Univerzita Karlova v Praze Farmaceutická fakulta v Hradci Králové Katedra farmaceutické technologie
Izotonizace vodných roztoků léčiv. Nafazolin – nitrát. Olopatadin – hydrochlorid. Diplomová práce
Autor: Lucie Kubeczková, DiS. Studijní obor: Farmacie Školitel: Doc. PharmDr. Zdeňka Šklubalová, Ph.D.
Hradec Králové
srpen 2013
Prohlášení Prohlašuji, že tato práce je mým původním autorským dílem. Veškerá literatura a další zdroje, z nichž jsem při zpracování čerpala, jsou uvedeny v seznamu použité literatury a v práci řádně citovány. Práce nebyla využita k získání jiného nebo stejného titulu.
V Hradci Králové dne
Lucie Kubeczková, DiS.
Poděkování Ráda bych touto cestou vyjádřila poděkování paní doc. PharmDr. Zdeňce Šklubalové, Ph.D. za její cenné rady, připomínky, trpělivost a ochotu při vedení této diplomové práce.
Obsah 1
Abstrakt............................................................................................................ 6
2
Abstract ............................................................................................................ 7
3
Zadání .............................................................................................................. 8
4
Přehled používaných symbolů .......................................................................... 9
5
Úvod .............................................................................................................. 12
6
Teoretická část................................................................................................ 13 6.1
Vlastnosti roztoků .................................................................................... 13
6.1.1
Termodynamické vlastnosti roztoků .................................................. 15
6.1.1.1
Entalpie...................................................................................... 15
6.1.1.2
Entropie ..................................................................................... 16
6.1.1.3
Volná energie............................................................................. 16
6.1.1.4
Chemický potenciál.................................................................... 17
6.1.1.5
Ideální roztoky ........................................................................... 18
6.1.1.6
Reálné roztoky ........................................................................... 19
6.1.2
Aktivita a chemický potenciál ........................................................... 20
6.1.2.1
Aktivita rozpouštědla ................................................................. 21
6.1.2.2
Aktivita rozpuštěné látky............................................................ 21
6.1.2.3
Aktivita iontů v roztoku ............................................................. 23
6.1.3
Ionizace léčiv v roztoku .................................................................... 24
6.1.3.1
Ionizace amfoterních léčiv ......................................................... 27
6.1.3.2
Ionizace vícesytných léčiv.......................................................... 28
6.1.3.3
Ionizace proteinů........................................................................ 28
6.1.4
pH roztoků ........................................................................................ 29
6.1.5
Koligativní vlastnosti roztoků............................................................ 30
6.1.5.1
Snížení tenze páry ...................................................................... 31
6.1.5.2
Zvýšení bodu varu roztoku......................................................... 33
6.1.5.3
Snížení bodu tuhnutí .................................................................. 34
6.1.5.4 6.1.6
Osmotický tlak ........................................................................... 35
Osmolalita, osmolarita....................................................................... 39
6.1.6.1
Význam osmotického tlaku v praxi ............................................ 42
Nafazolin - nitrát ...................................................................................... 45
6.3
Olopatadin – hydrochlorid........................................................................ 46
7
6.2
Experimentální část ........................................................................................ 47 7.1
Použité suroviny....................................................................................... 47
7.2
Použité přístroje ....................................................................................... 47
7.3
Použité metody......................................................................................... 47
7.3.1
Příprava roztoků................................................................................ 47
7.3.2
Měření hustoty .................................................................................. 48
7.3.3
Měření osmolality a kryoskopické hodnoty ....................................... 48
7.3.4
Odhad kryoskopické hodnoty a osmotického tlaku ............................ 49
7.4
Zpracování výsledků ................................................................................ 49
8
Výsledky ........................................................................................................ 50
9
Diskuse........................................................................................................... 66 9.1
Příprava roztoků....................................................................................... 66
9.2
Vliv koncentrace na hustotu roztoků......................................................... 67
9.3
Vliv koncentrace na osmolalitu roztoků.................................................... 68
9.4
Vliv koncentrace na kryoskopickou hodnotu roztoků................................ 69
9.5
Odhad osmotického tlaku ......................................................................... 70
10
Závěry ............................................................................................................ 71
11
Použitá literatura............................................................................................. 72
1 Abstrakt Univerzita Karlova v Praze, Farmaceutická fakulta v Hradci Králové Katedra:
Farmaceutická technologie
Školitel:
Doc. PharmDr. Zdeňka Šklubalová, Ph.D.
Posluchač:
Lucie Kubeczková, DiS.
Název diplomové práce:
Izotonizace vodných roztoků léčiv. Nafazolin – nitrát. Olopatadin - hydrochlorid.
Vodné roztoky léčivých látek k aplikaci na rohovku nebo nosní sliznici by měly být izotonické. Při úpravě osmotického tlaku se využívá nejčastěji kryoskopická hodnota. Tato experimentální diplomová práce byla zaměřena na měření hustoty, osmolality a kryoskopické hodnoty roztoků nafazolin – nitrátu a olopatadin – hydrochloridu. Výsledky byly využity k odhadu osmotického tlaku roztoků a molálního osmotického koeficientu. Očekávaným praktickým výstupem bylo připravit podklady pro doplnění kryoskopických hodnot v Tabulce VIII Národní části Českého lékopisu.
6
2 Abstract Charles University in Prague, Faculty of Pharmacy in Hradec Králové Department of:
Pharmaceutical technology
Consultant:
Doc. PharmDr. Zdeňka Šklubalová, Ph.D.
Student:
Lucie Kubeczková, DiS.
Title of Thesis:
Tonicity adjustment of aqueous solutions of drugs. Naphazoline nitrate. Olopatadine hydrochloride.
Aqueous solutions of drugs used for the application onto the cornea or the nasal mucosa should be isotonic. When adjusting the osmotic pressure, freezing point depression method is the mostly used. This experimental thesis was focused on the measurement of density, osmolality and freezing point depression of solutions of naphazoline nitrate and/or olopatadine hydrochloride. Results were used to estimate the osmotic pressure of the solutions and molal osmotic coefficient. A goal was to set freezing point depression data for completion a Table VIII of the Czech Pharmacopoeia.
7
3 Zadání Cílem této diplomové práce je v teoretické části zpracovat literární rešerši zaměřenou na vlastnosti roztoků a význam osmotického tlaku při aplikaci léčivých přípravků. Dílčím úkolem je shrnout dostupné informace o studovaných léčivech. Cílem experimentální práce je změřit hustotu, osmolalitu a kryoskopickou hodnotu vodných roztoků nafazolin – nitrátu a olopatadin – hydrochloridu v koncentračním rozmezí od 0,10 %, optimálně do dosažení izotonické koncentrace (% w/w). Průměrné hodnoty osmolality a hustoty roztoků při 20˚C budou využity k odhadu molálního osmotického koeficientu a osmotického tlaku roztoků. Motivem práce je připravit podklady pro doplnění Tabulky VIII Národní části Českého lékopisu.
8
4 Přehled používaných symbolů Symbol
Název
Jednotky
mol / dm
3 1 / 2
A
konstanta pro dané rozpouštědlo a teplotu
a
aktivita
ionizační stupeň
B
konstanta pro dané rozpouštědlo a teplotu
mol / dm
efektivní průměr iontů
nm
c
koncentrace
% w/w
cm
molarita = molární koncentrace
mol / l
cos
osmolarita
osmol / l
C
hmotnostní koncentrace
g /l
D
stupeň interakce koloidů s rozpouštědlem
Ek
kinetická energie
J
G
Gibbsova volná energie
J, J / mol
∆G
změna Gibbsovy volné energie
J, J / mol
H
entalpie
J, J / mol
∆H
změna entalpie
J
h
hustota
kg / m3
I
iontová síla
i
van´t Hoffův korekční faktor
chemický potenciál
aktivitní koeficient
míra energie interakcí mezi částicemi
počet částic
K
Henryho konstanta
Kc
disociační konstanta
3 1 / 2
nm 1
J / mol
kPa kg / mol
9
Ka
disociační konstanta kyselin
pK a
log K a
Kb
disociační konstanta zásad
pK b
log K b
Kv
iontový součin vody
pK v
log KV
Ke
ebulioskopická konstanta
K kg / mol
Kk
kryoskopická konstanta
K kg / mol
m
molalita = molální koncentrace
mol / kg
mos
osmolalita
osmol/kg
M
molární hmotnost
kg / mol
n
látkové množství
mol
p
tlak nasycených par
Pa
p
snížení tlaku par
Pa
osmotický tlak
Pa
m
molální osmotický koeficient
pH
mol 2 / dm 3
záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů
pI
pH izoelektrického bodu
q
teplo
J
R
univerzální plynová konstanta
J / K mol
S
entropie
J / K , J / K mol
∆S
změna entropie
J / K , J / K mol
T
absolutní teplota
K
Tv
bod varu
K
Tv
zvýšení bodu varu
K
Tt
bod tuhnutí
K 10
Tt T
snížení bodu tuhnutí = kryoskopická hodnota
K
∆U
změna vnitřní energie
J
V
objem
m3
Vg
měrný specifický objem
ml / g
V
parciální molární objem
m 3 / mol
v
rychlost
m/s
W
práce
J
w
hmotnost
kg
x
molární zlomek
z
mocenství iontů
11
5 Úvod Lidský organismus velmi citlivě reaguje na změny v osmotické síle tělních tekutin. Izotonizace vodných roztoků léčiv před jejich aplikací je proto nezbytná, především při parenterálním, očním či nosním podání. Osmotická koncentrace roztoku, osmolalita, je závislá na množství obsaženého léčiva v roztoku. Stanovuje se na základě měření koligativních vlastností roztoku, a to nejčastěji měřením snížení teploty tuhnutí, resp. kryoskopických hodnot, osmometrem. Podstatou izotonizace roztoků je úprava koncentrace daného léčiva přídavkem pomocné látky na hodnotu, která odpovídá kryoskopické hodnotě 0,9 % roztoku chloridu sodného, ∆T = 0,520.
