Analisi dei medicinali III

Analisi dei medicinali IIIAA 2021-2022

Farmacopea

Codice farmaceutico contenente una serie di disposizioni tecniche che permettono di controllare la qualità di medicamenti, sostanze e/o preparati finali. Attualmente sono in vigore la XII edizione della Farmacopea Italiana e la X edizione della Farmacopea Europea. La Farmacopea Europea obbliga tutti gli stati dell’Unione a uniformarsi ad essa rispetto alle sezioni comuni alle Farmacopee nazionali: perciò, se un farmaco non è presente nella Farmacopea Europea allora ogni nazione si potrà rifare alla propria Farmacopea nazionale; vale il contrario. La Farmacopea deve essere costantemente aggiornata per adattarsi all’innovazione e al commercio del campo farmaceutico, oltre che per riportare aggiornamenti e innovazioni della legislazione farmaceutica. Stabilisce inoltre norme comuni, utilizzate dal personale sanitario e da chi è coinvolto nell’ambito del controllo di qualità dei farmaci, a tutti i paesi dell'Unione, promuovendo così la salute pubblica.

Struttura della Farmacopea Europea

La Farmacopea Europea è costituita da 3 volumi:

• 1^o volume: parte generale, introduzione, riconoscimenti e monografie generali;
• 2^o volume: monografie di principi attivi, eccipienti, prodotti chimici e organici, sia di sintesi che estrattivi, che naturali;
• 3^o volume: saggi e metodi di analisi e i reattivi (capitolo 4), oltre che le monografie.

Caratteri

Caratteristiche morfologiche e organolettiche che identificano una sostanza. La caratteristica più lampante è lo stato fisico in cui si trova l’analita; seguono l’aspetto, il colore e l’odore. Vengono riportati all’inizio di ogni monografia.

Stato fisico

Determinato dalla struttura chimica e dalle forze intermolecolari che si instaurano tra le molecole. Queste possono essere sia attrattive, responsabili della coesione tra le molecole, che repulsive, in grado di evitare la penetrazione di una molecola in un’altra. Le forze attrattive si instaurano solo nel momento in cui sono presenti dipoli molecolari, sia permanenti che indotti; per determinare il valore di dipolo molecolare si calcola il valore di energia al quale si ha l’equilibrio tra forze attrattive e repulsive si raggiunge alla distanza, solitamente di 3-4 Å e al quale si ha il minimo di energia di legame. Le forze intermolecolari attrattive sono:

• Forze di Van der Waals: riguardano sia atomi che molecole, e sono in grado di determinare le proprietà di solidi e liquidi. Sono definite a corto raggio poiché le molecole ne risentono se si trovano a pochi Å da un’altra molecola. Il contributo repulsivo è dato dai gusci elettronici delle molecole, mentre il contributo attrattivo è legato a 3 effetti:
  • Forze di Keesom: avvengono tra molecole polari, e quindi con dipoli permanenti. Sono forze di orientazione, poiché le molecole si dispongono tutte con il polo positivo vicino a quello negativo della molecola adiacente, e viceversa;
  • Forze di Debye: avvengono tra una molecola polare e una apolare. Sono forze di induzione, poiché l’interazione è permessa dalla generazione di un dipolo momentaneo sulla molecola apolare dovuta alla distorsione della nuvola elettronica indotta dall’avvicinamento del dipolo della molecola polare. Queste forze stanno alla base della parziale solubilizzazione dei composti apolari nei solventi polari;
  • Forze di London: avvengono tra molecole apolari. Sono forze di dispersione poiché il legame intermolecolare è dovuto alla vibrazione delle nuvole elettroniche delle molecole che, generando delle momentanee separazioni di carica, permettono l’interazione sia con altre molecole “vibranti” che con molecole neutre poiché verrà indotto un dipolo momentaneo su di esse.

Questo tipo di forze influenzano molto il punto di ebollizione delle sostanze: all’aumentare del numero di elettroni presenti nella nuvola elettronica aumenta anche la polarizzabilità e quindi il numero di interazioni instaurabili tra le molecole; ciò si traduce in una maggiore coesione intermolecolare che porta così ad un generale aumento del punto di ebollizione.

