Curso de Farmacotécnica em Manipulação Módulo II

Curso de
Farmacotécnica em
Manipulação
MÓDULO II
Atenção: O material deste módulo está disponível apenas como parâmetro de estudos para
este Programa de Educação Continuada, é proibida qualquer forma de comercialização do
mesmo. Os créditos do conteúdo aqui contido são dados aos seus respectivos autores
descritos na Bibliografia Consultada.

26
Este material deve ser utilizado apenas como parâmetro de estudo deste Programa. Os créditos deste conteúdo são dados a seus respectivos autores
MÓDULO II
1.5 MATERIAS PARA EMBALAGEM E ACONDICIONAMENTO
Como qualquer produto de consumo, as formas farmacêuticas devem
obrigatoriamente ser acondicionadas e embaladas de forma adequada antes de expostas
nas prateleiras.
O material utilizado para acondicionamento (container) tem como função garantir a
qualidade, a segurança e a estabilidade de seu conteúdo. Já a embalagem, além de ser
uma proteção secundária, apresenta também uma função “mercadológica” na
apresentação do produto.
A combinação entre materiais de acondicionamento e embalagem deve apresentar
os seguintes requisitos:
1. Proteger o medicamento de danos físicos e químicos: vibração (ex.: no
transporte), compressão (ex.: pressão aplicada durante estocagem), choque (ex.:
impactos durante desaceleração brusca num transporte), abrasão.
2. Ser inerte: não pode interagir com o produto, seja por migração, adsorção,
absorção, extração ou qualquer reação química (ex.: perda de conservantes por
absorção em tampas de borracha, amolecimento de containers de plástico por
ésteres ou ácido salicílico).
3. Suportar extremos de temperatura e umidade característicos das diferentes
estações do ano.
4. Ser impermeável a gases da atmosfera, tais como O2 e CO2, evitando assim
processos de oxidação e/ou o crescimento de microorganismos comumente
favorecidos pela presença de O2, bem como mudanças de pH pela presença de
CO2.
5. Evitar a perda de gases voláteis (ex.: perda de fármacos voláteis como
salicilato de metila, ou de álcool ou éter, aumentando a concentração de fármaco
não-voláteis).
6. Proteger da ação da luz, especialmente para fármacos fotossensíveis.

27
7. Serem suficientemente transparentes para permitir a inspeção do conteúdo.
8. Proteger o medicamento de partículas contaminantes do ar, tais como
microorganismos e poeira.
9. Proteger de animais (ex.: insetos e roedores).
10. Ser inócuo: não liberar partículas para o conteúdo (ex: fiapos de vidro ou
metal), não liberar substâncias tóxicas ou que comprometam a estabilidade do
conteúdo (ex: unidades poliméricas de materiais plásticos ou álcalis de vidro).
11. Ser fácil de identificar e rotular.
12. Apresentar elegância.
13. Ser de fácil uso e conveniente.
14. Ser barata e econômica.
Algumas diferenças entre acondicionamento e embalagem podem ser
exemplificadas no Quadro abaixo:
Acondicionamento Embalagem
a) Contato direto, devendo ser inerte, inócuo e
estável.
b) Função técnica (proteção e envase).
c) Proteção primária contra luz, umidade, CO2,
O2, microorganismos, poeira, insetos.
d) Materiais usuais: vidro, plástico e metal, bem
como de uso exclusivo para tampas a borracha.
a) Contato indireto (envolve o material já
embalado).
b) Função comercial (apresentação).
c) Proteção secundária contra luz, poeira, insetos
e choque mecânico (protege o medicamento por
proteger acondicionamento).
d) Materiais usuais: papel ou cartolina
1.5.1 Tipos de materiais de acondicionamento
Os acondicionamentos utilizados para medicamentos podem ser de material
plástico, metálico ou vidro. As características de cada tipo de material variam, assim como
suas aplicações.

28
1.5.1.1. Vidros
São compostos constituídos de uma mistura de óxidos metálicos nos quais
predomina o dióxido de silício (SiO2). Embora fisicamente tenham aspecto de sólido,
trata-se de um líquido de elevada viscosidade.
A adição de óxido de cálcio e magnésio aumenta a resistência hidrolítica de vidros
alcalinos, sendo que o óxido de magnésio reduz a tendência de desvitricação.
Já a adição de óxido de bário pode levar à redução do ponto de fusão de vidros de
sílica ou boro-silícico, aumentando sua fusibilidade.
O óxido de alumínio, por sua vez, é empregado na confecção de vidros refratários.
Óxidos de ferro, como Fe2O3, conferem ao vidro cor ligeiramente amarelo-
esverdeada, enquanto o FeO gera uma colororação azul-esverdeada. A cor âmbar é
formada pela combinação de óxidos de íons Fe3+
(Fe2O3) e enxofre (S=), junto com os
íons Na+
. Óxido crômico (Cr2O3) é o agente corante primário para todos os vidros verdes.
A principal desvantagem dos vidros, em geral, está na baixa resistência a choques
mecânicos.
Como vantagens, estes materiais:
Podem ser moldados em uma grande variedade de formas e tamanhos
(fusibilidade).
Podem ser transparentes ou âmbar.
Podem ser selados hermeticamente com ou sem o uso tampas.
São impermeáveis à umidade e gases atmosféricos.
São baratos e de fácil rotulagem.
Tipos de vidros
a) Sílica (quartzo): SiO2
Apresentam boa transparência, maior ponto de fusão, maior custo, maior
resistência hidrolítica (menor número de grupos silanóis livres OH-
), menor resistência
mecânica.