12
6 Teoretická část 6.1 Vlastnosti roztoků Roztoky jsou charakterizovány mnoha fyzikálními vlastnostmi. Jsou jimi koligativní vlastnosti, které jsou zcela závislé na počtu částeček v roztoku a jsou velmi podstatnými vlastnostmi farmaceutických roztoků; aditivní vlastnosti (celková energie, hmota, objem, entalpie), jež se dají určit jako součet příspěvků jednotlivých částic v roztoku; konstitutivní vlastnosti (index lomu, viskozita) vycházejí z druhu a uspořádání částic. Dalšími důležitými vlastnostmi farmaceutických roztoků, jež se dají ovlivnit jak druhem, množstvím částic, tak jejich uspořádáním, jsou elektrické a povrchové vlastnosti. Výchozím bodem pro odvození charakteristik roztoků jsou vlastnosti roztoků neelekrolytů, které v ideálním případě splňují tzv. Raoultův zákon1, který se zabývá tenzí par komponent kapalné směsi nad touto směsí a říká, že parciální tlak nasycené páry určité složky nad roztokem se rovná tenzi nasycené páry čisté složky vynásobené molárním zlomkem této složky v roztoku. Platí následující vztah:
p A p 0A x A
(1)
kde pA je parciální tlak dané složky ve směsi, p 0A je tenze nasycené páry čisté složky A při dané teplotě a xA je její molární zlomek v kapalné směsi. Ideální případ znamená, že se jedná o ideální roztok, ve kterém při mísení komponent nedochází k jiné změně než ke vzájemnému ředění. Během rozpouštění jedné složky v druhé se neuvolňuje ani neabsorbuje teplo a konečný objem směsi je roven součtu objemů směšovaných komponent.2 Směsi obsahující strukturně podobné složky, jako např. benzen a methylbenzen, splňují Raoultův zákon dobře. Molekulová podstata Raoultova zákona tkví ve vlivu rozpuštěné látky na entropii (míra neuspořádanosti systému) roztoku. Molekuly čistého rozpouštědla vykazují určitou neuspořádanost a jí odpovídající entropii, a tlakem par se systém a jeho okolí snaží dosáhnout vyšší entropie. Rozpuštěná látka v roztoku způsobí větší neuspořádanost, neboť při náhodném výběru molekuly si nemůžeme být jisti, 13
zda zrovna v tomto případě se jedná o molekulu rozpouštědla. Entropie roztoku je tedy vyšší než entropie čistého rozpouštědla a roztok tak vykazuje menší tendenci k vyšší entropii vypařováním rozpouštědla.3 Vlastnosti reálných roztoků elektrolytů, neelektrolytů, koloidních roztoků se od těchto zákonitostí odchylují.1 V těchto případech se mohou roztoky přibližovat Raoultovu zákonu tím více, čím více bude rozpouštědlo v přebytku. Pro tyto reálné roztoky
o
nízkých
koncentracích,
neboli
ideální
zředěné
roztoky
platí,
že rozpouštědlo se řídí Raoultovým zákonem a rozpuštěná látka se řídí Henryho zákonem, který říká, že tlak par rozpuštěné látky p B je úměrný jejímu molárnímu zlomku x B , ale konstantou úměrnosti K není tlak par čisté látky:
pB xB K B
(2)
K B - Henryho konstanta látky B je empirická konstanta kPa kg / mol zvolená tak, aby v závislosti tlaku par složky B na jejím molárním zlomku byla směrnicí experimentální křivky při x B = 0. Rozdíl v chování rozpouštědla a rozpuštěné látky je způsoben tím, že ve zředěném roztoku se nacházejí molekuly rozpouštědla v prostředí podobném prostředí čistého rozpouštědla, zatímco molekuly rozpuštěné látky jsou obklopeny molekulami rozpouštědla, tedy prostředím lišícím se od rozpuštěné látky v čistém stavu. Rozpouštědlo se tak chová jako mírně změněná čistá kapalina a chování rozpuštěné látky je zcela odlišné od chování v jejím čistém stavu. Toto ovšem neplatí pro případ roztoků podobných komponent (viz výše). Při praktickém využití vztahu (2) je koncentrace vyjádřena molalitou rozpuštěné látky. Znalost Henryho konstanty pro plyny v krvi, v tucích je např. důležitá pro problematiku účinků plynných anestetik.3
14
6.1.1 Termodynamické vlastnosti roztoků Energie je základní vlastností systému, patří mezi veličiny extenzivní, tedy závisející na množství látky v daném systému. Existuje v mnoha formách, které jsou ve vzájemné spojitosti. Při přeměně různých typů energií v jiné není možné, aby nějaká energie zanikla, či vznikla. Vnitřní energie, U, systému je součtem všech příspěvků kinetické a potenciální energie všech částic daného systému. V uzavřeném systému se vnitřní energie může změnit převedením energie ve formě práce W nebo tepla q, pak změna vnitřní energie ∆U je vyjádřena: U W q
(3)
V případě, že však systém uvolňuje energii do okolí, pak ∆U je negativní a celková vnitřní energie se sníží. U endotermických procesů se vnitřní energie zvyšuje a q má pozitivní hodnotu, zatímco u exotermických pochodů se vnitřní energie snižuje a q má hodnotu negativní. Obdobné je to s prací W.4
6.1.1.1 Entalpie Dojde-li v systému ke změně při konstantním tlaku, pak nárůst vnitřní energie není roven energii dodané v podobě tepla, poněvadž část energie se ztratí vykonanou prací vůči atmosféře při šíření systémem. Vlastnost odpovídající dodanému teplu, jež systém přijal při konstantním tlaku, se nazývá entalpie H a je definována: H q
(4)
H je pozitivní v případě tepla dodaného do systému, ve kterém může docházet
ke změnám objemu, a negativní, když systém teplo uvolňuje. Vztah mezi entalpií a vnitřní energií ukazuje následující rovnice: H U p V
(5)
kde p je tlak a V je objem systému. Ke změnám entalpie dochází např. při rozpouštění látek, tvorbě micel, chemických reakcích, vypařování rozpouštědla, hydrataci rozpouštěných látek, neutralizaci kyselin a bazí, tání i tuhnutí rozpuštěných látek.4
15
6.1.1.2 Entropie Některé změny se dějí spontánně z důvodu náhodnosti systému, sklonu systému k nárůstu chaosu, zmatku. Tedy smíšený vícesložkový systém je více neuspořádaný než systém jednosložkový (viz. molekulová podstata Raoultova zákona). Mírou náhodnosti či neuspořádanosti systému je entropie S. Stává – li se systém více chaotickým, entropie vzrůstá v souladu s mírou způsobeného „nepořádku“. Změna entropie ∆S je definována jako poměr tepla absorbovaného v reversibilním procesu,
qrev a teploty, T, v kelvinech, při které ta změna nastává: S
q rev T
(6)
Reversibilní proces znamená, že se změny dějí nepatrně pomalu, tudíž systém je se svým okolím v rovnováze. Entropie systému se zvyšuje se zvýšením objemu, neboť molekuly se pohybují ve větším prostoru. Také zvýšení teploty systému zvyšuje entropii, poněvadž při vyšší teplotě je pohyb molekul rychlejší. Entropie látky se také mění při fázové přeměně. Např. při tání pevné krystalické látky, se mění spořádaná mřížka v chaotickou tekutinu.4
6.1.1.3 Volná energie Volná energie je odvozena z entropie a mluvíme o ní u dějů za konstantního tlaku. V tomto případě se jedná o Gibbsovou volnou energii G:
G H T S
(7)
Změna volné energie při konstantní teplotě vychází ze změn entalpie a entropie:
G H T S
(8)
G T S
(9)
Ze vztahu (9) vidíme, že změna volné energie je další možnou cestou k vyjádření změny celkové entropie při konstantní teplotě a tlaku, a také z tohoto vztahu vyplývá, že volná energie se snižuje během spontánních procesů. Tento pokles bude nastávat, dokud systém nedosáhne rovnovážného stavu, ∆G=0. Na volnou energii může být
16
také nahlíženo jako na maximální práci, která vzniká v systému při probíhající změně za konstantního tlaku a teploty:
G Wmax
(10)
Tato práce může být získána ze systému v podobě elektrické práce, jako je tomu v případě chemické reakce probíhající v elektrochemické buňce, nebo jako energie, která je uložena v biologických molekulách v podobě adenosin trifosfátu ATP. Všechny spontánní procesy jsou nevratné a měřítkem spontánnosti daného procesu při konstantním tlaku a teplotě je negativní změna volné energie.4
6.1.1.4 Chemický potenciál Veličiny označující míru zvýšení velikosti extenzivní vlastnosti zvýšením počtu molů látky přidané do systému za konstantní teploty a tlaku se nazývají parciální molární veličiny. Ty jsou důležité v úvaze otevřených systémů, tedy těch, u kterých dochází k přenosu hmoty, energie. Parciální molární volná energie G , která se označuje také jako chemický potenciál μ, je definována pro složku B ve dvousložkovém systému následovně:
G n B
GB B T , p, n A1
(11)
Při konstantní teplotě a tlaku platí pro dvousložkový systém:
dG A dn A B dnB
(12)
Chemický potenciál představuje příspěvek 1 molu každé složky systému na jeho celkovou volnou energii. Je to tedy volná energie 1 molu složky ve směsi a je vždy menší než volná energie čisté látky. V rovnovážném stavu soustavy musí být v rovnováze i chemický potenciál. V nerovnovážném stavu spontánně difunduje látka z fáze, ve které má vyšší chemický potenciál do fáze s nižším chemickým potenciálem. Ve zředěném roztoku netěkavých látek, neelektrolytů, je chemický potenciál rozpuštěné látky B dán vztahem:
B B0 R T ln x B
(13) 17
kde B0 je chemický potenciál čisté látky B, R je univerzální plynová konstanta (8,314 J / K mol ), T je termodynamická teplota. Výhodnější je vyjádřit koncentraci molalitou látky B m B , než molárním zlomkem x B :
B B0 R T ln mB
(14)
Při vyšších koncentracích roztoky obecně vykazují odchylky od Raoultova zákona a koncentrace látky musí být nahrazena aktivitou a či aktivitním koeficientem (viz. kapitola 6.1.2):
B B0 R T ln aB
(15)
B B0 R T ln B R T ln xB
(16)
Chemický potenciál silného elektrolytu, který je v roztoku zcela disociovaný, je roven sumě chemických potenciálů každého iontu každé komponenty roztoku. Platí:
0 R T ln a
(17)
0 R T ln a
(18)
B B0 R T ln a
(19)
kde a je aktivita elektrolytu, B0 je sumou všech chemických potenciálů iontů ve svém standardním stavu, tedy:
B0 0 0
(20)
kde je počet kationtů, je počet aniontů.4
6.1.1.5 Ideální roztoky Celková Gibbsova energie systému před smísením kapaliny A a B: G i n A A0 n B B0
(21)
kde n A a nB jsou látková množství složek A a B, A0 a B0 jsou chemické potenciály čistých složek A a B. Po smísení kapalin A a B jsou jejich chemické potenciály dány rovnicí (13) a celková Gibbsova energie je:
G f n A A0 R T ln x A n B B0 R T ln x B
(22) 18
Směšovací Gibbsova energie jakožto rozdíl mezi těmito dvěma veličinami je dána vztahem:
mix G n R T x A ln x A xB ln x B
(23)
kde n n A nB . Ideální směšovací entropie dvou kapalin je vyjádřena rovnicí:
mix S n R x A ln x A xB ln x B
(24)
Směšovací entalpie mix H je nulová a veškerá Gibbsova energie má původ ve směšovací entropii. I v ideálních roztocích existují interakce mezi molekulami, ovšem průměrná energie interakce mezi částicemi A-B ve směsi je stejná jako průměrné energie interakcí A-A a B-B v čistých kapalinách. Ideální směšovací objem, tedy změna objemu při mísení kapalin, je nulový.3
6.1.1.6 Reálné roztoky Reálné roztoky jsou tvořeny částicemi, u nichž jsou interakce A-A, B-B, A-B rozdílné. Při mísení kapalin dochází nejen k entalpickým a objemovým změnám, ale mohou zde vznikat i dodatečné příspěvky k entropii pocházející z toho, že se molekuly jednoho druhu mohou vzájemně seskupovat místo toho, aby se volně mísily s ostatními. K vyjádření termodynamických vlastností u reálných roztoků se používá dodatková funkce, XE, která odpovídá rozdílu mezi směšovací veličinou pozorovanou pro daný roztok a směšovací veličinou ideálního roztoku. Dodatková entropie S E je definována vztahem: S E mix S mix S ideal
(25)
kde mix S ideal je dána rovnicí (24). Dodatková entalpie a dodatkový objem odpovídají pozorované směšovací entalpii a směšovacímu objemu, neboť obě veličiny v ideálním případě mají hodnoty nulové. Odchylky dodatkových funkcí od nuly představují rozsah neideality roztoku. Reálný roztok si můžeme představit jako roztok, v němž jsou dva druhy molekul rozmístěny náhodně, stejně jako
19
v ideálním roztoku, ale energie vzájemných interakcí jsou různé. Dodatková entalpie pak závisí na složení roztoku dle vztahu:
H E n R T x A xB
(26)
kde je bezrozměrný parametr, jež je mírou energie interakcí A-B relativně k interakcím A-A a B-B. Jestliže < 0 je mísení exotermické a interakce rozpuštěná látka – rozpouštědlo jsou upřednostňovány před interakcemi rozpouštědlo – rozpouštědlo či rozpuštěná látka – rozpuštěná látka. Jestliže je > 0 mísení je endotermické. Jelikož směšovací entropie reálného roztoku má ideální hodnotu, dodatková Gibbsova energie je rovna dodatkové entalpii a směšovací Gibbsova energie je dána vztahem:3
mix G n R T x A ln x A xB ln xB x A x B
(27)
6.1.2 Aktivita a chemický potenciál Pojem aktivita se používá k vyjádření odchýleného chování reálného roztoku od roztoku ideálního. V ideálním nebo v reálném nekonečně zředěném roztoku aktivita odpovídá koncentraci roztoku. Ovšem interakce mezi složkami v reálném roztoku snižují jeho koncentraci a právě aktivita slouží k popsání této efektivní koncentrace roztoku. Poměr aktivity, a, ke koncentraci se nazývá aktivitní koeficient, γ.4 Aktivita i aktivitní koeficient jsou bezrozměrné.3 V závislosti na jednotkách používaných k vyjádření koncentrace můžeme použít molální aktivitní koeficient γm, molární aktivitní koeficient γc, a v případě molárního zlomku racionální aktivitní koeficient γx.. K číselnému vyjádření aktivity jednotlivé komponenty roztoku, je zapotřebí znát definici výchozího, standardního stavu, ve kterém je aktivita zcela jednotná. Aktivita jednotlivých složek roztoku je pak poměrem její hodnoty v daném roztoku ke standardnímu stavu.4
20
6.1.2.1 Aktivita rozpouštědla Pro rozpouštědlo se za standardní stav považuje vždy čisté kapalné rozpouštědlo při tlaku 0,1 MPa. V tomto stavu jeho molární zlomek je roven jedné. Aktivita zachovává tvar výrazů pro chemický potenciál, proto ji v tomto případě můžeme definovat vztahem (15), jen s indexy A místo B, kde aktivita představuje určitý druh efektivního molárního zlomku. Proto z rovnice (1) můžeme odvodit vztah:
a A p A / p 0A
(28)
ze kterého vidíme, že aktivita rozpouštědla může být experimentálně určena změřením tlaku par. Jelikož rozpouštědla splňují Raoultův zákon tím lépe, čím více se koncentrace rozpuštěné látky blíží nule, aktivita rozpouštědla se blíží molárnímu zlomku, když ten se blíží jedné. Aktivitní koeficient rozpouštědla je definován při všech teplotách a tlacích:
A
aA xA
A 1,
když
xA 1
(29)
Chemický potenciál rozpouštědla pak prostřednictvím aktivity a aktivitního koeficientu vyjádříme následovně:3
A A0 R T ln a A R T ln A
(30)
6.1.2.2 Aktivita rozpuštěné látky V definování standardního stavu rozpuštěné látky je více možností. Je-li rozpuštěná látka kapalinou, která je mísitelná s rozpouštědlem, jako např. v benzenu toluen, pak standardním stavem je opět čistá kapalina. Několik rozdílných standardních stavů může být použito pro roztoky obsahující omezeně rozpustné látky. Ve vztahu aktivita léčiva – termodynamická aktivita se používá jako standardní stav čistá substance, což má samozřejmě omezený význam z důvodu rozdílných podmínek, stavů různých sloučenin. Aktivita léčiva v roztoku je brána jako poměr koncentrace léčiva ke koncentraci nasyceného roztoku léčiva. Nejschůdnější je používání velmi zředěných roztoků sloučenin jakožto standardního stavu, ovšem zde
21
je aktivita rovna koncentraci a není rovna v celé jednotě, což je podmínkou pro standardní stav.4 Podstatou problému v definici aktivitního koeficientu a standardních stavů pro rozpuštěné látky je jejich chování blížící se k chování ideálního zředěného roztoku, když x B 0 a ne, když xB 1 . Aktivita rozpuštěné látky zahrne odchylky od Henryho zákona a standardní stav tak zůstane nezměněn. Definice aktivity rozpuštěné látky B je tedy dána vztahem (15).
