todos os átomos, (ons e moléculas naquele sistema. Em termodinâmica nos preocupamos mais com a mudança de energia, AI_J, do que a energia interna propriamente dita. Podemos variar a energia interna de um sistema fechado somente de duas maneiras: por transferência de energia como trabalho, w, ou como, calor, q. ma expressão para a mudança de energia interna é: Se o sistema libera sua energia para o ambiente, AIJ é negativo, isto é, a energia total interna foi diminu(da. Onde o calor é absorvido (como em um processo endotérmico), a energia interna irá aumentar e , consequentemente, q será positivo. Ao contrário, em um processo que libera calor (exotérmico) a energia interna diminuirá e q será negativo. De modo semelhante, quando a energia é fornecida ao sistema como trabalho, w é ositivo, e quando o sistema perde energia pela realização de trabalho, w é negativo.

Frequentemente é necessário considerar alterações infinitesimais em uma propriedade. Nós as indicaremos pelo uso do símbolo considerar alterações infinitesimais em uma propriedade. Nós as indicaremos pelo uso do símbolo “d”, em vez de A. Então para uma mudança infinitesimal na energia interna nós escrevemos a equação: dl] = dw + dq pode-se perceber, a partir desta equação, que não importa realmente se a energia é fornecida como calor ou trabalho ou como uma mistura da duas; a mudança na energia interna é a mesma.

A equação expressa o principio da lei de conservação de energia, mas a sua aplicação é muito mais ampla, visto que envolve mudanças na energia calorifica que não são abrangidas na lei de conservação de energia. Conclui-se da equação que um sistema completamente isolado de seu ambiente, de tal modo que não possa trocar calor ou interagir mecanicamente para fazer trabalho, não pode experimentar qualquer mudança na sua energia interna. Em outras palavras a energia interna de um sistema isolado é constante – esta é a primeira lei da termodinâmica.

ENTALPIA Onde ocorre uma mudança em um sistema à pressão constante omo, por exemplo, em uma reação química em recipiente aberto, o aumento da energia interna não é igual à energia fornecida como calor porque parte da energia terá sido perdida pelo trabalho realizado durante a expansão do sistema. É conveniente, entretanto, considerar a variação de calor isoladamente das mudanças de trabalho envolvidas. Por esta razão chamados a propriedade que é igual ao calor fornecido ? pressão constante de entalpia, H. odemos definir entalpia por: AH = q à pressão constante AH é positivo quando o calor é fornecido ao sistema, que é livre para sofre alterações de seu volume, PAGF 7 positivo quando o calor é fornecido ao sistema, que é livre para sofre alterações de seu volume, e negativo quando o sistema libera calor (como em uma reação exotérmica). A entalpia está relacionada à energia interna de um sistema pela relação. H = U + pV, onde p e V são a pressão e o volume do sistema, respectivamente.

A mudança de entalpia acompanhada processos como dissolução de um soluto, formação de micelas, reações químicas, absorção em sólidos, vaporização de um solvente, hidratação de um soluto, neutralização de ácidos e bases, e a fusão ou congelamento de solutos. ENTROPIA A primelra lei da termodinâmica, como vimos, objetiva a conservação de energia, como a mudança de um estado para outro de um sistema, mas ela não especifica qual mudança em particular ocorrerá espontaneamente.

As mudanças tem uma tendência natural de ocorrer não porque o sistema está indo para um estado de energia mais baixo, mas porque existem mudanças a desorganização do sistema. Isto pode ser visto pela consideração de um exemplo especifico: a difusão de um gás em outro ocorre sem qualquer intervenção externa, ou seja, ela é espontânea; contudo, não existem diferenças nem na nergia potencial ou cinética do sistema, nem no seu estado de equillbrio ou, ainda, no seu estado inicial, onde dois gases estão segregados.

A força propulsora para tais processos espontâneos é a tendência para o argumento no caos do sistema. O sistema misto é mais desorganizado do que o original. Uma medida conveniente da casualidade ou da desordem do sistema é a entropia, S. quando um sistema se torna mais caótico, sua entropia aumenta I desordem do sistema é a entropia, S. quando um sistema se torna mais caótico, sua entropia aumenta linearmente com o grau de aumento da desordem causada. Neste conceito é envolvida a Segunda lei da termodinâmica, a qual expressa que a entropia de um sistema isolado aumenta em uma mudança espontânea.

A Segunda lei, então, envolve uma mudança de entropia, AS, e esta é definida como o calor absorvido em um processo reversível, qrev, dividido pela temperatura (em grau Kelvin) na qual a mudança ocorreu. Para uma mudança finita: AS qrev/T E para mudança infinitesimal: dS = qrev/ T por um “processo reverslVel” entendemos aquele em que as mudanças ocorrem de forma infinitamente lentas, de maneira que o sistema está em equillbrio com sua circunvizinhança.

Neste aso, inferimos que a temperatura dos arredores é infinitamente maior que aquela do sistema, de modo que as mudanças de calor ocorrem a uma taxa infinitamente lenta e o calor é transferido de forma suave e uniforme. Podemos perceber a ligação entre entropia e desordem pela consideração de alguns exemplos específicos. Por exemplo, a mudança de entropia de um gás perfeito com seu volume V está de acordo com a equação AS = nRln.

Vf/Vi Onde fe i indicam respectivamente os estados final e inicial. Note que se Vf ; Vi (ou seja, se o gás expande para um volume maior) o termo en será positivo e a equação predirá um aumento e entropia. Isto é esperado, desde que a expansão do gás seja um processo espontâneo acompanhado por um aumento da desordem porque as moléculas estão agora se movendo em um maior volume. De maneira similar, aumentand porque as moléculas estão agora se movendo em um maior volume.

De maneira similar, aumentando a temperatura, a movimentação molecular seja mais vigorosa e, consequentemente, o sistema mais caótico. A equação que relaciona a mudança de entropia com a mudança de temperatura é: AS = cv In Tf/Ti Onde cv é a capacidade calorifica molar a volume constante. A bservação da equação mostra que AS será positivo quando Tf ; Ti, como predito. A entropia de uma substancia será também alterada quando ela sofrer uma transição de fase que também conduza a uma mudança na ordem. or exemplo, quando um sólido cristalino funde, ele mudará de uma estrutura ordenada para uma mais caótica no liquido e consequentemente é esperado um aumento na entropia. A mudança da entropia, acompanhando a fusão de um sólido será dada por = OHfus,’ T Onde AHfus é a entalpia da fusão e T é a temperatura de fusão. Similarmente, podemos determinar a mudança de entropia quando um líquido vaporiza por Onde OHvap é a entalpia da vaporização e T agora refere-se ao ponto de ebulição.

A mudança de entalpia que acompanha outras mudanças de fases, tal como a mudança de uma forma polimorfa de cristais, pode ser calculada de uma maneira similar. A zero absoluto toda locomoção térmica dos átomos da grande cristalina terá cessado e o solido não terá desordem e, desta forma, a entropia é zero. Esta conclusão forma a base da Terceira lei da termodinâmica, a qual expressa que a entropia de um material perfeitamente cristalino é zero quando T = O. ENERGIA LIVRE A energia é derivada da entropia, e é de ampla utilidade. A