• Legame H: si instaura tra dipoli contenenti:
  • Donatore di legame: atomo molto elettronegativo (O, N, S, F) legato ad un atomo di H. Quest’ultimo viene polarizzato positivamente, permettendogli di interagire con un accettore di legame H;
  • Accettore di legame: atomo molto elettronegativo contenente almeno un doppietto di non legame che interagisce con l’H del gruppo donatore.

Ha un’energia di 2-7 kcal/mol, e permette di aumentare di molto il punto di ebollizione delle sostanze formanti questi legami.

• Interazioni elettrostatiche: non si ha sovrapposizione delle nuvole elettroniche. L’interazione è data da cariche di segno opposto, le quali vanno a disporsi a formare dei reticoli cristallini ordinati. La separazione di carica rimane stabile poiché i due ioni sono ad un basso livello energetico (ottetti completi);
• Legame ione-molecola: molecole, sia polari che non, interagiscono con le particelle cariche formando interazioni polari tramite orientazione del dipolo molecolare in funzione della carica dello ione;
• Legami catione-π (più comune) e anione-π (meno comune): interazione tra la nuvola elettronica del sistema aromatico e uno ione carico positivamente. Ci permette di spiegare la solubilità dei sali in composti aromatici.

Colore

Percezione della frequenza della radiazione luminosa (400-800 nm) inviata dalla materia (principio di complementarità) verso i fotorecettori dell’occhio. Ci può dare informazioni sulla struttura, sull’alterazione della sostanza e sulla presenza di cromofori, ovvero gruppi contenenti sistemi coniugati ed estesi. I composti inorganici, invece, sono colorati grazie alla presenza di orbitali d incompleti in atomi di metalli di transizione: le transizioni elettroniche di questi elettroni hanno un corrispondente ai fotoni del visibile; la colorazione non dipende quindi dalla configurazione elettronica esterna ma da elettroni interni.

Odore

Non tutte le sostanze sono odorose. L’odore può essere tipico della sostanza oppure indotto grazie a reazioni di identificazione. Sono però metodi poco raccomandabili sia perché le sostanze che si vanno ad annusare possono essere tossiche, sia perché è presente una grande variabilità soggettiva nella percezione dell’odore.

Stato solido

Le particelle che costituiscono i solidi possono essere vincolate in due diverse strutture:

• Solidi cristallini: costituiti da celle elementari che si ripetono consecutivamente in tutte e 3 le dimensioni, costituendo complessivamente il reticolo cristallino. Nei nodi del cristallo sono localizzati gli atomi e le molecole che costituiscono il reticolo. In funzione del tipo di legame che si instaura tra le particelle possiamo avere:
  • Solidi covalenti;
  • Solidi ionici;
  • Solidi molecolari;
  • Solidi metallici.
• Solidi amorfi: solidi in cui le molecole sono arrangiate in maniera casuale. Hanno un maggior contenuto energetico rispetto ad un solido cristallino: da ciò ne deriva che un farmaco amorfo sarà più facilmente assorbibile e disgregabile poiché termodinamicamente instabile.

A seconda delle condizioni di cristallizzazione, le sostanze possono generare dei polimorfismi. I polimorfi sono quindi forme cristalline differenti generate da una stessa sostanza cristallizzata, e la loro formazione dipende principalmente dal solvente utilizzato e dalla velocità con cui si sono formati i cristalli. Il diverso arrangiamento delle molecole comporta rotazioni attorno ai singoli legami o lievi alterazioni negli angoli e nella distanza di legame. Differiscono quindi solo dal punto di vista fisico, mentre dal punto di vista chimico sono la stessa sostanza; varieranno proprietà chimico-fisiche quali tensione di vapore, punto di fusione e di ebollizione, solubilità, proprietà ottiche, interazione con vari tipi di radiazioni (es. IR, raggi X). I vari polimorfismi vengono ordinati o con le lettere greche o con la numerazione romana; in generale, il polimorfo a più alto punto di fusione, e quindi maggiormente stabile, viene indicato con la numerazione romana. Infine, i polimorfi possono essere divisi, in funzione della loro stabilità, in polimorfi:

• Enantiotropi: con la temperatura possono essere convertiti in un altro polimorfo;
• Monotropi: con la temperatura non viene modificata la polimorfia poiché stabile a tutte le temperature.