aB pB / K B
(31)
kde K je již zmiňovaná Henryho konstanta s rozměrem tlaku. Definice aktivitního koeficientu rozpuštěné látky B:
B a B / xB
(32)
Jelikož při koncentracích blížících se k nule rozpuštěná látka splňuje Henryho zákon, platí a B xB a B 1 , když xB 0 při všech teplotách a tlacích a odchylky od ideality mizí. Pro případ koncentrace vyjádřené molalitou:
B B0 R T ln mb, rel
m B, rel mB / m 0
(33)
kde m B , rel je relativní molalita látky B, m0 1mol / kg . Chemický potenciál rozpuštěné látky nabývá standardní hodnoty, když
m B = m 0 . S rostoucím
zřeďováním roztoku se silně stabilizuje rozpuštěná látka a důsledkem pak je skutečnost, že odstranění zbytkových stop rozpuštěné látky z roztoku je velmi obtížné. aB B
mB m0
kde B 1 , když
mB 0
(34)
při všech teplotách a tlacích.3
22
6.1.2.3 Aktivita iontů v roztoku Velká část léčiv existuje v podobě solí, které ve vodném roztoku disociují a chovají se jako elektrolyty. Aktivita každého iontu ( a kationtu, a aniontu) je součinem jeho aktivitního koeficientu a jeho koncentrace (zde molality):
a m
a m
(35)
Aniont a kation mohou mít v roztoku rozdílnou iontovou aktivitu a není možné ji jednotlivě experimentálně stanovit. Celkovou aktivitu iontů vyjadřuje střední iontová aktivita a . Dalšími středními iontovými parametry jsou střední aktivitní koeficient
,4 který rozděluje odchylky od ideality mezi kationty a anionty rovnoměrně,3 a střední iontová molalita. a m
(36)
a a a
(37)
kde vyjadřuje celkový počet iontů, tedy .
(38)
m m m
(39)
Hodnoty mohou být stanoveny experimentálně použitím několika metod zahrnující např. měření elektromotorické síly, koligativní vlastnosti či stanovení rozpustnosti. Za účelem výpočtu velmi zředěného roztoku se používá teoretická metoda založená na Debyeův – Hückelově teorii.4 Podle zmíněné teorie je v roztoku v okolí kationtů pravděpodobnější výskyt aniontů a naopak. Celkově je roztok elektroneutrální, ale v blízkosti daného iontu je přebytek opačných iontů.3 Elektrostatická energie vzhledem k tomuto efektu má spojitost s chemickým potenciálem iontu4 a poskytuje Debyeův – Hückelův limitní zákon:3
log z z A I 1 / 2
(40)
kde z+ a z- jsou mocenství iontů, A je konstanta, jejíž hodnota je stanovena dielektrickou konstantou rozpouštědla a teplotou4, a pro vodné roztoky při 25˚C má hodnotu 0,509, I je bezrozměrná iontová síla roztoku, která je definována: 23
I
1 zi2 mi / m 0 2 i
(41)
kde zi je nábojové číslo iontu i (kladné pro kationty, záporné pro anionty), a mi jeho molalita. Součet se provádí pro všechny ionty přítomné v roztoku. Vztah (40) se nazývá limitním zákonem proto, že iontové roztoky se středními molalitami mohou vykazovat aktivitní koeficienty lišící se od hodnot vypočítaných z této rovnice3, platí pouze pro zředěné roztoky s molalitou menší jak 0,02 mol/kg.4 Pro roztoky obsahující dva typy iontů s molalitami m , m platí:3 I
1 m z 2 m z 2 / m 0 2
(42)
Pro roztoky o koncentracích menších jak 0,1 mol/kg, ale vyšších jak 0,02 mol/kg byl navržen následující vztah:4
log
A z z I 1 i B I
(43)
kde i vyjadřuje efektivní průměr iontu, B konstanta, jejíž hodnota závisí na rozpouštědle a teplotě.
6.1.3 Ionizace léčiv v roztoku Většina léčiv má podobu slabých organických bazí, kyselin a jejich solí. Stupeň jejich ionizace v roztoku je velice závislý na pH. Výjimkou jsou steroidy, kvarterní amoniové soli, které jsou zcela ionizovány při všech hodnotách pH a v tomto ohledu se chovají jako silné elektrolyty. Rozsah ionizace léčiva má důležitý vliv na jejich absorpci, distribuci, eliminaci. Disociace slabě kyselých, slabě bazických léčiv a jejich solí probíhá podle Lowry – Brőnstedovy teorie kyselin a zásad, podle níž kyseliny jsou látky, jež odštěpují proton a zásady jsou látky, které naopak proton přijímají. Uvolněné protony jsou příliš reaktivní na to, aby existovaly samostatně, a jsou rychle pohlceny rozpouštědlem.
24
Podstatou zmíněné teorie je fakt, že z kyseliny se po odštěpení protonu stává zásada a ze zásady po přijetí tohoto protonu se stává kyselina. Tak jsou kyselina a zásada v rovnováze, které se říká konjugovaný pár. Nejčastějším rozpouštědlem je voda, která může v roztoku vystupovat jednak jako kyselina, jednak jako zásada, je amfiprotním rozpouštědlem.
B H 2 O BH OH
HA H 2 O A H 3O H 2 O H 2 O H 3 O OH
Rovnovážná ionizační (disociační) konstanta pro vodu: Kc
a H O a OH
H O OH
3
a H2 2O
3
H 2 O 2
(44) Koncentrace vody se považuje za téměř konstantní pro zředěné vodné roztoky, proto:
K V H 3 O OH
(45)
kde KV je iontový součin vody4, jehož hodnota při 25 ˚C má hodnotu 1.10-14 mol2/l2.5 Koncentrace vyjádříme pomocí záporného logaritmu:
pH log H 3O
pOH log OH
pKv pH pOH 14
(46)
V čisté vodě se pH a pOH hodnoty rovnají hodnotě sedm.5 Ionizace slabé kyseliny se může vyjádřit následovně:
Ka
a H O a A
(47)
3
a HA
V případě, že se aktivitní koeficient ve zředěném roztoku blíží 1, aktivity mohou být nahrazeny koncentracemi:
Ka
H O A
3
HA
(48)
Ka bývá různě popisována jako rovnovážná ionizační konstanta, nebo disociační konstanta, či jako konstanta kyselosti. Záporný dekadický logaritmus Ka se nazývá pKa, tedy:
pK a log K a 25
log K a log H 3 O log pH pK a log
A
HA
A
(49)
HA
Míra (procento) ionizace slabé kyseliny:
%
A 100 HA A
%
100 1 anti log( pK a pH )
(50)
Podobně to je u slabých bazí: Kb
a OH a BH aB
OH BH
B
(51)
pK b log K b
log K b log OH log pH pK v pK b log
BH
B
BH
B
(52)
Míra (procento) ionizace slabé baze: %
100 1 anti log( pH pK V pK b )
(53)
pKa a pKb hodnoty vyjadřují, jak moc ty kyseliny a baze jsou silné. Čím je pKa nižší, tím je kyselina silnější, a čím je pKb nižší, tím je baze silnější. Bazická léčiva jsou prakticky zcela ionizována při pH hodnotách až 2 jednotky pod jejich pKa a zcela neionizována při pH větších než 2 jednotky nad jejich pKa. Kyselá léčiva se chovají přesně opačně. Jak kyseliny, tak zásady jsou ionizovány přesně z 50% při jejich pKa hodnotě.4
26
6.1.3.1 Ionizace amfoterních léčiv Amfolyty mají ve vodných roztocích buď funkci slabé kyseliny či slabé baze a jejich pKa hodnoty odpovídají ionizaci každé skupiny. Běžný amfolyt může existovat v závislosti na pH jako kation, anion, či jako neionizovaná forma. Platí pro ně, že pK akys kyselé skupiny je vyšší než pK abaze bazické skupiny, tudíž při zvýšení pH bazická skupina jako první ztrácí svůj proton. Protože rozdíl mezi
pK akys a pK abaze je > 2, nedojde k současné ionizaci obou skupin. Složitější je situace u amfolytů v podobě amfiontů, tzv.zwitter iontů. Pro ně je charakteristický vztah pK akys < pK abaze . Jedná se např. o aminokyseliny, bílkoviny. Pro skupinu zwitter iontů mající velký rozdíl pK a mezi hodnotami pK akys a pK abaze , tedy ty dvě pKa hodnoty jsou od sebe vzdáleny více jak dvě jednotky pH, platí, že tyto látky mohou existovat v závislosti na pH buď v podobě kationtu, aniontu, nebo jako amfiontu, který reaguje buďto jako kyselina či jako zásada. Při určitém pH, známém jako izoelektrický bod, pI , má amfolyt nulový celkový náboj, neboť má stejný počet kladných a záporných nábojů:
pK akys pK abaze pI 2
(54)
V případě malého rozdílu pK a , kdy ty dvě pKa hodnoty jsou od sebe vzdáleny mnohem méně, jak dvě jednotky pH, dochází k překrytí ionizace kyselých a bazických skupin a výsledkem pak je, že amfion může existovat ve čtyřech různých elektrických stavech, jako kation, neionizovaná forma, amfion a anion. K K ABH 2 ABH , ABH AB kys a
baze a
Jelikož je neionizovaná forma (ABH) neutrální, stejně jako amfion ABH , může být považována za jeho tautomer. Ačkoliv experimentálně mohou být stanoveny pouze dvě disociační konstanty pK akys a pK abaze , tzv. makrodisociační konstanty, každá z nich se skládá z jednotlivých mikrodisociačních konstant kvůli souběžné ionizaci obou skupin. Tyto mikrodisociační konstanty představují rovnováhy mezi kationtem a amfiontem, aniontem a amfiontem, kationtem a neionizovanou formou, 27
aniontem a neionizovanou formou. V izoelektrickém bodě neionizovaná forma a amfion vždy společně existují vedle sebe, ale poměr jejich koncentrací se bude lišit v závislosti na velikosti mikrodisociačních konstant.4
6.1.3.2 Ionizace vícesytných léčiv Vícesytné kyseliny jsou schopny odštěpit více než jeden proton a vícesytné zásady dokážou přijmout dva a více protonů. Každý stupeň disociace může být vyjádřen rovnovážným výrazem, a proto každá fáze má odlišné hodnoty pK a či pKb . U vícesytných léčiv, která se zároveň mohou v průběhu disociace vyskytovat v podobě zwitteriontu, není vždy jednoznačně možné přiřadit makroskopické disociační konstanty k ionizaci specifických skupin na molekule. Pro zjištění uceleného obrazu disociace je důležité vzít v úvahu všechny možné směry, kterými molekula může být ionizována a všechny možné částice přítomné v roztoku.4
6.1.3.3 Ionizace proteinů pK a hodnoty ionizovatelných skupin proteinů a ostatních makromolekul mohou být podstatně rozdílné od odpovídajících skupin, jsou-li v roztoku izolovány. Posuny v pK a hodnotách mezi nativním a denaturovaným stavem, nebo mezi vázanou a volnou formou komplexu můžou způsobit změny vlivem pH ve vazebné konstantě, nebo ve struktuře proteinů. Např. denaturace proteinů kyselinou může být důsledkem neobvyklých posunů pK a hodnot malého počtu aminokyselin v nativním proteinu. Možné další příčiny těchto posunů jsou interakce mezi ionizovatelnými skupinami v molekule proteinu (kyselá skupina bude mít svou pK a sníženou interakcemi s bazickou skupinou), vodíkové vazby s neionizovatelnými skupinami, doba vystavení velkému objemu rozpouštědla. Výpočet pK a hodnoty molekuly proteinů tak vyžaduje podrobnější prozkoumání prostředí každé ionizovatelné skupiny, je tedy velmi složitý. Další komplikací je fakt, 28
že protein s N ionizovatelnými zbytky má 2 N možných ionizačních stavů a takový středně velký protein obsahuje až padesát ionizovatelných skupin, problém je tedy zřejmý.4
6.1.4 pH roztoků Ionizace slabých kyselin je vyjádřena vztahem (48) a koncentrace v tomto vztahu uvedené můžeme vyjádřit pomocí ionizačního stupně α, jenž nabývá hodnot mezi 0, kdy látka není ionizována, a 1, kdy látka je ionizována zcela. HA H 2 O A H 3 O
1 c m
cm c m
cm je výchozí koncentrace slabé kyseliny v mol/dm3. Jelikož se jedná o slabé kyseliny, α bude velmi malé, a proto hodnota (1-α) se bude blížit 1:
2 cm Ka 2 cm 1 c m 2
K a a cm
(55)
1/ 2
a cm H 3O H
H K
cm
1/ 2
a
1 1 log H log K a log c m 2 2
Výraz, který nám umožní vypočítat pH každé koncentrace slabé kyseliny za předpokladu, že její pK a je známo: pH
1 1 pK a log c m 2 2
(56)
Podobně se získá vztah pro roztok slabé zásady: pH
1 1 1 pK v pK a log c m 2 2 2
(57)
Z důvodu omezené rozpustnosti mnoha slabých kyselin a slabých zásad ve vodě, se tyto látky používají v podobě solí.
