Appunti di Analisi chimico-farmaceutica II

Rotavapor

Il rotavapor si basa sulla legge di Raoult: al diminuire della pressione, diminuisce la temperatura di ebollizione. Lavorare a pressioni inferiori a quella atmosferica e grazie anche a un bagnetto riscaldante, il nostro campione (H₂O, etanolo, formiato di etile, ecc.) evapora a temperature inferiori rispetto alla sua temperatura standard di ebollizione. Il sistema è rotante. La rotazione è importante non solo per aumentare la superficie di contatto tra il campione e il sistema riscaldante, ma anche per evitare che il processo sia esplosivo. Una volta formati, i vapori vengono convogliati in un sistema refrigerante (che può essere costituito da semplice H₂O fredda che avvolge i vapori) dove si liquefanno e vengono poi convogliati in un pallone di raccolta.

Per aumentare l’efficienza del rotavapor, al posto di usare acqua fredda per refrigerare, posso usare un liquido antigelo (preparato con un criostato) che può raggiungere bassissime temperature (-30°C) o anche il ghiaccio secco (-78°C).

Operazioni analitiche

Oltre alla diluizione e alla concentrazione, esistono altre operazioni analitiche quali:

• Essiccamento: consiste in un’evaporazione molto spinta fino alla totale eliminazione del solvente. Eliminare totalmente il solvente vuol dire eliminare anche quelle piccole tracce di umidità, naturalmente presenti perché il campione è esposto all'aria (il laboratorio non è un ambiente inerte, quindi tutte le sostanze che usiamo sono come minimo a contatto con 2 reagenti, H₂O e O₂).
• Calcinazione: è un’operazione che si spinge ben oltre alle operazioni viste sinora, quali essiccamento, diluizione e concentrazione, nelle quali si somministra calore per eliminare il solvente e la sostanza in esame resta inalterata. Con la calcinazione si somministra ulteriore energia (si riscalda ulteriormente) fino ad ottenere una reazione chimica la quale provoca la decomposizione di alcuni componenti.
• Precipitazione: è una variazione macroscopica che porta alla formazione di una fase solida in una soluzione, questo perché il soluto non è più solubile nella soluzione. Il solido che si forma prende il nome di precipitato mentre la soluzione viene definita filtrato o acque madri. Una volta determinati i nostri analiti nella miscela, bisogna separarli dal filtrato.
• Decantazione: è una delle tecniche utilizzate per separare il soluto dal filtrato. È una tecnica poco efficiente. Viene principalmente usata quando il precipitato che si forma è un solido cristallino con una buona consistenza. Si lascia depositare il precipitato sul fondo del becker e molto cautamente, usando una bacchetta di vetro o aiutandosi con una pipetta Pasteur si versa il filtrato in un secondo becker. L’operazione richiede una certa manualità, perché bisogna evitare di trascinare del solido nel secondo becker. L’efficienza di questa operazione dipende dalla natura del precipitato.
• Filtrazione: è un’altra operazione utilizzata per separare il precipitato dalle acque madri. A tale scopo si utilizza un filtro che è una barriera meccanica. La filtrazione può essere di due tipi: per gravità e sotto vuoto.
  • Per gravità: è molto simile alla decantazione, solo che viene utilizzato un filtro a pieghe appoggiato su un imbuto. Quando versiamo la nostra soluzione eterogenea nell’imbuto, il soluto viene trattenuto dal filtro mentre il filtrato eluisce nel secondo becker. È una tecnica molto lenta ma ci permette di ottenere un filtrato molto limpido. Quindi, in linea generale, la filtrazione viene utilizzata quando ci interessa il filtrato. Per questa tecnica è importante il filtro a pieghe. Le pieghe servono ad aumentare la superficie di contatto con la nostra soluzione e a diminuire la superficie di contatto con le pareti dell’imbuto; in questo modo la filtrazione risulta essere più rapida.
  • Sotto vuoto: per questo tipo di filtrazione bisogna avere una beuta codata. Tale coda viene collegata ad un tubo che a sua volta è collegato ad una pompa a vuoto e ciò consente la formazione del vuoto all’interno della beuta. Dovendo reggere il vuoto, le pareti della beuta sono più spesse rispetto a quelle di una comunissima beuta. Su tale beuta viene posto un imbuto. Questo è diverso da quello visto precedentemente; è più spesso, generalmente di porcellana ed ha anche una forma diversa perché deve essere inserito al di sopra della beuta tramite un setto di gomma. Il filtro utilizzato in questo caso è bucherellato e di porcellana, sul quale si può porre della carta da filtro. Chiudendo l’intero sistema e una volta attivata la pompa da vuoto, si ha un vero e proprio risucchio (si crea una depressione). Quando verso all’interno la miscela, la filtrazione risulterà essere molto rapida. Essendo molto rapida, il filtrato può non essere puro, può cioè contenere piccole tracce di soluto, ma il soluto risulterà essere puro. Per questo motivo, questo tipo di filtrazione viene usata quando ci interessa studiare il precipitato e non il filtrato. In laboratorio non vedremo nessuna di queste tecniche, perché avremo a che fare con piccole quantità di campione. Queste tecniche vengono usate quando si ha a che fare con grandi quantità di soluzione.
• Centrifuga: se in una provetta da centrifuga ho un solido e un liquido, quindi due fasi che però non hanno due densità così diverse; la forza centrifuga spingerà la fase con maggiore densità sul fondo della provetta. La centrifuga presenta al suo interno un rotore che ha diversi alloggiamenti per diverse provette, le quali devono essere collocate non casualmente ma secondo un criterio logico. Non va mai messa una singola provetta nella centrifuga. Il sistema deve sempre trovarsi in un perfetto equilibrio. Oltre a introdurre un numero pari di provette nella centrifuga, queste devono trovarsi l’una di fronte all’altra (devono essere poste ai due poli opposti). C’è da fare però un’altra precisazione; le provette oltre ad essere posizionate ai due poli opposti devono anche avere lo stesso peso, altrimenti il rotore si sbilancia, si rompe e non si ha neanche la separazione. Le provette da centrifuga e quelle da saggio sono diverse tra di loro. Le ultime sono di vetro, le prime no. Se devo far avvenire una reazione di precipitazione, scaldare e poi centrifugare, non posso fare tutto il saggio nella provetta da centrifuga perché scaldando questa fonde; né fare tutto nella provetta da saggio perché questa non va in centrifuga. Quindi se per formare il precipitato devo riscaldare, uso la provetta da saggio e poi, aiutandomi con una pipetta, trasferisco tutto il campione nella provetta da centrifuga.