Solubilità

Parametro importante sia nella preparazione dell’analita per analisi successive che nel trasporto di un farmaco nell’organismo; è una costante fisica che, insieme ad altre grandezze, viene usata per identificare un composto incognito. È definita come la quantità di soluto che si possono sciogliere in una determinata quantità di solvente in condizioni di saturazione ad una data temperatura; la solubilità è influenzata dalle caratteristiche chimico-fisiche sia dell'analita che del solvente (simile scioglie simile). La solubilità di una sostanza può essere spiegata sulla base di due fattori:

• Fattore entropico: la naturale tendenza al disordine permette la solubilizzazione di un soluto in un solvente (unico contributo agente nel caso di gas);
• Fattore energetico: dato dalla formazione di interazioni intermolecolari tra le molecole di soluto e solvente. Chiamando con A le molecole di soluto, e con B quelle di solvente, la solubilizzazione sarà permessa solo nel caso in cui l’energia di legame A-B, detta energia di solvatazione, risulta essere maggiore della media delle attrazioni A-A e B-B.

Una soluzione è una miscela omogenea costituita da due o più componenti che formano un sistema omogeneo. La soluzione può essere:

• Satura: condizione di equilibrio tra concentrazione e solubilità;
• Insatura: condizione in cui la concentrazione è minore alla solubilità;
• Sovrassatura: condizione in cui la concentrazione è maggiore della solubilità.

Le soluzioni sono, nella maggior parte dei casi, liquide; esistono però anche soluzioni solide (leghe) e gassose (acqua frizzante); nel caso di leghe di mercurio la soluzione prende il nome di amalgama, e possono essere sia solide che liquide.

La solubilità viene espressa quantitativamente come:

• Frazione molare: mol soluto/mol totali;
• Molalità: mol soluto/Kg soluzione;
• Molarità: mol soluto/L soluzione;
• g/100 mL: ovvero %p/V.

In Farmacopea la solubilità non è riportata direttamente sotto forma di valore ma piuttosto come grado di facilità di solubilizzazione.

Fattori che influenzano la solubilità

• Interazioni: il simile scioglie simile;
• Temperatura: la solubilità aumenta in maniera direttamente proporzionale alla temperatura. Nel caso di soluti gassosi, invece, la solubilità diminuisce all’aumentare della temperatura;
• Pressione: la solubilità aumenta in maniera direttamente proporzionale alla pressione ma solo nel caso dei gas, mentre non influenza particolarmente quella dei solidi e dei liquidi.

Quelli che influenzano la velocità di dissoluzione sono invece:

• Agitazione;
• Temperatura;
• Granulometria: soluti in polvere fine si disciolgono più velocemente; vale il contrario.

I soluti possono essere classificati, in funzione della loro natura, in:

• Molecolari: molecole associate mediante forze attrattive deboli (Van der Waals, Keesom, Debye e London) tra molecole uguali. Si ha solubilizzazione solo se si supera l’energia di solvatazione, e quindi se le forze attrattive tra le molecole di soluto e solvente sono maggiori rispetto a quelle presenti tra le molecole di soluto;
• Ionici: detti anche sali, sono costituiti da ioni disposti in modo simmetrico all’interno di un reticolo cristallino. Essendo gli ioni carichi, gli unici solventi utilizzabili per disciogliere un sale sono quelli polari; anche in questo caso solo se l’energia di attrazione tra gli ioni, detta energia reticolare, è minore di quella col solvente, detta energia di solvatazione, sarà possibile avere solubilizzazione; nel caso in cui il solvente sia acqua, allora l’energia di solvatazione prende il nome di energia di idratazione;
• Macromolecole.

In generale, il processo di dissoluzione avviene in 3 stadi:

• Separazione delle molecole di soluto: è un processo endotermico, e ha quindi un incremento di energia;
• Separazione delle molecole di solvente: è un processo endotermico, e ha quindi un incremento di energia;
• Instaurazione di interazioni soluto – solvente: è un processo esotermico, e ha quindi un decremento di energia.

Il totale, detto di solubilizzazione, è dato dalla somma dei tre contributi entalpici: se assume un valore negativo, allora la dissoluzione sarà favorita poiché l’energia liberata dalla solvatazione è maggiore di quella richiesta per separare le molecole di soluto e solvente da loro stessi; vale il contrario.