29
Uso: cubetas de quartzo são úteis como recipiente para análises
espectrofotométricas na região do UV, por não absorverem radiação nesta faixa de
freqüência.
b) Sódico-cálcico : (SiO2, NaO2, CaO) Tipo III
Apresentam menor ponto de fusão, são mais baratos, têm menor resistência
hidrolítica (transfere basicidade).
2 Na2 SiO3 + H2O → Na2 Si2O5 + NaOH
Uso: xaropes, solução oral e pós, desde que não sejam muito incompátiveis a
álcalis como Na+
e K+
.
c) Sódico cálcico tratad : Tipo II e IV
Boa fusibilidade, boa resistência hidrolítica, menor custo que a sílica (quartzo) e
tipo I.
Tipo II até 100 mL, Tipo IV para volumes maiores que 100 ml.
São obtidos com tratamento do Tipo I com vapor de água e SO2.
≡Si-O-Na + H2O → ≡Si-OH + NaOH
2 NaOH + SO2 + ½ O2 → Na2SO4 + H2O
≡Si-O-H + H-O-Si≡ → ↑ T o
C → ≡Si-O-Si≡ + H2O
Uso: liofilizados, extratos hepáticos, soluções de antibióticos, soluções injetáveis
de grande volume (tipo IV).
d) Boro-silícico: (SiO2, B2O3) Tipo I
Possuem maior resistência térmica (Pyrex®) e coeficiente de dilatação, boa
resistência hidrolítica (exceto para poliálcoois), menor ponto de fusão.
Uso: pós (suspensões) injetáveis, soluções aquosas com catalisadores ou
soluções alcalinas.
Não devem ser usados com polióis como glicerina, propilenoglicol etc.

30
1.5.1.2 Plásticos
Grupo de resinas sintéticas (polímeros) de altos pesos moleculares, obtidos pela
condensação ou adição de unidades denominadas monômeros, podendo, durante o
processo de fabrico, ser moldados em diversas formas.
No processo de polimerização, seja por adição (ex: PVC e polietileno) ou por
condensação (ex: poliamida ou nylon), podem ser adicionadas substâncias com diversas
funções, tais como: plastificantes, estabilizantes, fungicidas, antiestáticos, retardadores de
combustão e antioxidantes e corantes.
Como vantagens estes materiais, dependendo do polímero, podem:
Apresentar boa inocuidade e estabilidade.
Ser transparentes, impermeáveis e inertes.
Apresentar boa estabilidade térmica.
Tipos de plásticos
Os plásticos podem, dependendo da composição, apresentar características
diversas no que diz respeito à permeabilidade, estabilidade térmica, flexibilidade,
transparência (Quadro 1).
Os polímeros de cloreto de polivinila, polietileno, poliestireno, poliamidas,
poliuretanos, policarbonatos, celofane, poliacrílicos e polipropileno, por exemplo, integram
o grupo dos chamados termoplásticos. Já a baquelite, o cascolac e a fórmica são
exemplos de materiais plásticos bastante rígidos (duroplásticos).

31
QUADRO 1 – TIPOS DE PLÁSTICOS, CARACTERÍSTICAS E APLICAÇÕES
Tipo de plástico Permeabilida
de a gases e
vapores
Transparê
ncia
Termo-
resistênci
a
Auto-
clavaçã
o
Outros Aplicações
Celulósicos
(metil, etil,
hidroxi, etil,
carboximetil
celulose)
Impermeável Boa Decompõ
e em água
quente
Não
suporta
Folhas
plastificantes
Comprimid
os, pós e
cápsulas
Polivinílicos
(acetato de
polivinila e PVC)
Pouco
permeável
Boa Alta Sim Frascos e
cintas
Comprimid
os, pós e
cápsulas e
líquidos
Poliestireno Pouco
permeável
Boa Até 90o
C Não nas
condiçõe
s
normais
Acondiciona
mento de
sólidos em
geral
Frascos
Polipropileno Permeável Opaco Boa Sim Líquidos e
sólidos
(revestiment
os)
Frascos
Teflon
(politetrafluoroetil
eno)
- Opaco Até 200
o
C
- Pouca
adesividade
Revestimen
to de
superfícies
Poliacrilatos
(polimetacrilato
de metila)
- Boa Baixa Não - Frascos
Poliamidas
(nylon)
Impermeável Boa Boa Sim - Filmes
Policarbonatos
(ésteres do ácido
carbônico)
Impermeável
a vapor e
pouco
permeável a
gases
- Boa Não Leve e
resistente ao
choque
mecânico
Frascos
Polietileno
(baixa pressão)
Pouco
permeável
Opaco Boa Sim - Frascos p/
injetáveis
Polietileno
(alta pressão)
Permeável Opaco Baixa Não - Frascos