Identificazione delle sostanze

Lo scopo ultimo di questo corso è l’identificazione delle sostanze. Al fine di identificare una sostanza bisogna:

• Progettare gli esperimenti da fare;
• Raccogliere i dati ottenuti;
• Verificare la bontà dei dati (ossia, quanto sono sicura del risultato che ho ottenuto? Se sono sicurissima del risultato ottenuto, allora il mio esperimento ha una bontà del 100%, se invece sono un po’ incerta, avrà una bontà dell’80% e così via).
• Una volta verificata la bontà degli esperimenti, si ripetono quelli in dubbio e si progettano ulteriori esperimenti. Questo viene fatto per ottenere una bontà tale, che ci permetta di identificare la nostra sostanza incognita.

Caratteri

I caratteri, che vanno sotto il nome di esame organolettico, sono le caratteristiche più evidenti sotto cui si presenta un composto. Essi sono:

• Stato fisico
• Colore
• Odore
• Sapore (non si assaggia niente, è pericolosissimo)

Le farmacopee (i nostri testi di riferimento) oltre a riportare la formula delle sostanze e il nome, riportano anche i caratteri.

Stato fisico

È molto importante perché ci permette di avere delle informazioni più dettagliate sulla natura della sostanza. Le sostanze di interesse farmaceutico possono essere dei solidi, liquidi o dei gas. Cosa fa sì che una sostanza sia un solido, liquido o un gas? La sua struttura. Se la molecola presenta una struttura tale da poter dare un elevato numero di interazioni intermolecolari molto forti, lo stato di aggregazione sarà marcato e la sostanza sarà verosimilmente un solido. Se invece la struttura molecolare fornisce interazioni intermolecolari deboli, la sostanza sarà un liquido; se invece, tali interazioni saranno debolissime la sostanza sarà un gas. In ogni caso ci sono tutta una serie di situazioni intermedie, come i solidi alto fondenti o basso fondenti, liquidi alto bollenti e basso bollenti. Queste informazioni si possono prevedere, ossia è possibile capire se una sostanza è un solido, liquido o un gas ma possiamo anche prevedere se un solido è alto o basso fondente o se un liquido è alto o basso bollente. Per fare ciò dobbiamo considerare la struttura della molecola e capire quali sono le forze che entrano in gioco. Le forze che si devono considerare sono le forze di van der Waals, il legame a idrogeno e le interazioni ioniche.