Solvente

Scelto in funzione del soluto da solubilizzare: per sostanze apolari si usano solventi organici; vale il contrario. I solventi vengono classificati in funzione di:

• Polarità: si considerano solo solventi aprotici:
  • Apolari: hanno un indice di polarità basso. I più utilizzati sono CCl₄, cicloesano e n-esano, e in generale instaurano forze di Van der Waals con le molecole di soluto;
  • Polari: hanno un indice di polarità maggiore. I più utilizzati sono etere etilico, cloroformio e etil acetato, e in generale instaurano legami dipolo-dipolo con le molecole di soluto. Nel caso dei solventi polari la capacità di solvatare un soluto non dipende solo dal suo momento dipolare ma anche dalla costante dielettrica del solvente: più è alta, più questo è in grado di formare coppie ioniche e quindi facilitare il processo di solubilizzazione. Esempio: il cloroformio ha un buon momento dipolare ma una bassa costante dielettrica, quindi può solubilizzare sostanze a polarità intermedia ma non i sali.
• Possibilità di formare legami H: troviamo solventi protici e aprotici. I più utilizzati sono acqua (protico), metanolo (protico) e acetone (aprotico);
• Proprietà dissocianti: capacità di formare coppie ioniche.

Per spiegare meglio la solubilità si usa il parametro di solubilità di Hildebrand ovvero un parametro utilizzato per definire quantitativamente la capacità solvente tenendo conto di tutte le forze coesive che caratterizzano una molecola. È pari alla radice quadrata del rapporto tra l’entalpia di evaporazione e il volume molare, detto anche energia coesiva; è quindi la quantità di energia necessaria per allontanare completamente un volume unitario di molecole dai loro vicini. Il parametro tiene conto di tutte le forze di orientazione, dispersione, induzione e legame H, sommando i vari contributi e eguagliandoli a questo valore. Se soluto e solvente hanno energie di coesione simili allora si solubilizzeranno.

Potere dissociante: capacità di separare, e quindi schermare, le coppie ioniche in soluzione. È un parametro direttamente proporzionale alla costante dielettrica; in solventi con alta costante dielettrica i soluti si trovano sotto forma di ioni dissociati, mentre nel caso di basse costanti dielettriche i soluti esisteranno principalmente sotto forma di coppie ioniche; valgono i casi intermedi.

La solubilità dipende in modo stretto dalla struttura delle molecole: più le forze intermolecolari sono alte, e quindi più il punto di fusione è alto, minore sarà la solubilità di quella data sostanza. In generale, le sostanze solubili in acqua hanno un basso peso molecolare (meno di 5 atomi di carbonio) e presentano gruppi polari in grado di formare legami H; ammidi ed esteri non rientrano in questa classificazione, e non saranno perciò solubili in acqua. Altri fattori che influenzano, in generale, la solubilità di una sostanza sono:

• Peso molecolare: maggiore è, minore è la solubilità. Una sostanza grande ha un grande numero di atomi al suo interno che potranno formare maggiori interazioni intermolecolari con le altre molecole di soluto. Esempi: la benzaldeide è solubile in acqua, ma i suoi polimeri no (uguale per il glucosio); anche l’alogenazione influisce sulla solubilità, diminuendola;
• Isomeria:
  • Geometrica: cis-trans ed E-Z. Gli isomeri trans sono più stabili dei cis, e quindi hanno una minore solubilità;
  • Strutturale: più la ramificazione di una molecola è fitta, più la solubilità aumenta poiché diminuiranno le interazioni intermolecolari e aumenteranno quelle con il solvente; non è sempre vero poiché bisogna esaminare caso per caso dato che può succedere che l’aumentata ramificazione vada a mascherare i gruppi che interagiscono col solvente.
• Ionizzabilità: più la sostanza è acida o basica, più la sua solubilità in solventi polari aumenta. Ricordiamo che la ionizzabilità delle sostanze dipende dagli effetti induttivi e di risonanza che si instaurano nel momento cui abbiamo l’acquisizione di una carica. Gli acidi e le basi aromatiche sono più solubili dei rispettivi alifatici; l’aggiunta di gruppi nitro in posizione para ad un gruppo acido aumentano l’acidità di tale gruppo;
• Effetti sterici: aumentando l’ingombro sterico attorno ai gruppi polari, la solubilità diminuisce in solventi polari e aumenta quella in solventi apolari.

I composti a carattere acido si sciolgono bene in basi forti indipendentemente dalla loro forza. Il bicarbonato scioglie solo gli acidi forti.