32
Usos: formas líquidas, semi-sólidas e sólidas.
Os plásticos celulósicos são usados para embalar comprimidos, cápsulas e pós.
Plásticos polivinílicos são usados para acondicionamento de comprimidos,
cápsulas, pós e formas líquidas, bem como no revestimento de metais e papéis.
O poliestireno é mais empregado no acondicionamento de formas sólidas.
Plásticos termo-resistentes rígidos ou flexíveis de PVC, polietileno polipropileno e
poliestireno de alta densidade podem ser utilizados no acondicionamento de injetáveis,
desde que não haja cedência de plastificante.
1.5.1.3 Metais
São muito úteis na dispensação de formas semi-sólidas (ex: pomadas, cremes).
Entre os mais utilizados temos os tubos de estanho e alumínio. Ambos são leves e
maleáveis, impermeáveis, apresentam boa plasticidade, boa proteção contra luz e boa
resistência térmica, são inodoros, não são tóxicos e podem ser moldados facilmente.
Como principal desvantagem dos acondicionamentos metálicos está a possibilidade de
ocorrer catálise oxidativa.
O estanho Sn, embora mais caro, é mais quimicamente inerte que o alumínio, que
em alguns casos exige revestimento interno com vernizes.
Usos: formas semi-sólidas, como pomadas e cremes.
1.5.1.4 Borrachas
São hidrocarbonetos polimerizados de origem natural (ex: polímeros do isopreno)
ou sintética (ex: polímeros do butadieno, siloxano ou cloropreno). São empregados na
vedação dos frascos (obs: borracha natural só aplicável a soluções aquosas).
De acordo com o tratamento dado, as borrachas podem apresentar como
características: elasticidade, resistência térmica e mecânica etc.
Como tratamentos temos a vulcanização, que inclui a adição de dióxido de enxofre
(SO2), zinco (Zn), entre outros compostos com função de ativadores, aceleradores,
cargas, amolecedores ou antioxidantes.
A composição complexa das borrachas acarreta possibilidades diversas de
interação com o conteúdo. O SO2 e o Zn atacam o anel β-lactâmico das penicilinas.

33
Outrossim, as borrachas podem absorver conservante ou antioxidantes, viabilizando
indiretamente a proliferação de microorganismos e oxidação.
Usos: são utilizadas em tampas de acondicionamento de produtos injetáveis de
doses múltiplas. Estes recipientes fechados com tampas de borracha permitem a retirada
com agulhas de sucessivas porções do medicamento destinado à administração
parenteral sem alterar concentração, qualidade ou pureza das porções restantes.
2 ESTABILIDADE DE MEDICAMENTOS
Todo medicamento em condições adequadas de acondicionamento e
armazenamento deve apresentar, dentro dos limites oficialmente estabelecidos e do seu
prazo de validade, atributos de eficácia e segurança referentes à manutenção das suas
características físicas, químicas, microbiológicas, terapêuticas e toxicológicas.
O tempo de manutenção destas características se relaciona e depende da maior
ou menor estabilidade do medicamento. Por sua vez, este tempo (prazo de validade) é
determinado por estudos de estabilidade.
Portanto, prazo de validade é o intervalo de tempo que decorre entre a fabricação e
o acondicionamento do medicamento até o momento em que a atividade química (ou
potência) do(s) fármaco(s) não seja menor que o limite estabelecido pelas especificações
(em geral de 95 a 105%, ou de 90 a 110%), ou suas características físicas, químicas e
microbiológicas não mudem apreciavelmente (dentro das especificações), e desde que os
produtos resultantes sejam conhecidos, estudados e que não aumentem ou alterem a
toxicidade da preparação.
Todo medicamento deve apresentar no rótulo e/ou embalagem o mês e ano de
vencimento da validade.
De modo geral o prazo de validade para produtos extemporâneos após violação de
acondicionamento, segundo USP/NF, segue o Quadro 2.

34
Quadro 2 – Prazo de validade para produtos e matérias-primas violadas
Matérias-primas Formulações aquosas Formulações não-
aquosas
Máximo 6 meses Em geral 14 dias* 25% do prazo original e no
máximo 6 meses
*Pode ser estendido caso haja informações justificáveis sobre a estabilidade.
2.1 EVIDÊNCIAS DE DETERIORAÇÃO
As evidências de decomposição decorrentes da instabilidade de um produto podem
se manifestar por alterações físicas ou químicas. Enquanto as alterações físicas são
facilmente detectáveis*, as alterações químicas**, em geral, requerem métodos analíticos
sensíveis.
*Alterações físicas: alterações de cor, odor, aspecto (todas as formas
farmacêuticas), diminuição ou ganho de volume, turvação e presença de gás (todas as
formas líquidas); separação de fases (emulsões), sedimentação (suspensões),
fragmentação e caking (formas sólidas).
**Alterações químicas: são evidenciadas pela formação de produtos de
decomposição, os quais podem ser responsáveis diretos por diversas alterações físicas,
tais como: mudança de cor ou odor, aparecimento de bolhas de gás ou mesmo turvação.
Por sua vez, tanto as alterações físicas quanto químicas podem decorrer de alterações
microbiológicas.
2.2 FATORES DE INSTABILIDADE
Os fatores relacionados à estabilidade de medicamentos e fármacos podem ser
intrínsecos ou extrínsecos. Os fatores intrínsecos dizem respeito à reatividade química
e/ou propriedades físico-químicas de cada componente da formulação, bem como, sob a
ótica do medicamento, a incompatibilidades e ao tipo de acondicionamento.
Existem três reações mais comuns envolvidas na decomposição de medicamentos:
a oxidação, a hidrólise e a fotólise.
Oxidação: processo em que átomo ou molécula perde um ou mais elétrons para
um agente oxidante, sendo que no caso de átomos há aumento do no
ox. No caso de