29
pH soli slabé kyseliny a silné zásady se vypočítá ze vztahu: pH
1 1 1 pK v pK a log c m 2 2 2
(58)
pH soli slabé zásady a silné kyseliny: pH
1 1 pK a log c m 2 2
(59)
Vztah pro pH soli slabé zásady a slabé kyseliny nezahrnuje koncentraci, proto pH je v tomto případě nezávislé na koncentraci těchto roztoků:4 pH
1 1 1 pK v pK a pK b 2 2 2
(60)
6.1.5 Koligativní vlastnosti roztoků Jak už bylo řečeno, koligativní vlastnosti jsou takové vlastnosti, které nezávisejí na druhu, velikosti částic rozpuštěné látky, nýbrž na jejich množství v daném roztoku. Mezi koligativní vlastnosti patří snížení tenze páry, zvýšení teploty varu, snížení teploty tuhnutí a osmotický tlak.1 Všechny koligativní vlastnosti mají původ ve snížení chemického potenciálu rozpouštědla, které je způsobeno přítomnosti rozpuštěné látky. U ideálního roztoku je to snížení z
A0 pro čisté rozpouštědlo na A0 R T ln x A v přítomnosti
rozpuštěné látky. Vše platí v případě, že rozpuštěná látka je netěkavá a nepřispívá tak k tlaku par. Snížení chemického potenciálu rozpouštědla způsobí, že rovnováha kapalina-pára se ustaví při vyšší teplotě (zvýšení teploty varu) a rovnováha pevná látka – kapalina se ustaví při teplotě nižší (snížení teploty tuhnutí). Snížení chemického potenciálu nemá spojitost s energií interakcí mezi částicemi rozpouštědla a rozpuštěné látky, poněvadž je snížen i v ideálním roztoku, pro který je směšovací entalpie nulová. Značný vliv zde má tedy entropie. Již na začátku mé diplomové práce jsem se zmínila, že systém se snaží tlakem par dosáhnout vyšší entropie. Jelikož je entropie kapalného roztoku vyšší než entropie
30
čisté kapaliny, roztok má menší tendenci k tvorbě páry (snížení tlaku páry). Zvýšená entropie v roztoku působí i proti tendenci ke ztuhnutí (snížení teploty tuhnutí).3 Stejné koncentrace různých látek mají stejné koligativní efekty. Z tohoto pravidla ovšem vybočují roztoky elektrolytů, u kterých byly naměřeny vyšší hodnoty všech koligativních vlastností. Tyto odchylky vyjádřil van´t Hoff, který zavedl empirický korekční faktor i = van´t Hoffův faktor, jež je přibližně roven počtu částic, na které disociuje daná iontová sloučenina.2 U 1:1 elektrolytů se faktor i blíží hodnotě 2, u 1:2 elektrolytů se blíží hodnotě 3, u 1:3 elektrolytů hodnotě 4, zatímco u neelektrolytů je jeho hodnota rovna jedné.1 Koligativní vlastnosti dané soustavy jsou aditivní, jejich intenzita tedy roste s koncentrací částic v roztoku bez ohledu na povahu látky. Proto je možné určit jednu koligativní vlastnost roztoku měřením jiné koligativní vlastnosti.2
6.1.5.1 Snížení tenze páry Podle Daltonova zákona platí pro celkový tlak dané směsi látek A a B, že celkový tlak látek v plynné fázi je roven sumě parciálních tlaků jednotlivých složek:
p p A pB
(61)
kde A = rozpouštědlo, B = rozpuštěná látka. Spojením Raoultova a Daltonova zákona získáme rovnici:2
p p A p B p 0A x A p B0 x B
(62)
Počet molárních zlomků všech složek v roztoku je roven 1:6 Rozpustíme-li určité množství látky v kapalném rozpouštědle, snížíme tím v podstatě koncentraci rozpouštědla.2 V případě, že tato rozpuštěná látka je netěkavá, celková tenze páry p nad roztokem je výhradně tvořena parciálním tlakem páry rozpouštědla pA.1 Odvození vztahu pro snížení tenze páry ideálního roztoku:6
p p A0 1 xB p 0A p p 0A x B p 0A p p nB 0 xB 0 n A nB pA pA 31
Snížení tenze páry ideálního roztoku:1
p p 0A x B
(63)
Relativní snížení tenze páry p / p 0A rozpouštědla nad roztokem závisí pouze na molárním zlomku rozpuštěné látky x B . Závisí tedy na počtu částeček v jednotce objemu rozpouštědla, proto je relativní snížení tenze páry koligativní vlastností a vyjadřuje se procenty nebo bezrozměrnou hodnotou.6 Ve zředěných roztocích, které se přibližně řídí Raoultovým zákonem1, se molární zlomek nB / n A n B blíží molárnímu poměru n B / n A , může jím být nahrazen, a tím pádem může být relativní snížení tenze páry vyjádřeno i molalitou rozpuštěné látky
m B . Pro vodný roztok pak platí vztah:6 xB
w /MB m p n B B B 0,018 m B 0 p A n A 1000 / M A 55,5
(64)
kde wB je hmotnost rozpuštěné látky B v roztoku, M B je molární hmotnost rozpuštěné látky B, M A molární hmotnost rozpouštědla A (zde vody), vše vztaženo na 1000g vody, a m B je molální koncentrace rozpuštěné látky B. Pro roztok elektrolytů platí následující vztah:2 p i x2 p 0A
(65)
kde i je van´t Hoffův korekční faktor.
32
6.1.5.2 Zvýšení bodu varu roztoku Bod varu nastává při takové teplotě kapaliny, při níž je tlak páry kapaliny roven vnějšímu tlaku. Jelikož rozpuštění netěkavé látky v čistém rozpouštědle způsobilo snížení tenze páry rozpouštědla, je bod varu roztoku netěkavé látky vyšší než bod varu čistého rozpouštědla.6 Rovnovážné situace při normálním tlaku je dosaženo tehdy, když tlak páry roztoku netěkavé látky dosáhne, díky zvýšené teplotě, tlaku páry čistého rozpouštědla. Zvýšení bodu varu TV je pak rovno rozdílu teplot varů roztoku TV a čistého rozpouštědla TV0 :1 TV TV TV0
(66)
Vztah zvýšení bodu varu TV ke snížení tlaku páry p se při dané teplotě blíží konstantě. Kromě toho je p 0A konstantou, proto může být zvýšení bodu varu považováno za přímo úměrné relativnímu snížení tlaku páry p / p 0A a to je rovno molárnímu zlomku rozpuštěné látky a tím pádem zvýšení bodu varu, jakožto koligativní vlastnost roztoků závisí na množství částic v roztoku:6 TV k
p k xB p A0
(67)
U zředěných roztoků je molární zlomek přibližně roven molalitě mb a zvýšeni bodu varu je tak přímo úměrné molalitě rozpuštěné složky:1
TV K e mb
(68)
K e - ebulioskopická konstanta, která je charakteristická pro každé rozpouštědlo a vyjadřuje zvýšení bodu varu ideálního jednomolálního roztoku.6 Rozměr konstanty je K e K kg / mol a sama konstanta se dá odvodit z Clausiovy-Clapeyronovy rovnice, vyjadřující vztah mezi tlakem a teplotou při vypařování. Pro výpočet zvýšení bodu varu roztoku elektrolytů se použije opět van´t Hoffův faktor:2
TV i K e mb
(69)
33
Hodnota TV závisí na vlastnostech rozpouštědla a k největším změnám dochází u rozpouštědel s vysokými teplotami varu.3
6.1.5.3 Snížení bodu tuhnutí Bod tuhnutí, bod mrazu neboli také bod tání čisté látky je definován jako teplota, při níž jsou tuhá a kapalná fáze za atmosférického tlaku spolu v rovnováze, což znamená, že tuhá fáze má stejné tendence k přechodu do kapalné fáze, tak jako kapalná fáze k přechodu do fáze tuhé. Výsledkem této rovnováhy je stejný tlak páry nad oběma fázemi. Jak už bylo řečeno, rozpuštěním látky v kapalném rozpouštědle se sníží tlak páry kapalného rozpouštědla, a aby byla nastolena rovnováha mezi pevnou a kapalnou fází, musí se teplota tuhnutí snížit. Nastává stejná situace jako u zvyšování bodu varu, tudíž také snížení bodu tuhnutí Tt Tt Tt 0 reálného zředěného roztoku je přímo úměrné molální koncentraci mb rozpuštěné látky:6
Tt K k mb
(70)
kde K k je kryoskopická konstanta, jejíž rozměr je K k K kg / mol a dá se odvodit opět z Clausiovy-Clapeyronovy rovnice.2 Kryoskopická konstanta má pro každé rozpouštědlo charakteristickou hodnotu, která se liší díky chemickým potenciálům ebulioskopické konstanty a platí pouze pro silně zředěné roztoky (< 0,1 molární), koncentrovanější roztoky se odchylují. Hodnota K k vody je 1,86 K kg / mol .1 Pro roztoky elektrolytů platí následující vztah zahrnující van´t Hoffův faktor:2
Tt i K k mb
(71)
K velkému snížení bodu tuhnutí dochází u rozpouštědel s malými entalpiemi tání a vysokými teplotami tání.3
34
6.1.5.4 Osmotický tlak Vyjdeme-li z rozdílných chemických potenciálů roztoku a čistého rozpouštědla, je při konfrontaci roztoku a rozpouštědla usilováno o vyrovnání chemických potenciálů až do rovnovážného stavu. Vyrovnání probíhá ve dvou směrech, a to tak, že chemický potenciál roztoku se zvyšuje díky migraci čistého rozpouštědla a chemický potenciál čistého rozpouštědla se snižuje v důsledku migrace rozpuštěné složky. Pokud rozpouštědlo a roztok dělí semipermeabilní membrána, polopropustná membrána propouštějící pouze molekuly rozpouštědla, probíhá vyrovnání potenciálů pouze ve směru ředění roztoku. Nachází-li se roztok v uzavřeném objemu, postupně narůstá v tomto objemu tlak, je tak vyvolán osmotický tlak.1 Jev, při kterém dochází k samovolnému pronikání čistého rozpouštědla do roztoku semipermeabilní membránou, se nazývá osmóza.3 Osmóza nastává také tehdy, je-li semipermeabilní
membránou
oddělen
koncentrovaný
roztok
od
méně
koncentrovaného roztoku.6 V tomto případě rozpouštědlo prochází z místa s nižší koncentrací rozpuštěných částic do místa s vyšší koncentrací, ve snaze vyrovnat koncentrace na obou stranách membrány.7 Osmotický tlak π je tlak, který musí být aplikován na roztok, aby se tok rozpouštědla zastavil.3 Je vyvíjen rozpuštěnými částicemi na membránu a způsobuje osmózu rozpouštědla v opačném směru, než působí on sám. 8 Těmito částicemi mohou být všechny částice, které mají schopnost existovat odděleně v roztoku. To jsou molekuly, ionty, ale i spojené částice jako např. dimery.7 Každá částice v roztoku, bez ohledu na její hmotnost, vyvíjí průměrně stejnou velikost tlaku proti membráně. To znamená, že všechny částice se vzájemně střetávají v průměru se stejnou kinetickou energií Ek . Částice s větší energií předají tímto nárazem částicím s menší energií část své energie. Větší částice, jež mají větší hmotnost w , se pohybují vůči menším a lehčím částicím mnohem nižší rychlostí v. Z výše uvedeného vyplývá, že průměrné energie vyjádřené následující rovnicí se vzájemně rovnají:
w v2 Ek 2
(72) 35
Tedy, energie částice v okamžiku nárazu do membrány je přibližně stejná pro částice všech velikostí. Rozhodujícím faktorem určující osmotický tlak je koncentrace roztoku, ve smyslu počtu částic, a hmotnost rozpuštěné látky zde nehraje roli. Každá rozpuštěná částice oslabuje aktivitu částic rozpouštědla. V důsledku toho se v roztoku snižuje tendence rozpouštědla difundovat skrze membránu přímo úměrně koncentraci částic. Stejně tak osmotický tlak je přímo úměrný počtu částic v roztoku.8 Van´t Hoff rozpoznal souvislost mezi osmotickým tlakem, koncentrací a teplotou:
V nB R T
(73)
kde π vyjadřuje osmotický tlak v Pa, V je objem roztoku v m3, n B je látkové množství rozpuštěné látky B v molech, R je univerzální plynová konstanta a T je absolutní teplota v K. Jelikož je tento vztah podobný vztahu v zákonu ideálního plynu, van´t Hoff usoudil, že je zřejmé, že mezi chováním roztoků a chováním plynů vzniká analogie a ve velmi zředěném roztoku je osmotický tlak identický s tlakem, který by vyvíjela rozpuštěná látka B, kdyby jako plyn přijala stejný objem rozpouštědla. Rovnice (73) platí ve skutečnosti pouze pro ojedinělé případy velmi zředěných roztoků, je zjednodušenou formou rovnice (76). Pro reálné roztoky je schůdnější vysvětlit vznik osmotického tlaku tak, že vzniká na základě hnací/hybné síly či odchylné tendence molekul rozpouštědla na obou stranách membrány. Vztah pro osmotický tlak (73) lze vyjádřit i ve formě:
nB R T c mB R T V
(74)
kde c m je molární koncentrace (molarita) rozpuštěné látky B v mol/m3.6 Na základě porovnání experimentálně zjištěných hodnot osmotického tlaku a hodnot vypočítaných z rovnic se zjistilo, že hodnoty se přibližně shodují v případě, kdy se v rovnici (74) nahradí molarita molalitou mb a zohlední se i hustota roztoku h. Tento vztah je nazýván Morseovou rovnicí a vypadá následovně:
mb R T h
(75) 36
Ve zředěných roztocích, které přibližně splňují Raoultův zákon, je hustota rovna jedné a Morseova rovnice je zjednodušena na vztah:
mB R T
(76)
Van´t Hoffova rovnice osmotického tlaku reálného zředěného roztoku elektrolytů:1
i mB R T
(77)