Le forze di van der Waals

Le forze di van der Waals inglobano tre tipi di forze:

• Forza di Keesom: sono le interazioni dipolo-dipolo e vanno sotto il nome di effetti di orientazione. Riguardano molecole che pur non avendo carica, hanno dei dipoli permanenti; ossia riguarda quelle molecole organiche in cui troviamo dei legami covalenti fortemente polarizzati. I dipoli permanenti si generano quando si legano covalentemente due atomi con diversa elettronegatività. La separazione di carica così ottenuta all’interno della molecola, fa sì che la molecola possa interagire con quelle simili mediante interazioni elettrostatiche, secondo questa equazione: E= ossia, la forza con cui le molecole si aggregano è proporzionale al quadrato del momento dipolare (quindi più è polarizzata la molecola più è intensa questa forza) ed inversamente proporzionale alla distanza alla sesta (le molecole devono essere vicine tra di loro).
• Forze di Debye: vanno sotto il nome di effetti di induzione e avvengono tra una molecola (o parte di essa) che presenta un dipolo ed una molecola che non ne ha. Questa interazione può avvenire perché avvicinandosi, la molecola col dipolo può indurre un dipolo temporaneo nella seconda molecola (ossia gli elettroni della molecola senza il dipolo che non erano localizzati poiché gli atomi presentavano la stessa elettronegatività, vanno a localizzarsi, a seguito dell’induzione prevalentemente su uno degli atomi). Un esempio è l’interazione tra l’H₂O e il Cl₂. In questo caso la forza dell’interazione è direttamente proporzionale alla polarizzabilità della molecola E=. α è la polarizzabilità ed indica quanto capaci sono gli elettroni di muoversi.
• Forze di dispersione di London: queste interazioni avvengono tra molecole che non possiedono un dipolo (sono le interazioni dipolo indotto-dipolo indotto) vengono chiamate effetti di dispersione. Si instaurano principalmente tra molecole apolari. Queste interazioni avvengono perché, anche se gli elettroni non sono liberi di muoversi, questa situazione non è statica ma gli elettroni sono in continuo movimento e in questo modo si creano dei dipoli momentanei. Queste forze sono molto deboli, diventano però significative quando il numero di elettroni messi in gioco è elevato, perché la polarizzabilità dipende dal numero di elettroni (di conseguenza dal PM della molecola).

In linea generale: all’aumentare del PM, a parità di altre condizioni, aumenta il punto di ebollizione, perché sono maggiori gli elettroni messi in gioco e le forze di London diventano sempre più significative. Consideriamo ad esempio gli alogeni (si trovano tutti nello stesso gruppo della tavola periodica ed hanno tutti, più o meno, le stesse caratteristiche). Il Cl₂ è un gas, il Br₂ è un liquido con dei vapori, lo I₂ è un solido. L’unica differenza tra queste molecole è il PM (oltre che all’elettronegatività ma il PM è la differenza più marcata). Avere un PM differente vuol dire mettere in gioco un diverso numero di elettroni; e poiché all’aumentare del PM aumenta il numero di elettroni messi in gioco, aumentano le forze dispersive, avendo così diversi stati fisici.

Le forze di London spiegano anche perché in piccole molecole, a parità di PM, la temperatura di ebollizione (T_eb) aumenta all’aumentare del momento dipolare. Quindi: in una serie omologa, la T_eb o il P_fus (punto di fusione) aumentano all’aumentare del PM e diminuiscono con l’aumento delle ramificazioni. Per capire perché diminuiscono con le ramificazioni confrontiamo il propanolo, isopropanolo e t-propanolo, tutti e tre con lo stesso PM. Il t-propanolo ha la T_eb più bassa, questo perché le forze di London sono inversamente proporzionali alla distanza alla sesta. Le molecole di t-propanolo si impaccano meno efficacemente rispetto a molecole lineari, il quale impaccamento è favorito anche per questioni entropiche perché hanno una struttura più ordinata. Una struttura ramificata, per ingombro sterico, ha un contenuto entropico maggiore, per cui è più difficilmente impaccabile.