35
medicamentos, o principal agente oxidante é o oxigênio. Assim, neste tipo de
decomposição há ganho de O e/ou perda de H. Os grupos susceptíveis à oxidação
incluem: aldeídos, álcoois, tioálcoois, fenóis, amina, imina e grupos insaturados.
Hidrólise: processo solvolítico no qual, a partir de reação com solvente, ocorre
quebra de ligação (cisão) da molécula. Em se tratando de medicamentos, a água é o
solvente mais utilizado, assim como o mais solvolítico. Exemplos de grupos susceptíveis
incluem anidridos, ésteres, carbamatos, ureídas, amidas e imidas.
Fotólise: a luz pode desencadear várias reações, incluindo oxidação,
polimerização, rearranjos etc. Os grupos mais vulneráveis são cromóforos com o máximo
de 400 a 800 nm e moléculas com S, N e/ou O.
Já os fatores extrínsecos são aqueles que podem agravar os fatores intrínsecos,
tais como temperatura, luz, oxigênio, umidade, gás carbono e tempo. As correlações entre
fatores intrínsecos e extrínsecos, bem como exemplos de alterações ou fenômenos
envolvidos, são mostradas no Quadro 3.
Quadro 3 – Correlação entre fatores intrínsecos e extrínsecos com deterioração
Fator
extrínseco
Fator intrínseco agravado Exemplos de fármacos
susceptíveis
Evidências associadas
Luz Fotodecomposição, oxidação,
rearranjos de ligação química
etc.
Clorpromazina, iodetos, fenóis,
aloína, omeprazol, vit. B12,
sulfadiazina etc.
Escurecimento, perda de
teor, formação de
produtos tóxicos etc.
Temperatura Oxidação, evaporação, hidrólise
etc.
Lovastatina, lactobacilus,
haloperidol, imipramina,
vitaminas, estrógenos etc.
Mudança de cor, perda de
volume, perda de teor etc.
Umidade Hidrólise, proliferação
microbiana, higroscopicidade etc.
AAS, lactato de amônia,
barbitúricos, ácido fólico,
anestésicos, efedrina etc.
Alteração de pH, perda de
teor, ganho de volume
etc.
CO2 Reações ácido-base, hidrólise,
solubilidade em pH ácido.
Gluconato de cálcio, hidróxido
de magnésio etc.
Precipitação, perda de
teor, alteração de pH. etc.
Oxigênio Oxidação Vitamina B6, C, D2 e E,
hidroquinona, ergotamina,
tetraciclinas, adrenalina etc.
Mudança de cor, perda de
teor, formação de
produtos tóxicos etc.
Tempo Todos Todos Todas

36
Enquanto os fatores intrínsecos são inerentes ao produto, os fatores extrínsecos
podem e devem ser controlados, seja no desenvolvimento da formulação, na escolha do
acondicionamento ou na determinação das condições de armazenamento.
3. FORMAS FARMACÊUTICAS
Forma farmacêutica é a forma pela qual o fármaco é administrado ao paciente, ou
seja, a forma de apresentação do medicamento (ex: comprimido, xarope, colírio,
supositório, injetável, creme).
É definida pela via de administração, necessidades do paciente, fórmula e
equipamentos disponíveis. Com base na relação paciente-doença define-se a melhor via
de administração. A partir desta definição e das características físico-químicas do
fármaco, determina-se a melhor forma farmacêutica.
Por sua vez a forma farmacêutica define a fórmula farmacêutica, que se refere à
composição da forma farmacêutica, componentes e quantidades, bem como o tipo de
acondicionamento ideal e equipamentos de produção a serem utilizados.
Todas as formas farmacêuticas devem atender aos seguintes atributos:
• Conter a quantidade adequada de fármaco.
• Ser livre de materiais estranhos (matérias-primas aprovadas de acordo com
especificações oficiais).
• Liberar o fármaco na quantidade e com a velocidade adequada.
• Ser formulada de acordo com a via de administração a que se destina.
• Ser bem aceita pelo paciente (ausência de efeitos indesejáveis, sabor
agradável, estética).
• Ser adequada à estabilidade do fármaco.
• Fornecer ação farmacológica ótima.
As formas farmacêuticas podem se apresentar nas seguintes formas físicas: sólida,
semi-sólida, líquida ou gasosa.
3.1 FORMAS LÍQUIDAS
As preparações líquidas podem conter uma ou mais substâncias químicas
dissolvidas num solvente adequado ou em uma mistura de solventes mutuamente

