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Propriedades das soluções CAPÍTULO 3
desvio negativo da Lei de Raoult. Assim, p 1 , p 2 e, portanto,
P são menores do que o esperado e a 1 < x 1 e a 2 < x 2 .
São exemplos de sistemas que apresentam este tipo de
comportamento clorofórmio + acetona, piridina + ácido
acético e água + ácido nítrico.
Embora a maior parte dos sistemas não seja ideal e
desvie positiva ou negativamente da Lei de Raoult,
esses desvios são pequenos quando a solução é diluída.
Isso ocorre porque o efeito que uma pequena quantidade
de soluto tem sobre as interações entre as moléculas
de solvente é mínimo. Assim, soluções diluídas
tendem a exibir comportamento ideal e as atividades
dos seus componentes aproximam-se de suas frações
molares, ou seja, a 1 é aproximadamente igual a x 1 e a 2
é aproximadamente igual a x 2 . Por outro lado, grandes
desvios podem ser observados quando a concentração
da solução é alta.
Conhecer as consequências de tamanhos desvios é
particularmente importante no que diz respeito à
destilação de misturas líquidas. Por exemplo, a separação
completa dos componentes de uma mistura por
destilação fracionada pode não ser conseguida se
grandes desvios positivos ou negativos da Lei de
Raoult causarem a formação das chamadas misturas
azeotrópicas com pontos de ebulição mínimo ou
máximo, respectivamente.
Ionização de solutos
Vários solutos dissociam-se em íons se a constante dielétrica
do solvente for alta o bastante para causar separação
suficiente entre íons de carga oposta. Esses solutos
são denominados eletrólitos e sua ionização (ou dissociação)
tem várias consequências, que costumam ser
importantes na prática farmacêutica. Algumas dessas
consequências estão indicadas a seguir.
Concentração do íon hidrogênio e pH
A dissociação da água pode ser representada pela
Equação 3.5:
+ −
HO 2 ↔ H + OH
(3.5)
Deve dar-se conta de que esta é uma representação simplificada,
pois os íons hidrogênio e hidroxila não existem
em estado livre, mas combinados com moléculas de água
não dissociadas para formar íons mais complexos, como
H 3 O + e H 7 O 4 − .
Na água pura, as concentrações dos íons H + e OH −
são iguais e a 25 °C – ambas têm o valor de 1 × 10 −7
mol L −1 . A teoria de Brönsted-Lowry de ácidos e bases
define um ácido como uma substância que doa um próton
(ou íon hidrogênio). Portanto, a adição de um soluto
ácido à água resultará em uma concentração de íon hidrogênio
que excede aquela da água pura. Por outro lado, a
adição de uma base, definida como uma substância aceptora
de prótons, reduzirá a concentração de íons hidrogênio
na solução. A faixa de concentração de íon
hidrogênio decresce desde 1 mol L −1 para um ácido forte
até 1 × 10 −14 mol L −1 para uma base forte.
A fim de evitar o uso frequente de números inconvenientes
que surgem dessa faixa tão ampla, o conceito
de pH foi introduzido como uma medida mais
conveniente da concentração de íons de hidrogênio.
Define-se pH como o logaritmo negativo da concentração
de íons hidrogênio [H + ], conforme mostrado
na Equação 3.6:
+
pH =− log [ H ]
10
(3.6)
Desse modo, o pH de uma solução neutra, como da água
pura, é 7. Isso ocorre porque, conforme mencionado
anteriormente, a concentração de íons H + (e, portanto,
de íons OH − ) na água pura é de 1 × 10 −7 mol L −1 .
O pH de soluções ácidas é menor do que 7 e o pH de
soluções alcalinas é maior do que 7.
O pH tem várias implicações importantes na prática
farmacêutica, tendo efeito sobre:
• O grau de ionização de fármacos que sejam ácidos
ou bases fracas.
• A solubilidade de fármacos que sejam ácidos ou
bases fracas.
• A facilidade de absorção de fármacos do trato
gastrintestinal para o sangue. Por exemplo, muitos
fármacos (cerca de 75%) são bases fracas ou sais
destas. Esses fármacos dissolvem-se mais.
rapidamente no pH baixo do estômago ácido.
Entretanto, haverá pouca ou nenhuma absorção do
fármaco nesse local, pois ele está muito ionizado.
A absorção do fármaco normalmente deverá esperar
até o intestino, mais alcalino, no qual a ionização da
base fraca dissolvida é reduzida.
• A estabilidade de muitos fármacos.
• Tecidos corporais (ambos os extremos de pH são
danosos).
Essas implicações têm grande consequência durante a
administração de fármacos por via oral, uma vez que o
pH a que o fármaco é exposto pode variar de pH 1 a
8, à medida que ele atravessa o trato gastrintestinal. A
inter-relação entre o grau de ionização, a solubilidade e
o pH serão discutidos a seguir neste capítulo. As consequências
biofarmacêuticas serão discutidas no Capítulo
20.
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