Z termodynamického hlediska lze odvodit, že osmotický tlak není rovnicí (75) přesně vyjádřen a upřednostňuje se rovnice:
R T V
1
ln
p0 p
(78)
kde V je parciální molární objem rozpouštědla (m3/mol) vyjadřující změnu celkového objemu roztoku V po přidání 1 molu rozpouštědla k velkému nadbytku tohoto roztoku, p – tlak páry. V případě, že platí Raoultův zákon, se vztah (78) zjednoduší na vztah:
( Pa)
nB R T R T m B h R T m B 1000 V
(79)
kde za údaj o hustotě h bývá u zředěných vodných roztoků dosazována hodnota 1000 kg/m3.6 Osmotický tlak reálného roztoku obsahující více rozpuštěných látek je dán rovnicí:
(kPa ) (h R T / 1000) i mi m ,i
(80)
i - počet částic vzniklých disociací jedné molekuly příslušné rozpuštěné látky (pro nedisociovatelné látky =1); mi – molalita příslušné rozpuštěné látky; Фm,i molální osmotický koeficient příslušné rozpuštěné látky, který bere v úvahu odchylky od ideálního roztoku, jeho hodnota závisí na koncentraci rozpuštěných látek v roztoku (snižuje se se vzrůstající koncentrací), jejich chemických vlastností a vlastnostech iontů.7 Udává počet interakcí mezi ionty opačného náboje v roztoku, zvyšuje-li se složitost roztoku, hodnotu Ф je obtížné měřit.9 Osmotický tlak a aktivita spolu souvisí následovně:4 ln a
m M m 1000
(81)
kde M je molekulová hmotnost rozpouštědla, m molalita roztoku. 37
Koloidní roztoky vykazují shodu s van´t Hoffovou rovnicí (74) pouze v oblasti velmi nízkých koncentrací. Osmotický tlak je ovlivněn strukturou koloidních částeček, a také stupněm interakce mezi rozpouštědlem a rozpuštěnými složkami. Navíc u velkého množství molekul, makromolekul se neuvádí jednotná molekulová hmotnost, nýbrž je k dispozici pouze průměrná molekulová hmotnost získaná z jejich rozdělení. Pro zjištění osmotického tlaku koloidního roztoku byla molarita c m nahrazena kvocientem C/M, který je tvořen hmotnostní koncentrací C
g / l
a molekulovou hmotností M:
R T C R T M C M
(82)
Koloidy s vysokým stupněm interakce s rozpouštědlem (lyofilní koloidy, většinou lineární) jsou v rozpuštěné formě solvatovány, tudíž koncentrace volných molekul rozpouštědla zřetelně klesá a koncentrace koloidu naopak stoupá. Matematicky se těmto odchylkám předchází vývojovými řadami:
R T D C D´C 2 D´´C 3 ... C M
(83)
Stupeň interakce je určen koeficienty D, D´...atd.
38
Na obrázku 1 je stupeň interakce mezi koloidem a rozpouštědlem v přímce a roven nule, koloidní roztok je ideálním roztokem, chovají se tak např. zředěné roztoky
sférokoloidů.
Křivka
b
znázorňuje konstantní interakce reálného koloidního roztoku (B=0,5), a křivka c vyjadřuje rostoucí interakce se stoupající koncentrací koloidu
lineárního,
(B=0,5,
grafického
lyofilního
B´=1).
znázornění
–
Z
tohoto
z
úseku
ordináty RT/M lze vypočítat průměrnou molekulovou hmotnost koloidu.1 Obr. 1 Vliv rozpuštěných koloidů na osmotický tlak π1
6.1.6 Osmolalita, osmolarita Osmolalita je osmotická koncentrace, definovaná jako počet osmolů rozpuštěné látky v kilogramu rozpouštědla.8 Jednotkou osmolality je tedy osmol na kilogram (osmol/kg),
ale
obvykle
se
používá
odvozená
jednotka
miliosmol
na kilogram (mosmol/kg).9 Osmol je množství rozpuštěných částic v gramech v roztoku, což osmoticky odpovídá molekulové hmotnosti ideálně se chovajícího neelektrolytu. Množství osmolů neelektrolytu, např. ředěného roztoku glukosy, odpovídá její molekulové hmotnosti. Zatímco množství osmolů silného elektrolytu např. chloridu sodného, který je zcela disociován, odpovídá polovině jeho molekulové hmotnosti. Síly působící mezi ionty (u silných elektrolytů) totiž snižují osmotické působení. Oproti tomu např. solvatace zvyšuje osmotické působení, tudíž není možné z rozpuštěného obsahu odhadnout osmotické vlastnosti roztoku. A jelikož je 39
potřebné, zvláště u parenterálních a očních přípravků, znát údaj o osmotické síle, je třeba stanovit osmolalitu.8 Osmolalitou se stanovují prakticky všechny rozpuštěné látky, které se podílejí na osmotickém tlaku roztoku, a je dána následujícím vztahem:
mos m m
(84)
Není-li roztok ionizován, = 1. Jestliže roztok je ionizován, je celkový počet iontů přítomných v roztoku nebo vytvořených solvolýzou z jedné molekuly rozpuštěné látky; m – molalita roztoku, která představuje počet molů rozpuštěné látky na kilogram rozpouštědla; m – molální osmotický koeficient.9 Osmolalitu nelze jednoduše vypočítat ze složek obsažených v daném roztoku. Dá se stanovit měřením jedné ze čtyř koligativních vlastností roztoků.8 Není-li uvedeno jinak, osmolalita se stanovuje měřením snížení teploty tuhnutí osmometrem. Mezi osmolalitou a snížením teploty tuhnutí ∆T platí následující vztah:9
mos
T 1000 1,86
(85)
1,86 tj. kryoskopická konstanta vody v K.kg/mol, která vyjadřuje snížení teploty tuhnutí vodného roztoku o 1,86 K přidáním 1 molu látky do 1 kg vody.7 Při měření osmolalitu odečítáme přímo z přístroje, nebo ji vypočítáme ze snížení teploty tuhnutí. Zkoušené vzorky lze hodnotit, jestliže zjištěná hodnota leží v intervalu daném kalibrační křivkou.9 Osmolarita je teoretickou veličinou, vyjadřující osmotickou koncentraci roztoku v osmolech na litr (osmol/l). Porovnáváme – li jednomolální a jednomolární roztok, oba připravené ze stejného množství daných rozpuštěných částic ve stejném rozpouštědle, zjistíme, že výsledné koncentrace se liší, poněvadž v případě osmolality bude celkový objem vyšší z důvodu navýšení o objem, který zaujímají rozpuštěné částice. Tzn., že jednomolální roztok bude ředěnější než roztok jednomolární.7,8 Dalším rozdílem je reakce těchto veličin na objemové změny způsobené teplotními výkyvy. Osmolarita je těmito změnami ovlivňována, zatímco osmolalita nikoliv.
40
Rozdíl mezi osmolalitou a osmolaritou plasmy je při pokojové teplotě přibližně 0,5 mOsm a při teplotě 37 °C rozdíl činí 1,0 mOsm.8 Osmolarita nemůže být měřena, ale vypočítává se z experimentálně naměřených hodnot osmolality. Pokud není roztok velmi koncentrovaný, osmolarita roztoku se vypočítá dle následujícího vztahu:
c os 1000m os / 1000 / h wV g
(86)
kde h je hustota v g/ml, w je hmotnost v gramech, Vg je měrný specifický objem vyjádřený v ml/g příslušné rozpuštěné látky. Měrný specifický objem je objem, o který se zvýší celkový objem roztoku rozpuštěním 1g látky. Může být stanoven měřením hustoty roztoku před a po přidání látky. Měrný specifický objem solí je obecně velmi malý, kolem 0,1 ml/g, u ostatních látek je však vyšší. Z výše uvedené rovnice lze vidět korelaci osmolarity s osmolalitou:
cos mos h C
(87)
kde h je hustota roztoku v g/ml, C je celková koncentrace rozpuštěné látky v g/ml. Teoreticky lze osmolaritu vypočítat pomocí počtu částic a molární koncentrace rozpuštěné látky v roztoku vztahem:
c os i c mi
(88)
Ovšem takto získané hodnoty osmolarity platí pouze pro ideálně se chovající roztoky. Nesrovnalost mezi experimentálně získanými hodnotami osmolality a teoretickými výpočty je způsobena faktem, že osmotický tlak reálného roztoku je menší než u ideálního roztoku z důvodu interakcí mezi molekulami rozpuštěné látky nebo mezi molekulami rozpuštěné látky a rozpouštědla v roztoku. Snížení osmotického tlaku způsobí snížení naměřených hodnot osmolality v porovnání s teoretickými hodnotami. Právě tento rozdíl je brán v úvahu v hodnotě molálního osmotického koeficientu. Proto hodnoty osmolarity získané teoreticky nesmí charakterizovat osmotické vlastnosti infuzních roztoků.7
41
6.1.6.1 Význam osmotického tlaku v praxi Osmotický tlak má klíčovou roli ve všech biologických procesech týkajících se přenosu tekutin a difuze rozpuštěných látek skrze membrány. Znalost osmotického tlaku je velmi důležitá pro určení, zda daný roztok je hypotonický, isotonický, či hypertonický.7 Pojem izotonický roztok znamená, že takovýto roztok odpovídá svým osmotickým tlakem osmotickému tlaku tělních tekutin, včetně krve a slz, a také odpovídá 0,9 % roztoku chloridu sodného10, neboť ten je považován za izotonický z důvodu, že udržuje tonus membrány erytrocytů.11 Fyziologické roztoky s osmotickým tlakem menším než je osmotický tlak tělních tekutin, nebo menším než má 0,9% roztok chloridu sodného, se nazývají roztoky hypotonické.10 Při kontaktu těchto roztoků s erytrocyty dochází k průchodu vody do erytrocytů z okolí, které je obklopuje a způsobují nejprve otok, posléze prasknutí erytrocytů se současným uvolněním hemoglobinu, tedy hemolýzu.11 Naopak roztoky s větším osmotickým tlakem vůči tělním tekutinám a 0,9% chloridu sodnému se nazývají roztoky hypertonické.10 Ty způsobí svraštění erytrocytů, poněvadž jejich obsah vyvíjí nižší osmotický tlak, než je v jejich okolí, proto voda difunduje z jejich vnitřku skrze buněčnou membránu s cílem ředit okolní roztok, aby bylo dosaženo rovnováhy na obou stranách membrány. Bylo zjištěno, že membrána erytrocytů je permeabilní pro malé polární a semipolární látky (alkohol, kyselina boritá,...), proto ačkoliv je 2 % roztok kyseliny borité izoosmotický s obsahem erytrocytů, tak způsobuje hemolýzu. Kyselina boritá volně prochází skrze membránu dovnitř do erytrocytů, její roztok se stává hypotonickým a chová se vůči červeným krvinkám jako čistá voda. Nicméně ten sám 2 % roztok kyseliny borité je jak izoosmotický, tak isotonický s očním sekretem, nezpůsobuje tedy dráždění v oku, protože membrána oční sliznice je skutečně semipermeabilní. Pojem „izotonický roztok“ tedy vyjadřuje roztok, který je izoosmotický s buněčným obsahem skrze konkrétní membránu, a navíc udržuje tonus této membrány, nedochází k pohybu rozpouštědla přes membránu.11 Izotonické roztoky látek mohou být také definovány jako roztoky, které vzájemně porovnány mají stejné koligativní 42
vlastnosti. Proto kromě vodného roztoku chloridu sodného o koncentraci 9,0 g/l se snížením teploty tuhnutí vůči vodě -0,520 ˚C (kryoskopická hodnota), jsou izotonické s tělními tekutinami také roztoky se shodnou kryoskopickou hodnotou. Hypotonické roztoky mají tuto hodnotu nižší, hypertonické roztoky pak vyšší.12 Tělní tekutiny obsahují poměrně nízké koncentrace rozpuštěných látek a mají relativně konstantní teplotu. Důležité je udržet správnou osmotickou rovnováhu mezi objemy extracelulární a intracelulární tekutiny. Velmi citlivé fyziologické mechanismy kontrolující příjem a výdej vody reagují na změny v osmotické síle séra již při odchylce menší než 1% od normálních hodnot. Proto při přípravě, výrobě, označování, podávání parenterálních, i očních přípravků pacientům se musí dodržovat přísná kritéria. Přípravky by měly být řádně označeny jak hodnotou osmolality, tak osmolarity. Zvláště hodnoty osmolarity jsou v klinické praxi hodně používané z důvodu vztažení hmotnosti látky na objemovou jednotku. Osmolalita séra je 285 mOsm/kg. Deficit vody, např. způsobený aplikací hypertonického přípravku, kdy dojde ke zvýšení osmolality séra, vede k mnoha komplikacím. Ty se mohou projevit celkovou dehydratací organismu, tedy žízní, vysycháním sliznic, pak slabostí, bledou pokožkou a v nejhorším případě může dojít k dezorientaci, posturální hypotenzi, mdlobám, krvácení do mozku - změnám v CNS, strnulosti a komatu. Aplikace nadměrného množství hypotonického přípravku, který sníží osmolalitu séra nadbytkem vody, celkově zatíží organismus. Projeví se to bolestmi hlavy, ospalostí, slabostí, otokem červených krvinek až hemolýzou, nejhůře dezorientací, křečemi, strnulostí a komatem. Ovšem i nadmíra isotonického roztoku značně zatíží oběhový systém zvýšením objemu extracelulární tekutiny. U normálně hydratovaného organismu je maximální bezpečná tolerance vzrůstu osmolality přibližně o 25 mOsm/kg vody za hodinu.8 Oční přípravky určené ke vkapávání do spojivkového vaku musí být taktéž izotonické, aby se předešlo dráždění oka.