37
miscíveis ou dispersíveis.
No que diz respeito à preparação de formas líquidas deve-se considerar a
solubilidade dos solutos, o solvente empregado, a estabilidade e as compatibilidades.
Já o número de operações unitárias e componentes necessários depende da
escala de produção, prazo de validade pretendido e via de administração desejada.
De modo geral, as formas líquidas podem ser divididas, quanto à complexidade
tecnológica, em dois grupos: estéreis e não-estéreis, os quais por sua vez podem ser
subdivididos quanto à complexidade técnica em: soluções, suspensões e emulsões.
3.1.1 SOLUÇÕES
As soluções são dispersões moleculares cujas partículas apresentam dimensões
menores que 0,01 μm. Interações intermoleculares com tal grau de dispersão requerem
alta afinidade entre soluto e solvente. Assim, no desenvolvimento de uma solução
medicamentosa, deve-se conhecer previamente a constante de solubilidade (Ks) de cada
componente no veículo proposto.
No que diz respeito ao veículo (solvente) a água, seguida pelo etanol, glicerina e
óleos vegetais, é o mais utilizado. Dependendo do veículo utilizado as soluções podem
ser classificadas em: hidróleos (água), alcoóleos (álcool), glicerina (gliceróleos), éter
(eteróleos), cetóleos (acetona) e enóleos (vinho). Um tipo especial de solução são os
xaropes (sacaróleos), os quais contêm elevado teor de açúcar (sacarose), valor este que
ultrapassa 80%. Tais soluções são excelentes para via oral, uma vez que além do valor
energético do açúcar, viabilizam o mascaramento de sabor desagradável.
Comparativamente, os elixires apresentam menor viscosidade e sabor menos adocicado
do que os xaropes. Mas por se tratarem de soluções hidroalcoólicas, quando o valor de
álcool ultrapassa 10% estes são autoconservantes. Outrossim, os elixires apresentam
possibilidade de dissolução de solutos solúveis em água ou álcool.
Com relação ao valor da constante de solubilidade (Ks), quando este é alto a
dissolução é obtida facilmente. Assim sendo, do ponto de vista farmacotécnico, estas
preparações são as mais simples. Entretanto, para situações em que o fármaco apresenta
baixa solubilidade, o conhecimento das técnicas de dissolução é fundamental.

38
3.1.1.1 Técnicas de dissolução
As principais técnicas de dissolução são:
Agitação mecânica: a convecção é a técnica de dispersão mais empregada.
Embora seja a mais segura do ponto de vista da estabilidade, pode causar aeração e
viabilizar a oxidação.
Aquecimento: a dispersão das moléculas e, conseqüentemente, a constante de
solubilidade (Ks), em geral aumenta significantemente com a temperatura. Porém, a
dissolução com aquecimento é contra-indicada para fármacos termoinstáveis ou voláteis.
Ajuste da constante dielétrica: a afinidade soluto-solvente é fundamental para
que se logre alto grau de dispersão. Nos casos em que um determinado fármaco não
apresenta boa hidrossolubilidade, pode-se reduzir a constante dielétrica da água com a
adição de um solvente orgânico miscível. O veículo hidroalcoólico apresentará constante
dielétrica mais apropriada ao grau de polaridade do fármaco.
Uso de co-solvente: quando se utiliza pequena quantidade de um solvente inócuo
e miscível com o veículo de escolha para dissolução prévia do soluto, dá-se a este
solvente o nome de co-solvente. A diferença entre esta técnica e a anterior está no fato de
que a quantidade de solvente empregada não altera significantemente a constante
dielétrica. Outrossim, o soluto deverá apresentar alguma afinidade com o sistema
solvente e não precipitar após a incorporação da solução previamente obtida no veículo.
Ajuste de pH: no caso de fármacos ácidos ou básicos, o ajuste de pH pode
determinar ionização e, conseqüentemente, a hidrossolubilidade. As implicações da
alteração de pH devem considerar ainda estabilidade ótima, biocompatibilidade e
biodisponibilidade.
Uso de agentes solubilizantes: outra alternativa empregada é o uso de agentes
solubilizantes. Estes incluem formação de complexos e sistemas miscelares. Como
exemplo destaca-se o uso de iodeto na solubilização do iodo em água, o princípio da
adição (formação de sais entre fármacos básicos e ácidos) e o uso de tensoativos.
3.1.1.2 Vantagens e desvantagens das soluções
Entre vantagens e desvantagens das soluções podemos destacar:

39
Vantagens
• Alta estabilidade física - partículas em dispersões moleculares não sofrem
ação da gravidade;
• Alta biodisponibilidade – partículas pequenas são mais facilmente
absorvidas;
• Alta uniformidade – dispersões moleculares são sistemas uniformes e
homogêneos.
Desvantagens
• Baixa estabilidade química – reações químicas dependem da colisão
intermolecular, favorecida em dispersões moleculares;
• Alta biodisponibilidade – nem sempre se deseja absorção imediata.
3.1.1.3 Isotonia e pH em soluções
A regularização dos líquidos do organismo compreende a manutenção de
concentrações adequadas de água e eletrólitos e a preservação da concentração de íons
hidrogênio dentro de uma faixa estreita e adequada ao melhor funcionamento celular. O
equilíbrio entre o gradiente de concentração interno e externo é produto da soma das
concentrações parciais de todos os constituintes fisiológicos. Definir a quantidade ideal
destes constituintes no meio intra ou extracelular é bastante complexo, já que pode variar
de órgão para órgão e/ou organismo para organismo. Entretanto, a tonicidade (pressão
osmótica) intra e extracelular, fruto da concentração global de todos solutos, deve ser
equivalente, no sentido de se evitar lesões celulares por osmose. Num meio hipertônico, a
célula tende a perder solvente (água). O processo de desidratação poderá comprometer a
biossíntese celular, e se for muito intenso levar a célula à morte. Em um meio hipotônico a
célula tenderá a absorver água para equilibrar a pressão osmótica interna com a externa,
podendo, em casos extremos de diferença de gradiente de concentração, resultar no
rompimento da membrana com extravasamento do citoplasma, seguida de morte celular.
No caso dos íons de hidrogênio, a manutenção da quantidade ideal destes íons
nos meios intra e extracelulares depende de um delicado equilíbrio químico entre os
ácidos e bases existentes no organismo, denominado equilíbrio ácido-base. Alterações
bruscas de concentração de hidrogênio podem mudar a permeabilidade das membranas