Consideriamo un’altra serie: etanolo, dimetiletere e ossido di etilene. Se teniamo conto solo di ciò che abbiamo detto sin ora, l’etanolo dovrebbe avere una T_eb intermedia tra l’ossido di etilene e il dimetiletere. In realtà ha una T_eb molto più elevata, questo vuol dire che dobbiamo tener conto di qualcos’altro, che è il legame a idrogeno.

Il legame a idrogeno

Il legame a idrogeno è un legame molto forte che contribuisce allo stato di aggregazione in maniera molto più marcata delle forze viste precedentemente. Tale interazione si ha quando l’idrogeno è legato direttamente ad atomi molto elettronegativi, acquisendo così una parziale carica positiva, ma tale atomo elettronegativo deve possedere anche un lone pair (coppia elettronica) non condiviso. Gli eteroatomi che possono essere coinvolti nella formazione del legame a idrogeno sono: l’ossigeno, l’azoto e al limite il fluoro (il fluoro non dobbiamo considerarlo). Zolfo e cloro non danno legami a idrogeno.

In base al legame a idrogeno che consideriamo, questo avrà un contenuto energetico diverso. Il legame a idrogeno che ha una maggiore energia è quello in cui il gruppo OH fa da donatore di legame a idrogeno e l’azoto da accettore; segue poi quello in cui il gruppo OH fa da donatore e l’ossigeno da accettore e il legame idrogeno a minore energia è quello in cui il gruppo NH fa da donatore e l’ossigeno da accettore di legami a idrogeno. Questo ci permette di capire intuitivamente il perché, in una serie omologa, gli alcoli hanno punti di fusione più elevati delle ammine (il legame a idrogeno degli alcoli ha un contenuto energetico maggiore di quello delle ammine).

Perché cloro e zolfo non danno legami a idrogeno? Sono entrambi atomi elettronegativi ma sono atomi grandi, quindi gli elettroni esterni sono più dispersi.

Il legame a idrogeno ci permette di capire perché, considerando sempre una serie omologa, gli esteri sono degli oli (quindi liquidi) mentre i corrispondenti acidi carbossilici siano dei solidi. È chiaro che se non consideriamo una serie omologa le cose possono essere diverse. Ad esempio, consideriamo l’acido acetico che è un liquido. Se tale acido viene esterificato con un alcol con un PM notevole, è probabile che tale estere sia un solido, perché non devo considerare solo il legame a idrogeno, ma anche le forze di dispersione di London, che in questo caso contribuiscono in maniera stringente.

Esercizio: Urea e acetone

Questi due composti hanno un PM simile ma l’urea (essendo un’ammide) ha una T_eb più elevata, perché il gruppo NH dà legami a idrogeno mentre il gruppo metilico no. Si hanno circa 100°C di differenza.

Dimetilurea e tetrametilurea: la dimetilurea rispetto all’urea ha, probabilmente, una T_eb più bassa perché è vero che può formare solo due legami a idrogeno (mentre l’urea ne può formare quattro) ma aggiungendo due metili io aumento il PM e quindi devo considerare le forze di London che si sono notevolmente incrementate. Così come è probabile che la dimetilurea abbia una T_eb più elevata (anche se di poco) rispetto alla tetrametilurea. Solo il dato sperimentale può darci una conferma su quale di queste molecole abbia il punto di fusione più elevato. Noi abbiamo solo considerato il PM e le forze in gioco, non abbiamo considerato tutta una serie di fattori aggiuntivi che possono far variare molto la T_eb dei composti, quali: l’ingombro sterico, il contributo entropico e così via. Quindi le nostre sono solo ipotesi.

Le forze di London sono forze di entità minore come energia messe in gioco ma risultano considerevoli quando si considera una molecola con un peso molecolare elevato perché pur essendo forze con basso contributo energetico se il loro numero è elevato hanno un contributo notevole.

Il legame idrogeno è un legame molto forte, che avviene quando l'H è legato ad una eteroatomo particolarmente elettronegativo con un lone pair disponibile. Il legame H è energeticamente importante solo se avviene tra azoto e ossigeno, tutte le altre situazioni non comportano legame idrogeno notevole. Affinché avviene un legame idrogeno abbiamo bisogno di gruppi di donatori di legami H quindi un H legato ad un azoto e ad un ossigeno e un gruppo accettore di legame H cioè un ossigeno o un azoto.