43
Také abnormální tonicita roztoků pro kontaktní čočky může po aplikaci kontaktních čoček způsobit adherenci čočky k oku, pálení, vysušení oka či světloplachost.10 Proto přípravky k parenterální a oční aplikaci musí být upravovány na izotonické. Izotonizují se hypotonické roztoky, a to vhodnou izotonizační přísadou, která nesmí chemicky reagovat se žádnou složkou roztoku ani jinak měnit účinek. Používají se např. chlorid sodný, dusičnan draselný či mannitol. Nemá-li vodný roztok, který se má izotonizovat, větší koncentraci než 0,005 mol/l, postačí, rozpustíme-li léčivou látku v izotonickém roztoku příslušné izotonizační přísady. K výpočtu množství izotonizační
přísady
se
doporučuje
použití
experimentálně
zjištěných
kryoskopických hodnot.12 Postup izotonizace je uveden v Českém lékopise 2009, Doplňku 2012.
44
6.2 Nafazolin - nitrát Chemicky
se
jedná
o
2-(naftalen-1-ylmethyl)-4,5-dihydro-1H-imidazol-nitrát,
C14H15N3O3. Nafazolin-nitrát, Mr 273,29, je bílý nebo téměř bílý krystalický prášek, který je mírně rozpustný ve vodě a dobře rozpustný v ethanolu 96 %. Obsahuje 99,0 % až 101,0 % sloučeniny C14H15N3O3, počítáno na vysušenou látku. 1 % vodný roztok má pH od 5,0 do 6,5. Uchovává se chráněn před světlem. Teplota tání nafazolin-nitrátu je 167 ˚C – 170 ˚C.13 Nafazolin-nitrát působí agonisticky na alfa1 receptory sympatického nervového systému. Jeho výrazným lokálně vazokonstrikčním účinkem dochází k dekongesci sliznic14, ale pouze přechodně.15 Patří mezi typické úlevové léky v léčbě klinických projevů alergické i nealergické rýmy16, zánětu paranazálních dutin, kataru eustachovy trubice, působí zprůchodnění nejen tedy nosu, ale i vývodů vedlejších nosních dutin, eustachovy trubice, čímž umožní odtok sekretu a znemožní usazení bakterií.17 Na sliznici nosu a spojivek působí téměř okamžitě- tj. kolem 15 minut a účinek trvá 2-6 hodin.18 Nijak výrazně neovlivňuje dráždění nosní sliznice, tedy pálení, svědění.15 V České republice jsou k dispozici přípravky v podobě nosních kapek, nosních sprejů o koncentraci nafazolin - nitrátu 0,1% a 0,05%, a 0,025% nafazolin - nitrát je obsažen společně s H1 antihistaminikem antazolinem v podobě kapek sloužících k nosní i oční aplikaci. Tyto přípravky by se neměly používat déle jak jeden týden u dospělých pacientů a déle než tři dny u dětí, poněvadž může dojít k návyku, tzv. sanorinismu, s intenzivním zduřováním sliznice za krátkou dobu po aplikaci.17 Snižuje se tedy účinnost dané dávky léčiva při opakovaném užití.18 Dojde tak ke vzniku rhinitis sicca, nosní sliznice hypertrofuje a dlouhodobě se zhorší průchodnost nosu. Nevýhodou těchto přípravků také je, že jejich užíváním se nezlepšuje rinitidou porušená mukociliární funkce nosní sliznice, a dlouhodobým užíváním může být zcela nenávratně poškozena.15 Přípravky s nafazolinem by se měly s opatrností užívat v případě vážných kardiovaskulárních onemocnění, astmatu a všech stavů, kde hrozí hypertenze (např. užívání tricyklických antidepresiv, inhibitorů MAO).17 45
6.3 Olopatadin – hydrochlorid Olopatadin- hydrochlorid patří mezi tricyklická H1 antihistaminika, je to derivát propylaminu, jehož základem je dibenzoxepin.19 Jeho molekulová hmotnost je 373,9. Jedná se o bílou, krystalickou látku, která je mírně rozpustná ve vodě, velmi málo rozpustná v bezvodém alkoholu a velice rozpustná v kyselině mravenčí.20 Olopatadin hydrochlorid antagonizuje H1 receptory, čímž brání histaminem vyvolané produkci zánětlivého cytokinu epitelem spojivkového vaku. Působí také na žírné buňky spojivek a brání tak uvolnění prozánětlivých mediátorů.17 V České republice je registrován přípravek v podobě očních kapek, který obsahuje 0,1 % olopatadinu – hydrochloridu. Přípravek je určen k léčbě symptomů sezónní alergické konjunktivitidy.17 Mimo Českou republiku existuje i přípravek s olopatadin – hydrochloridem k nosni aplikaci, k léčbě alergické rýmy. Běžnými nežádoucími účinky při léčbě olopatadin - hydrochloridem jsou ospalost, bolest hlavy, v případě očních přípravků pak palčivá bolest v oku, u nosní aplikace epistaxe, hořká chuť.20
46
7 Experimentální část 7.1 Použité suroviny Naphazoline nitrate, Ph.Eur., dar Teva Pharmaceuticals ČR, s.r.o. Olopatadinum hydrochloridum, Ph.Eur., ZaCh System, dar Zentiva Group, a.s. Ultračistá voda, FaF UK, Hradec Králové Čištěná voda, FaF UK, Hradec Králové
7.2 Použité přístroje Elektronické váhy Kern ABJ 120 - 4M, Kern & Sohn GmbH, Německo Elektronické váhy Acculab Sartorius group Atilon – Sartalex spol.s.r.o.), Německo Hustoměr DMA 4100 M, Anton Paar, Rakousko Automatický semi-mikroosmometr K 7400, Knauer, Německo Automatická mikropipeta 20 – 200 μl, Eppendorf, Německo
7.3 Použité metody 7.3.1 Příprava roztoků Příprava roztoků nafazolin – nitrátu Připravovala jsem vodné roztoky nafazolin - nitrátu o hmotnosti 30,0 g v koncentracích 0,1 %, 0,25 %, 0,50 %, 0,75 %, 1,0 %, 1,25 %, 1,50 %, a 1,75 %. Léčivo jsem navážila do kádinky s přesností na 0,1 mg a dovážila ultračistou vodou na požadované množství roztoku, tj. 30,0 g. Vzniklou soustavu jsem míchala skleněnou tyčinkou do rozpuštění léčiva. Postup jsem opakovala celkem pětkrát. Připravené roztoky jsem použila k měření hustoty i osmolality, resp. kryoskopické hodnoty. Příprava roztoků olopatadin - hydrochloridu Připravovala jsem vodné roztoky olopatadin - hydrochloridu o hmotnosti 30,0 g v koncentracích 0,25 %, 0,50 %, 1,00 %, 1,50 %, a 1,75 %. Léčivo jsem navážila do kádinky s přesností na 0,1 mg a dovážila ultračistou vodou na požadované 47
množství roztoku, tj. 30,0 g a mícháním rozpustila. Tímto způsobem jsem připravovala roztoky o koncentraci 0,25 % a 0,50 %. Roztoky o vyšší koncentraci jsem rozpouštěla na vodní lázni zahřáté přibližně na teplotu 60˚C a po rozpuštění léčiva jsem doplnila vodou na požadované množství roztoku. Postup jsem opakovala celkem pětkrát. Připravené roztoky jsem použila k měření hustoty i osmolality, resp. kryoskopické hodnoty.
7.3.2 Měření hustoty Měřila jsem hustotu vzorků na hustoměru při teplotě 20˚C. Hustoměr jsem po zapnutí nechala přibližně 15 minut stabilizovat. Následovně jsem pomocí odpěněné ultračisté vody zkontrolovala hustotu vody při 20˚C. Promyla jsem měřící celu měřeným roztokem, až se na výstupní hadičce objevil souvislejší sloupec kapaliny. Poté jsem celu naplnila přibližně 1ml měřeného roztoku bez bublin, a stiskla tlačítko START. Měření jednoho vzorku jsem takto opakovala celkem pětkrát. Po ukončení měření jsem měřící celu několikrát propláchla čištěnou vodou a pomocí stříkačky profoukla vzduchem. Nakonec jsem zapnula program vysoušení měřící cely a po jeho dokončení jsem přístroj vypnula. Z naměřených hodnot jsem vypočítala průměr a sestrojila graf závislosti hustoty na měnící se koncentraci. Výsledky měření, resp. vliv koncentrace na hustotu zkoušených roztoků je uveden v Tab. 1 pro nafazolin - nitrát a v Tab. 4 pro olopatadin - hydrochlorid.
7.3.3 Měření osmolality a kryoskopické hodnoty Osmolalitu i kryoskopickou hodnotu zkoušených roztoků jsem měřila na osmometru, který jsem zapnula přibližně 10 minut před měřením. Nejprve jsem přístroj kalibrovala na 0 mOsmol/kg ultračistou vodou a na 400 mOsmol/kg standardním roztokem chloridu sodného vzniklým rozpuštěním 12,687 g chloridu sodného v 1 kg čištěné vody. Pro získání přesných výsledků a odstranění odchylek přístroje jsem musela před samotným měřením vzorků dle Českého lékopisu 2009 nejprve provést 48
kalibraci osmometru pomocí předem připravených porovnávacích roztoků chloridu sodného v rozmezí skutečných osmolalit 100 až 700 mOsmol/kg podle lékopisné tabulky. Z naměřených hodnot jsem sestrojila kalibrační křivku a vypočítala kalibrační rovnici s koeficientem determinace R2 = 1,0: y 0,992143 x 1,95
(89)
kde y představuje naměřenou osmolalitu (mOsmol/kg) a x skutečnou osmolalitu (mOsmol/kg). Měření probíhalo tak, že jsem mikropipetou převedla 0,15 ml měřeného roztoku do suché, čisté měřící nádobky, kterou jsem nasadila na termistor, vložila do chladící komůrky a zapnula tlačítko START. Pro každý vzorek jsem měření opakovala pětkrát. Následně jsem vypočítala průměrné osmolality i průměrné kryoskopické hodnoty vzorků a vynesla tyto hodnoty do
grafu závislosti osmolality
či kryoskopické hodnoty na koncentraci. Výsledky měření, resp. vliv koncentrace na osmolalitu či kryoskopickou hodnotu zkoušených roztoků, jsou uvedeny v Tab. 2 a v Tab. 3 pro nafazolin – nitrát a v Tab. 5 a v Tab. 6 pro olopatadin – hydrochlorid.
7.3.4 Odhad kryoskopické hodnoty a osmotického tlaku Průměrné hodnoty hustoty a osmolality (n = 5) roztoků jsem použila k odhadu osmotického tlaku podle vztahu (80), odhadu kryoskopické hodnoty podle rovnice (85) a molálního osmotického koeficientu podle vztahu (84).
7.4 Zpracování výsledků Výsledky měření hustoty, osmolality, resp. kryoskopické hodnoty jsem zpracovala v počítačovém programu Excel. V tabulkách jsou uvedeny průměrné hodnoty (n = 5) a směrodatné odchylky (SD). K hodnocení významnosti rozdílů mezi opakovanou přípravou jsem využila analýzu rozptylu (ANOVA).