40
e as funções enzimáticas celulares (biossínteses) comprometendo também as funções de
diversos órgãos e sistemas. A unidade de medida da concentração de hidrogênio em
soluções é denominada pH. A redução do pH (aumento da concentração de íons de
hidrogênio) é denominada acidose, enquanto o seu aumento é denominado alcalose.
Os íons de hidrogênio são extremamente móveis. Alterações de sua concentração
poderiam afetar por efeito de migração a concentração de outros íons, como sódio,
potássio e cloretos, podendo, desse modo, afetar também a isotonia do sistema.
Entretanto, o organismo dispõe de eficientes mecanismos de regularização do pH,
integrados pelos sistemas renal, circulatório (tampão) e respiratório.
O pH normal da água (solvente universal) é 7,0, ou seja, para cada 10.000.000
(107
) moléculas de água apenas 1 se dissocia:
[H+
] / [H2O] = 1 x 10-7
∴ pH = log [H+
] ∴log 10-7
= 7.
Assim sendo, o pH 7,0 é considerado neutro.
Os fluidos biológicos são soluções aquosas contendo uma grande variedade de
solutos, os quais apresentam diversas características químicas e iônicas. Os valores
normais de pH, por sua vez, dependem das concentrações destas diferentes substâncias
(Quadro 4).
Quadro 4 - Valores normais de pH em sistemas fisiológicos
Fluido pH Relevância
Sangue 7,4 injetáveis
Lágrima 7,2 a 7,4 colírios
Muco nasal 5,5 a 6,5 errinos
Citoplasma 6,8 distribuição
Vacúolos ácidos 5,0 distribuição
A solução orgânica padrão para avaliação do pH é o sangue. O pH normal do
sangue varia dentro de uma estreita faixa de concentração, de 7,35 a 7,45. Portanto, em
comparação com a água, o sangue é ligeiramente alcalino. Essa alcalinidade representa a
atividade iônica de numerosas substâncias, incluindo os sistemas tampão do sangue
(bicarbonato/ácido carbônico 64%, hemoglobina/oxihemoglobina 28%, proteínas

41
ácidas/proteínas básicas 7%, fosfato monoácido/fosfato diácido 1%). A relação do
principal sistema tampão é de 20 partes de NaHCO3 para 1 de H2CO3. O equilíbrio destes
sistemas tampão são, por sua vez, controlados pela respiração (ex.: eliminação de CO2) e
filtração renal (ex. Bomba H+
/Na+
).
I) Importância do ajuste de pH de medicamentos
Na elaboração de uma formulação medicamentosa o ajuste de pH pode ser
importante sob vários aspectos, dentre os quais:
• Dissolução dos componentes da fórmula (especialmente dos fármacos);
• Manutenção da estabilidade química e farmacodinâmica;
• Obtenção do efeito terapêutico;
• Prevenção de fenômenos irritativos (isoidria).
Ressalta-se que, muitas vezes, o pH de maior estabilidade do fármaco não é o que
melhor se ajusta a sua solubilidade, ao uso terapêutico e/ou a sua compatibilidade com o
meio fisiológico. Assim, adota-se como critério básico a escolha do pH para estabilidade
razoável e compatível com o uso clínico.
a) Ajuste de pH em soluções:
O ajuste se dá pela adição de acidulantes (acidificantes) ou alcalinizantes
(bases).
b) Uso de tampões para manutenção do pH:
O uso de sistemas tampões segue a equação de Henderson-Hasselbalch
pH = pKa – log [HA]/[A-
]
e baseia-se no princípio de que ácidos ou bases fracas se dissociam muito pouco, de
forma a manter o pH numa faixa estreita de equilíbrio.
Assim, os tampões são sistemas que podem ser compostos por:
• Ácido fraco e seu sal (ex: ácido acético/acetato de sódio, ácido bórico/borato
de sódio);
• Base fraca e seu sal (ex: amônia/cloreto de amônio);
• Dois sais (ex: fosfato monopotássico/fosfato bipotássico).
Alguns sistemas tampões que se tornaram clássicos são os tampões de Gifford, à
base de ácido bórico e carbonato de sódio (pH 5,0 a 8,6); de Sorensen, à base de

42
fosfatos mono e di-sódico (pH 5,91 a 8,04), e de Palitzsh, à base de ácido bórico e borato
de sódio (pH 6,7 a 8,7) - todos utilizados em colírios.
Para formulações via oral os tampões mais utilizados são tampões de ácido cítrico
e fosfato dissódico (pH 2,8 a 8,0), sendo que tampões contendo borato são proibidos
devido à toxicidade (hemolítico via oral).
II) IMPORTÂNCIA DO AJUSTE DA PRESSÃO OSMÓTICA (ISOTONIZAÇÃO)
A isotonia é uma propriedade que ocorre quando a pressão osmótica de duas
soluções distintas é idêntica (soluções isotônicas). No caso dos medicamentos esta
identidade é comparada com a tonicidade dos fluidos biológicos. Lágrima, sangue, muco
nasal e fluidos teciduais possuem mesma pressão osmótica, que corresponde a uma
solução aquosa de NaCl 0,9 %.
Quando um medicamento apresenta tonicidade (pressão osmótica) maior que a
dos fluidos biológicos é classificado como hipertônico, e como hipotônico, se a tonicidade
for menor.
Há tecidos particularmente mais sensíveis às variações de pressão osmótica, entre
eles: mucosas oftálmica e nasal, tecido muscular e subcutâneo. No caso do sangue a
sensibilidade tecidual é compensada pelo fluxo e volume relativamente grandes. Já a pele
e mucosas do trato gastrintestinal são praticamente insensíveis a estas variações.
De um modo geral os medicamentos devem ser preferencialmente isotônicos,
havendo, em alguns casos, a necessidade terapêutica de se administrar soluções
hipertônicas (ex.: quimioterápicos, reposição eletrolítica, redução da pressão
intracraniana, nutrição parenteral prolongada).
No caso de soluções hipotônicas administradas via parenteral e via mucosas
(colírios e errinos), a isotonização é obrigatória, a fim de se evitar dor ou irritação local e,
dependendo do caso, lesões mais graves.
III) Ajuste da tonicidade (cálculos de Isotônia)
O ajuste da tonicidade é feito pela adição de quantidade adequada de um
isotonizante (ex.: NaCl, dextrose, sacarose). A quantidade a ser adicionada dependerá,
por sua vez, da tonicidade prévia da solução, a qual pode ser determinada por cálculos de

