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Parte 1 Princípios científicos de formas de produção de dosagens, dissolução e solubilidade
Constantes de dissociação
(ou de ionização); pK a e pK b
Vários fármacos são ácidos fracos ou bases fracas. Nas soluções
desses fármacos, existem equilíbrios entre moléculas
não dissociadas e seus íons. Em uma solução de um fármaco
fracamente ácido HA, o equilíbrio pode ser representado
pela Equação 3.7:
+ −
HA ↔ H + A
(3.7)
+ −
− log K a = −log [ H ] − log [ A ] + log [ HA]
10 10 10 10
(3.12)
O símbolo pK a é usado para representar o logaritmo
negativo da constante de dissociação ácida K a , de modo
análogo à forma pela qual o pH é usado para representar
o logaritmo negativo da concentração de íons hidrogênio
(como na Equação 3.6). Portanto:
pK
a
=−log 10 K a
(3.13)
De modo similar, a protonação de um fármaco fracamente
básico B pode ser representado pela Equação 3.8:
B+ H + ↔ BH
+ (3.8)
Em soluções da maioria dos sais de ácidos fortes ou bases
fortes na água, esses equilíbrios são deslocados fortemente
para um dos lados da equação, pois estes compostos
são praticamente completamente ionizados. No caso
de soluções aquosas de ácidos ou bases mais fracos, o
grau de ionização é muito mais variável e, de fato, como
será visto, passível de controle.
A constante de ionização (ou constante de dissociação)
K a de uma espécie ácida fraca parcialmente ionizada pode
ser obtida pela aplicação da Lei de Ação de Massas para
formar a Equação 3.9, em que [I + ] e [I − ] representam
as concentrações das espécies ionizadas dissociadas e [U]
é a concentração da espécie não ionizada.
K
a =
+ −
[ I ][ I ]
[ U]
(3.9)
No caso de um ácido fraco, isso pode ser escrito (a partir
da Equação 3.7) como:
+ −
[ H ][ A ]
K a =
[ HA]
(3.10)
Obtendo-se os logaritmos de ambos os lados da Equação
3.10, resulta-se em:
+ −
log K a = log [ H ] + log [ A ] − log [ HA]
10 10 10 10
(3.11)
Os sinais dessa equação podem ser invertidos para obterse
a Equação 3.12:
Agora, a Equação 3.12 pode ser reescrita como a Equação
3.14:
ou
ou mesmo
−
pK = pH+ log [ HA] − log [ A ]
a
10 10
HA
pK a = pH + log [ ]
10 −
[ A ]
pH = pK
+ log
a
10
−
[ A ]
[ HA]
(3.14)
(3.15)
(3.16)
As Equações 3.15 e 3.16 são conhecidas como as equações
de Henderson-Hasselbach para um ácido fraco.
As constantes de ionização tanto dos fármacos
ácidos quanto dos fármacos básicos são geralmente
expressas em termos de pK a . A constante de dissociação
ácida equivalente para a protonação de uma base
fraca é dada (a partir da Equação 3.8) pela Equação
3.17. Note que a equação parece estar invertida, mas
ela é escrita em termos de K a em vez de K b (a constante
de dissociação básica):
+
[ H ][ B]
K a =
+
[BH ]
(3.17)
Obtendo-se os logaritmos negativos, resulta a Equação
3.18:
+ +
− log K a = −log [ H ] − log [ B] + log [ BH ]
10 10 10 10
(3.18)
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