49
8 Výsledky Tab. 1: Vliv koncentrace na hustotu roztoků nafazolin – nitrátu c
1
2
3
4
5
průměr
SD
0,10
0,9983
0,9983
0,9983
0,9983
0,9983
0,9983
0,00002
0,25
0,9986
0,9986
0,9986
0,9987
0,9986
0,9986
0,00003
0,50
0,9992
0,9992
0,9992
0,9992
0,9992
0,9992
0,00002
0,75
0,9998
0,9998
0,9998
0,9998
0,9998
0,9998
0,00002
1,00
1,0004
1,0004
1,0004
1,0004
1,0004
1,0004
0,00000
1,25
1,0010
1,0010
1,0010
1,0010
1,0010
1,0010
0,00001
1,50
1,0016
1,0016
1,0016
1,0016
1,0016
1,0016
0,00000
1,75
1,0021
1,0021
1,0022
1,0022
1,0022
1,0022
0,00005
(% w/w)
Tab. 2: Vliv koncentrace na osmolalitu roztoků nafazolin – nitrátu c
1
2
3
4
5
průměr
SD
0,10
7,0
9,0
10,8
8,4
9,0
8,9
1,4
0,25
17,3
21,1
20,7
19,1
18,1
19,3
1,7
0,50
34,6
36,4
37,8
36,8
35,4
36,2
1,3
0,75
49,7
54,8
53,2
53,6
50,7
52,4
2,1
1,00
66,5
69,3
67,5
68,9
66,5
67,7
1,3
1,25
82,6
83,4
84,0
82,4
83,6
83,2
0,7
1,50
97,3
97,3
95,1
95,9
97,7
96,7
1,1
1,75
111,6
112,0
111,6
111,0
108,2
110,9
1,6
(% w/w)
50
Tab. 3: Vliv koncentrace na kryoskopickou hodnotu roztoků nafazolin – nitrátu c
1
2
3
4
5
průměr
SD
0,10
0,009
0,013
0,017
0,012
0,013
0,013
0,003
0,25
0,028
0,035
0,034
0,032
0,030
0,032
0,003
0,50
0,060
0,063
0,066
0,064
0,061
0,063
0,003
0,75
0,088
0,097
0,094
0,095
0,090
0,093
0,004
1,00
0,119
0,124
0,121
0,123
0,119
0,121
0,002
1,25
0,148
0,150
0,151
0,148
0,150
0,149
0,001
1,50
0,175
0,175
0,171
0,173
0,176
0,174
0,002
1,75
0,202
0,202
0,202
0,201
0,196
0,200
0,003
(% w/w)
Tab. 4: Vliv koncentrace na hustotu roztoků olopatadin - hydrochloridu c
1
2
3
4
5
průměr
SD
0,25
0,9986
0,9986
0,9986
0,9986
0,9986
0,9986
0,00001
0,50
0,9991
0,9991
0,9991
0,9991
0,9991
0,9991
0,00000
1,00
1,0002
1,0002
1,0002
1,0002
1,0002
1,0002
0,00000
1,50
1,0012
1,0012
1,0012
1,0012
1,0012
1,0012
0,00002
1,75
1,0018
1,0018
1,0018
1,0018
1,0018
1,0018
0,00001
(% w/w)
51
Tab. 5: Vliv koncentrace na osmolalitu roztoků olopatadin - hydrochloridu c
1
2
3
4
5
průměr
SD
0,25
17,3
9,8
17,8
17,3
16,1
15,6
3,3
0,50
28,6
26,2
27,8
27,8
28,0
27,6
0,9
1,00
48,3
42,0
47,3
46,3
40,5
44,9
3,4
1,50
60,6
58,4
60,2
61,2
59,8
60,1
1,1
1,75
66,5
63,0
63,7
63,7
64,9
64,3
1,4
(% w/w)
Tab. 6: Vliv koncentrace na kryoskopickou hodnotu roztoků olopatadin hydrochloridu c
1
2
3
4
5
průměr
SD
0,25
0,028
0,014
0,029
0,028
0,026
0,025
0,006
0,50
0,049
0,044
0,047
0,047
0,048
0,047
0,002
1,00
0,085
0,074
0,083
0,081
0,071
0,079
0,006
1,50
0,108
0,104
0,107
0,109
0,106
0,107
0,002
1,75
0,119
0,112
0,114
0,113
0,116
0,115
0,003
(% w/w)
52
Obr. 2: Závislost hustoty roztoků nafazolin – nitrátu na jejich koncentraci (pět opakování měření)
53
Obr. 3: Závislost osmolality roztoků nafazolin – nitrátu na jejich koncentraci (pět opakování měření)
54
Obr. 4: Závislost kryoskopické hodnoty roztoků nafazolin – nitrátu na jejich koncentraci (pět opakování měření)
55
Obr. 5: Závislost průměrné hodnoty hustoty roztoků nafazolin – nitrátu na jejich koncentraci (n = 5)
Obr. 6: Závislost průměrné hodnoty osmolality roztoků nafazolin – nitrátu na jejich koncentraci (n = 5)
56
Obr. 7: Závislost průměrné hodnoty kryoskopické hodnoty roztoků nafazolin – nitrátu na jejich koncentraci (n = 5)
57
Obr. 8: Závislost hustoty roztoků olopatadin - hydrochloridu na jejich koncentraci (pět opakování měření)
58
Obr. 9: Závislost osmolality roztoků olopatadin - hydrochloridu na jejich koncentraci (pět opakování měření)
59
Obr. 10: Závislost kryoskopické hodnoty roztoků olopatadin - hydrochloridu na jejich koncentraci (pět opakování měření)
60
Obr. 11: Závislost průměrné hodnoty hustoty roztoků olopatadin - hydrochloridu na jejich koncentraci (n = 5)
Obr. 12: Závislost průměrné hodnoty osmolality roztoků olopatadin - hydrochloridu na jejich koncentraci (n = 5)
61
Obr. 13: Závislost průměrné hodnoty kryoskopické hodnoty roztoků olopatadin hydrochloridu na jejich koncentraci (n = 5)
62
Tab. 7: Výsledky hodnocení významnosti rozdílů v naměřené osmolalitě mezi opakovaně připravovanými roztoky nafazolin - nitrátu pomocí analýzy rozptylu (ANOVA) Zdroj
Součet
variability
čtverců
Mezi výběry Všechny výběry Celkem
Rozdíl
Střední čtverec
26,08083532
4
6,520208831
47183,91555
35
1348,111873
47209,99638
39
F
0,005
Hodnota P 0,99
F krit
2,641
Tab. 8: Výsledky hodnocení významnosti rozdílů v naměřené osmolalitě mezi opakovaně připravovanými roztoky olopatadin – hydrochloridu pomocí analýzy rozptylu (ANOVA) Zdroj
Součet
variability
čtverců
Mezi výběry Všechny výběry Celkem
Rozdíl
Střední čtverec
58,33148117
4
14,58287029
8714,367924
20
435,7183962
8772,699406
24
F
0,033
Hodnota P 0,99
F krit
2,866
63
Tab. 9: Odhad osmotického tlaku π a molálního osmotického koeficientu roztoků nafazolin - nitrátu c (% w/w)
m (mol/kg)
h (g/ml)
0,10
0,004
0,9983
0,25
0,009
0,50
mos
π (kPa)
Ф
8,86
21,56
1,21
0,9986
19,25
46,86
1,05
0,018
0,9992
36,22
88,21
0,99
0,75
0,027
0,9998
52,40
127,69
0,95
1,00
0,037
1,0004
67,72
165,12
0,93
1,25
0,046
1,0010
83,20
202,99
0,91
1,50
0,055
1,0016
96,67
235,98
0,88
1,75
0,064
1,0022
110,89
270,86
0,87
(mOsmol/kg)
Tab. 10: Porovnání naměřené kryoskopické hodnoty zkoušených roztoků nafazolin – nitrátu (n = 5) s odhadem kryoskopické hodnoty z rovnice (85) rozdíl
c (% w/w)
∆T
∆Todhad
0,10
0,013
0,016
-0,004
0,25
0,032
0,036
-0,004
0,50
0,063
0,067
-0,004
0,75
0,093
0,097
-0,005
1,00
0,121
0,126
-0,005
1,25
0,149
0,155
-0,005
1,50
0,174
0,180
-0,006
1,75
0,200
0,206
-0,006
∆T - ∆Todhad
64
Tab. 11: Odhad osmotického tlaku π a molálního osmotického koeficientu roztoků olopatadin - hydrochloridu c (% w/w)
m (mol/kg)
h (g/ml)
0,25
0,007
0,9986
0,50
0,013
1,00
mos
π (kPa)
Ф
15,65
38,08
1,17
0,9991
27,65
67,32
1,03
0,027
1,0002
44,90
109,46
0,84
1,50
0,040
1,0012
60,06
146,56
0,75
1,75
0,047
1,0018
64,35
157,11
0,69
(mOsmol/kg)
Tab. 12: Porovnání naměřené kryoskopické hodnoty zkoušených roztoků olopatadin - hydrochloridu (n = 5) s odhadem kryoskopické hodnoty z rovnice (85) rozdíl
c (% w/w)
∆T
∆Todhad
0,25
0,025
0,029
-0,004
0,50
0,047
0,051
-0,004
1,00
0,079
0,084
-0,005
1,50
0,107
0,112
-0,005
1,75
0,115
0,120
-0,005
∆T - ∆Todhad
65
9 Diskuse Osmotický tlak má zásadní roli ve všech procesech týkajících se přenosu tekutin a v nich rozpuštěných látek přes biologické membrány.7 Zvláště citlivé jsou sliznice očí, nosu, nebo tkáně svalů při injekční aplikaci. Je vhodné, aby roztoky vyvíjely osmotický tlak odpovídající osmotickému tlaku tělních tekutin, tj. aby byly izotonické.21 Ve své diplomové práci jsem měřila hustotu, osmolalitu, resp. kryoskopickou hodnotu roztoků nafazolin – nitrátu v koncentracích 0,1 %, 0,25 %, 0,50 %, 0,75 %, 1,00 %, 1,25 %, 1,50 %, 1,75 % a roztoků olopatadin – hydrochloridu v koncentracích 0,25 %, 0,50 %, 1,00 %, 1,50 %, 1,75 %. Měření každé koncentrace roztoku jsem opakovala pětkrát, abych mohla sledovat významnost rozdílů v naměřených hodnotách výše uvedených veličin mezi těmito opakovaně připravenými roztoky. Cílem bylo připravit podklady pro Tabulku VIII Českého lékopisu.
9.1 Příprava roztoků Původním záměrem experimentální práce bylo realizovat výše uvedená měření pro koncentrační rozmezí do dosažení izotonické koncentrace nafazolin – nitrátu a olopatadin – hydrochloridu. Nafazolin – nitrát je ve vodě mírně rozpustný.13 Během přípravy roztoků se postupně se zvyšující se koncentrací prodlužovala doba rozpouštění za laboratorní teploty, urychleného mícháním skleněnou tyčinkou. V koncentracích vyšších než 2,50 % se léčivo již nerozpouštělo. Proto jsem rozpouštění urychlila zahříváním na vodní lázni, zahřáté přibližně na 60 ˚C. Tím se rozpustnost zvýšila a léčivo zůstalo rozpuštěné i po poklesu na laboratorní teplotu. Při měření osmolality u roztoků nafazolin – nitrátu o koncentraci 2,00 % a 2,25 % však docházelo k vypadávání léčiva z roztoku v důsledku ochlazení a zmražení roztoku. U roztoku o koncentraci 2,50 % léčivo vypadávalo z roztoku již během prvního měření, což se projevovalo kolísavými hodnotami osmolality. Z tohoto důvodu jsem nemohla stanovit osmolalitu ani kryoskopickou hodnotu roztoků 66
ve vyšších koncentracích než 1,75 % a izotonická koncentrace léčiva nemohla být zjištěna. Olopatadin hydrochlorid je ve vodě mírně rozpustný.20 Do koncentrace 1,00 % stačilo rozpouštění olopatadin hydrochloridu za laboratorní teploty urychlit mícháním skleněnou tyčinkou. I v tomto případě však platilo, že se se zvyšující se koncentrací
léčiva
značně
prodlužovala
doba
rozpouštění.
Podobně
jako
u předchozího léčiva jsem zvýšila rozpustnost zahříváním na vodní lázni zahřáté přibližně na 60 ˚C. Tím bylo dosaženo vyšší rozpustnosti. Olopatadin je nové léčivo, zatím omezeně dostupné. Vyšší koncentrace roztoků nebylo možné připravit pro nedostatek suroviny, proto izotonická koncentrace nemohla být zjištěna.
9.2 Vliv koncentrace na hustotu roztoků Hustotu roztoků jsem měřila na hustoměru DMA 4100 M, Anton Paar při 20°C. Z naměřených hodnot jsem vypočítala průměrnou hustotu (n = 5). V Tab. 1 jsou shrnuty průměrné hodnoty a SD pro pět dílčích roztoků nafazolin – nitrátu. Vliv koncentrace na hustotu roztoků nafazolin – nitrátu dokumentuje Obr. 5. Závislost lze popsat rovnicí lineární regrese s koeficientem determinace R2 = 0,9986: h 0,002337 c 0,998079
(90)
kde h je hustota (g/cm3) příslušné koncentrace c (% w/w) roztoku nafazolin - nitrátu. Tato rovnice nám umožní vypočítat hustotu roztoku nafazolin – nitrátu pro známou koncentraci.