43
isotonia. O cálculo é geralmente feito comparando a pressão osmótica com outra
propriedade coligativa, como o abaixamento do ponto de congelamento (abaixamento
crioscópico - ΔºC).
Propriedades coligativas são propriedades físico-químicas de soluções que,
segundo a Lei de Raoult, se correlacionam de modo proporcional na concentração.
Assim, sempre que um sólido é dissolvido em uma solução, a pressão osmótica e o
ponto de ebulição aumentam, enquanto o ponto de congelamento diminui.
A opção pelo ponto de congelamento em associação com a tonicidade deve-se ao
fato de que as demais constantes coligativas não são aplicáveis, seja por questões de
estabilidade, seja por questões práticas.
Estas correlações são válidas para soluções ideais (diluídas), sendo que desvios
positivos para solutos de forte atração intermolecular com solvente e negativos para
atrações fracas são potencializados em soluções concentradas. Particularmente para os
eletrólitos há desvios consideráveis na Lei de Raoult, mesmo em soluções diluídas.
Entretanto, estes desvios são corrigidos dividindo-se o valor obtido por fatores de
correção baseados na valência dos eletrólitos envolvidos.
Na prática, existem três formas de se determinar a quantidade de isotonizante a
ser adicionada a uma formulação: cálculo pela concentração molal, uso de tabelas de
abaixamento crioscópico e uso de gráficos.
A) CÁLCULO PELA CONCENTRAÇÃO MOLAL
Quando não houver dados tabelados para soluções a 1% sobre EqNaCl ou Δ,
pode-se utilizar a Equação de Van´t Hoff , onde:
Δ = Κμ
Κ é a constante crióscópica do solvente; para água Δ = 1,86 ºC / moles.L
μ é a concentração molal de uma substância dissolvida num determinado solvente
μ = n / W (n = número de moles do soluto e W = massa do solvente em Kg)
n = m / PM (m = massa de soluto e PM = peso molecular do soluto).
Logo, tem-se:
Δ = Κ . m / PM .W (para não eletrólitos).
No caso de eletrólitos, a Equação de Van´t Hoff deve considerar a capacidade de
ionização dos solutos, uma vez que estes geram, a partir desta, uma maior quantidade de

44
partículas em solução, e a pressão osmótica é a propriedade que resulta do número total
de partículas.
Ou seja, cada partícula dissociada de NaCl gera por dissociação 2 partículas (1 de
Na+
e outra de Cl-
).
Assim:
Δ = Κ . m . i / PM .W (equação 1)
Valores de i para substâncias ionizáveis :
• Não eletrólitos ou substâncias de baixa ionização i = 1,0
• Substâncias que se dissociam em 2 íons i = 1,8
Por definição, a constante Κ é o abaixamento crioscópico que ocorre quando se
adiciona 1 equivalente-grama de uma dada substância a 1 kg de solvente. A correlação
entre o abaixamento crioscópico (Δ) e a pressão osmótica é possível, uma vez que o Δ
dos fluidos é de 0,52 ºC. Assim a massa a ser adicionada, de qualquer substância, a 1L
de água para obter soluções de mesma tonicidade dos fluidos biológicos, pode ser
calculada pela equação:
m = Δ . PM . W / Κ . i (equação 2)
∴
m = 0,52 . PM / 1,86 . i (equação 2a)
∴
m = 0,2796 . PM / i (equação 2b)
Exemplo 1: Calcule a massa de dextrose a ser adicionada a 1 L de água para
obter solução glicosada isotônica, dados: PM 198,2; i = 1.
Para i = 1 ∴ m = 0,2796 . PM
m = 0,2796 . 198,2 = 55,4 g/L