V Tab. 4 jsou sumarizovány výsledky měření hustoty roztoků olopatadin – hydrochloridu (n = 5). Závislost hustoty na koncentraci ilustruje Obr. 11. Pro doplnění jsem do grafu zanesla také hustotu 0,1 % roztoku olopatadin – hydrochloridu, kterou jsem převzala z diplomové práce Julie Strážnické.22
67
Vypočítala jsem rovnici lineární regrese s koeficientem determinace R2 = 0,9971: h 0,002038 c 0,998173
(91)
kde h je hustota (g/cm3) příslušné koncentrace c (% w/w) roztoku. Z této rovnice lze vypočítat hustotu roztoku olopatadin – hydrochloridu pro zvolenou koncentraci.
9.3 Vliv koncentrace na osmolalitu roztoků Osmolalitu roztoků jsem měřila na automatickém semi-mikroosmometru K 7400, (Knauer). Z naměřených hodnot jsem vypočítala průměrnou osmolalitu (n = 5). V Tab. 2 jsou shrnuty průměrné hodnoty a SD pro pět dílčích roztoků nafazolin – nitrátu. Vliv koncentrace na osmolalitu roztoků dokumentuje Obr. 6. Závislost lze popsat rovnicí kvadratické regrese s koeficientem determinace R2 = 0,9998: mos 0,915124 6,071211 c 2 73,261646 c
(92)
kde mos je osmolalita (mOsmol/kg) příslušné koncentrace c (% w/w) roztoku. Uvedená rovnice nám umožní vypočítat osmolalitu roztoků nafazolin – nitrátu pro známou koncentraci.
Během měření osmolality jsem zjistila, že roztoky olopatadin – hydrochloridu pění, a pro každé měření osmolality bylo nutné vyměnit vzorek. V Tab. 5 jsou sumarizovány výsledky měření (n = 5); závislost osmolality na koncentraci roztoků ilustruje Obr. 12. Pro doplnění jsem do grafu zanesla také převzatou hustotu 0,1 % roztoku olopatadin – hydrochloridu.22 Nelineární závislost lze popsat rovnicí kvadratické regrese s koeficientem determinace R2 = 0,9987: mos 1,121981 12,196735 c 2 57,388523 c
(93)
kde mos je osmolalita (mOsmol/kg) příslušné koncentrace c (% w/w) roztoku. Tato rovnice nám umožní vypočítat osmolalitu roztoku olopatadin – hydrochloridu pro známou koncentraci.
68
9.4 Vliv koncentrace na kryoskopickou hodnotu roztoků Kryoskopickou
hodnotu
roztoků
jsem
měřila
na
automatickém
semi-
mikroosmometru K 7400, (Knauer). Z naměřených hodnot jsem vypočítala průměrnou kryoskopickou hodnotu (n = 5). V Tab. 3 jsou shrnuty průměrné hodnoty a SD pro pět dílčích roztoků nafazolin – nitrátu. Vliv koncentrace na kryoskopickou hodnotu roztoků nafazolin – nitrátu dokumentuje Obr. 7. Závislost lze popsat rovnicí kvadratické regrese s koeficientem determinace R2 = 1,0:
T 7,3 106 0,009518 c 2 0,130749 c
(94)
ve které ∆T je kryoskopická hodnota příslušné koncentrace c (% w/w) roztoku. Rovnice je vhodná k výpočtu kryoskopické hodnoty roztoku nafazolin – nitrátu pro známou koncentraci ve studovaném rozmezí.
Výsledky měření kryoskopické hodnoty roztoků olopatadin – hydrochloridu (n = 5) a závislost kryoskopické hodnoty na koncentraci roztoků jsou uvedeny v Tab. 6 a znázorněny na Obr. 13. Tuto závislost popisuje rovnice kvadratické regrese s koeficientem determinace R2 = 0,9994:
T 7,7 104 0,019564 c 2 0,0996
(95)
kde ∆T je kryoskopická hodnota příslušné koncentrace c (% w/w) roztoku. Tato rovnice nám umožní vypočítat kryoskopickou hodnotu roztoku olopatadin – hydrochloridu pro známou koncentraci.
Výsledky statistického hodnocení (ANOVA) rozdílů v hodnotách měřených veličin mezi opakovaně připravovanými roztoky jsou pro nafazolin - nitrát shrnuty v Tab. 7 a pro olopatadin - hydrochlorid v Tab. 8. Na hladině pravděpodobnosti p ≥ 0,99 byla prokázána nevýznamnost rozdílů mezi opakovaně připravovanými roztoky. Stejné výsledky jsem zaznamenala pro rozdíly mezi hustotou a kryoskopickou hodnotou, proto jsem v mé diplomové práci uvedla pouze výsledky pro hodnoty osmolality.
69
9.5 Odhad osmotického tlaku Průměrné hodnoty hustoty a osmolality (n = 5) roztoků jsem použila k odhadu osmotického tlaku podle rovnice (80) a molálního osmotického koeficientu podle rovnice (84). Výsledky pro nafazolin – nitrát jsou shrnuty v Tab. 9 a pro olopatadin – hydrochlorid v Tab. 11. Molální osmotický koeficient Ф bere v úvahu odchylky od ideálního roztoku.7 Odráží počet interakcí mezi ionty opačného náboje v roztoku9 a jeho hodnoty jsou obvykle menší než jedna.7 S výjimkou nejnižších koncentrací tomu zjištěné hodnoty odpovídaly pro obě studovaná léčiva. Závislost mezi koncentrací a osmotickým tlakem roztoků popisují rovnice kvadratické regrese pro nafazolin - nitrát (R2 = 0,9998):
2,223829 14,436247 c 2 178,270009 c
(96)
a rovnice pro olopatadin - hydrochlorid (R2 = 0,9985):
2,352116 29,803769 c 2 140,373455 c
(97)
Rovnice mohou být využity k výpočtu odhadu osmotického tlaku roztoků o známé koncentraci.
Průměrnou hodnotu osmolality jsem využila také k odhadu kryoskopické hodnoty podle rovnice (85) a vypočítané hodnoty porovnala s naměřenými hodnotami. Rozdíly jsou pro nafazolin - nitrát ilustrované v Tab. 10 a pro olopatadin hydrochlorid v Tab. 12. Rozdíly mezi experimentálně zjištěnou hodnotou kryoskopické hodnoty a odhadem kryoskopické hodnoty byly velmi malé, z čehož vyplývá, že rovnici (85) lze použít k výpočtům kryoskopické hodnoty pro obě studovaná léčiva.
70
10 Závěry Z výsledků diplomové práce je možné formulovat následující závěry: 1. Z důvodu vypadávání nafazolin – nitrátu z roztoků o koncentraci vyšší než 1,75 % během měření osmolality a pro omezenou dostupnost olopatadin – hydrochloridu nebylo možné zjistit izotonickou koncentraci ani jednoho ze studovaných léčiv. 2. Závislost hustoty na koncentraci roztoků popisují rovnice lineární regrese (90) pro nafazolin – nitrát a (91) pro olopatadin – hydrochlorid, které umožňují vypočítat hustotu roztoku pro známou koncentraci. 3. Závislost osmolality na koncentraci roztoku jsem vyjádřila rovnicemi kvadratické regrese, pro nafazolin – nitrát (92) a pro olopatadin – hydrochlorid (93). Z těchto rovnic lze vypočítat osmolalitu roztoku pro zvolenou koncentraci. 4. Vztah mezi kryoskopickou hodnotou a koncentrací zkoušených roztoků jsem popsala rovnicemi kvadratické regrese, pro nafazolin – nitrát (94) a olopatadin – hydrochlorid (95). Tyto rovnice nám umožní vypočítat kryoskopickou hodnotu roztoku o známé koncentraci. 5. Statistické hodnocení (ANOVA) rozdílů v hodnotách všech tří měřených veličin mezi opakovaně připravovanými roztoky prokázalo jak u nafazolin – nitrátu, tak u olopatadin – hydrochloridu, nevýznamnost rozdílů mezi opakovaně připravovanými roztoky. 6. Odhad osmotického tlaku s využitím hustoty a osmolality roztoku je možný podle rovnice (80). Závislost na koncentraci nafazolin – nitrátu a olopatadin – hydrochloridu popisují rovnice kvadratické regrese (96) resp. (97). 7. Průměrné hodnoty osmolality a hustoty roztoků při 20˚C umožňují odhad molálního osmotického koeficientu. 8. Rozdíly mezi naměřenou kryoskopickou hodnotou a odhadem kryoskopické hodnoty podle
vztahu (85),
jsou z praktického hlediska
využití
při izotonizaci zanedbatelné. Odhad kryoskopické hodnoty z hodnoty osmolality podle rovnice (85) je možný. 71
11 Použitá literatura 1) HERZFELDT, C. D., KREUTER, J. (Hrsg): Grundlagen der Arzneiformenlehre: Galenik 2. 1999, Springer, Heidelberg, 618 s., ISBN 3-540-65291-4. 2) LÁZNIČKOVÁ, A., KUBÍČEK, V.: Základy fyzikální chemie: Vybrané kapitoly pro posluchače Farmaceutické fakulty. 2., přeprac. vyd., 2008, Karolinum, Praha, 168 s., ISBN 978-80-246-1511-0. 3) ATKINS, P., De PAULA, J.: Fyzikální chemie. 2013, Vysoká škola chemickotechnologická v Praze, Praha, 944 s., ISBN 978-80-7080-830-6. 4) FLORENCE, A. T., ATTWOOD, D.: Physicochemical principles of pharmacy. 4th Ed., 2006, Pharmaceutical Press, London, 492 s., ISBN 0-85369-608-X. 5) KLIMEŠOVÁ, V. KUBICOVÁ, L., PALÁT, K., SOVA, J.: Seminární cvičení z obecné a anorganické chemie. 2003, Karolinum, Praha, 184 s., ISBN 80-246-06623. SOVA, J.: Kyseliny a zásady s. 129-148. 6)
MARTIN,
A.
N.:
Physikalische
Pharmazie.
4.
Auflage,
Stuttgart:
Wissenschaftliche Verlagsgesellschaft, 2002, 786 s., ISBN: 38-0471-722-5. s. 459– 469. 7) UNITED STATES PHARMACOPEIAL CONVENTION: United States Pharmacopoeia 35-National formulary 30, 35th Ed. 2011. on – line přístup, ˂785,˃, Osmolality and osmolarity, s. 335–336. 8) DEARDOFF, D. L.: Osmotic strength, osmolality, and osmolarity. Am. J. Hosp. Pharm., 1980, 37, s. 504-509. 9) MINISTERSTVO ZDRAVOTNICTVÍ ČR: Český lékopis 2009. Doplněk 2012, Praha: Grada Publ., CD-ROM, s. 164. 10) ALLEN, L. V. (ed.): Remington: The science and practice of pharmacy. 22ndEd. London, Philadelphia: Pharmaceutical Press, 2013. 2724 S. ISBN: 978 0 85711 062 6. INGHAM, A., POON, Y. C.: Tonicity, Osmoticity, Osmolality and Osmolarity. s. 641-664.
72
11) SWARBRICK, J. (ed.): Encyclopedia of pharmaceutical technology, Vol. 3. 3rd Ed. New York: Informa Healtcare, 2006. 5356 S. ISBN: 0 8493 9394 9. SHAH, J. C.: Tonicity. s. 3768–3781. 12) MINISTERSTVO ZDRAVOTNICTVÍ ČR: Český lékopis 2009. Doplněk 2012, Praha: Grada Publ., CD-ROM, s. 4098. 13) MINISTERSTVO ZDRAVOTNICTVÍ ČR: Český lékopis 2009. Doplněk 2012, Praha: Grada Publ., CD-ROM, s. 3151. 14) HYNIE, S.: Farmakologie v kostce. Vydání 2, 2001, TRITON, Praha, 520 s., ISBN 80-7254-181-1. 15) PETRŮ, V., KOSTIUK, P.: Šetrná dekongestiva. Pediatr. pro Praxi, 2009, 10 (1), s. 12-15. 16) BYSTROŇ, J.: Pylová alergická rýma. Interní Med., 2006, 8 (4), s. 167-171. 17) Mikro verze AISLP – 2013.3, stav k 1.7.2013. 18) SMILEK, P.: Rhinosinusitis v ambulantní praxi. Prakt. lékáren., 2009, 5 (5), s. 214-218. 19) DOLEŽAL, M.: Přehled H1 antihistaminik určených nejen pro sezónní pylovou alergii. Prakt. lékáren., 2012, 8 (2), s. 55-61. 20) SWEETMAN, S. C. (ed): Martindale. The complete drug reference. 37th ed. London, Chicago: Pharm. Press, 2011. 4142 S. ISBN: 978 0 85369 933 0. 21) THOMPSON, E. J., DAWIDOW, L. W. (eds): A practical guide to contemporary pharmacy practice. 3rd Ed., Baltimore: Lippincott Williams and Wilkins, Philadelphia: Wolters Kluwer, 2009. 704 s. ISBN: 978-0-7817-8396-5. THOMPSON, E. J., DAWIDOW, L. W.: Isotonicity calculations. s. 131-138. 22) STRÁŽNICKÁ, J.: Studium vlivu teploty uchovávání na hmotnost očních kapek. Diplomová práce. 2012. Univerzita Karlova v Praze, Farmaceutická fakulta, Hradec Králové, 53 s.
73