45
Exemplo 2: Qual a concentração isotônica de uma solução de ácido ascórbico,
dados: PM = 176,17; i (molécula) = 1
m = 0,2796 . 176,17 = 49,3 g/L
Exemplo 3: Qual a massa de NaCl que deve ser adicionada a 100 ml de água para
obter solução isotônica, dados: PM = 58,5; i (NaCl) = 1,8
m = 0,2796 . 58,5 / 1,8 = 9,09 g/L = 0,909 g/10 ml
Entretanto, quando se deseja isotonizar uma solução medicamentosa, deve-se
seguir os seguintes passos:
a) Calcular o valor de abaixamento crioscópico (Δ) para cada soluto.
b) Somar os valores de (Δ).
c) Subtrair o valor obtido na etapa (b) de 0,52º
.
d) Definir o melhor isotonizante e aplicar equação 2.
Exemplo 4: Calcule a quantidade de NaCl a ser adicionada em 30 ml de uma
preparação oftálmica contendo Atropina.SO4 1%; Bissulfito de sódio 0,05%, dados: PM
(sulfato de atropina) = 694; i (sulfato de atropina) = 2; PM (bissulfito de sódio) = 104; i
(bissulfito de sódio) = 1,5; PM (NaCl) = 58,5; i (NaCl) = 1,8 .
Aplicando-se a fórmula: Δ = Κ . m . i / PM .W obtém-se os valores individuais de
abaixamento crioscópico, ou seja:
Sulfato de atropina = (1,86 . 10 . 2 / 694 . 1) = 0, 0054 ºC
Bissulfito de sódio = (1,86 . 0,5 . 1,5 / 104 . 1) = 0,0138 ºC
Δ Total = 0,0192 ºC
∴
0,52 ºC – 0,0192 ºC = 0,5008 ºC (Déficit no ponto de congelamento)
∴
m = 0,5008 . 58,5 / 1,86 . 1,8 = 8,75 g/L (massa de NaCl para suprir déficit em 1L)
∴
0,26g (seria a massa de NaCl para isotonizar 30 mL da solução)

46
b) Uso de tabelas (Δ1% e/ou Eq.NaCl)
A partir de valores tabelados de Δ1% e Eq.NaCl para vários compostos, pode-se
estimar a concentração global do medicamento e determinar a quantidade necessária a
se adicionar de isotonizante para tornar o medicamento isotônico com os fluidos
biológicos. Estes cálculos tratam-se, basicamente, de regras de 3 e são, portanto, bem
simples. Como parâmetros de isotonicidade utiliza-se, além do valor de 0,9% para NaCl, a
temperatura de congelamento dos fluidos fisiológicos, que é de 0,52 ºC.
Exemplo 1: Com base nos valores tabelados abaixo calcule o que se pede.
Composto Δ1% Eq.NaCl
Ácido ascórbico
Ácido bórico
Borato de sódio
Cloreto de benzalcônio
Cloreto de cálcio
Cloreto de potássio
Dipirona
D-Glicose (dextrose)
0,105 º
0,283 º
0,241 º
0,091 º
0,395 º
0,493 º
0,115 º
0,100 º
0,18
0,50
0,42
0,16
0,68
0,76
0,19
0,18
1a) Quantidade de dextrose para isotonizar 2 ml de solução injetável de ácido
ascórbico 0,5% .
Δ (ácido ascórbico 0,5%): 0,5 . 0,105 = 0,525
Δ (fluido) - Δ (solução): 0,52 – 0,525 = 0,4675
Valor de dextrose para isotonizar:
1% ------0,100º
C
x % ----- 0,4675º
C
∴ x = 4,68 %, ou seja 4,68 g de glicose para cada 100 ml (~ 0,1 g para 2 ml)

1b) Quantidade de NaCl para isotonizar 30 mL de solução de Ringer.
Solução de Ringer (g/mL)
Cloreto de cálcio…............................ 0,1 g
Cloreto de potássio …………………. 0,1 g
Cloreto de sódio ........... qsp ... isotonizar
Glicose .…………………....….......... 0,5 g
Água ..................... qsp ................. 50 ml*
(%)
∴ 0,2 . 0,68 = 0,136
∴ 0,2 . 0,76 = 0,152
x = ?
∴ 1,0 . 0,18 = 0,18
Total em Eq NaCl = 0,468 %
*Obs. O valor a ser multiplicado pelo valor “tabelado” de Eq NaCl ou 1% sempre deve
estar em percentagem (%). Logo, a quantidade de cada soluto devem ser calculadas em
g / 100ml.
∴ x = 0,9 – 0,468 = 0,432 %
Ou seja 0,1296 g de NaCl para isotonizar 30 ml.
C) MÉTODO DO GRÁFICO
Este método é utilizado quando a demanda de soluções medicamentosas é alta e
as doses variam para cada paciente, situação comum em farmácias hospitalares.
Traça-se no eixo y a concentrações de NaCl de 0 a 0,9 % (concentração isotônica),
fazendo-se o mesmo para o fármaco que se queira isotonizar. Neste caso a concentração
isotônica do fármaco poderá ser calculada pelos métodos anteriores.
Feito isto, traça-se uma reta ligando o ponto no eixo y relacionado à concentração
isotônica de NaCl ao ponto no eixo x correspondente à concentração isotônica do fármaco
em questão.
Nas doses personalizadas do fármaco que forem hipotônicas, a concentração de
NaCl necessária para se isotonizar o medicamento será o par y (do ponto x,y)
correspondente à reta traçada (Fig. 3).
1,8 Fármaco g
Fig. 3 – Gráfico para determinação de quantidade de isotonizante
------ FIM DO MÓDULO II ------
47

Curso de Farmacotécnica em Manipulação Módulo II

Recomendados

Recomendados

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Mais procurados (20)

Semelhante a Curso de Farmacotécnica em Manipulação Módulo II

Semelhante a Curso de Farmacotécnica em Manipulação Módulo II (20)

Curso de Farmacotécnica em Manipulação Módulo II