Prepararea unei soluții se realizează în două etape; în prima etapă are loc dizolvarea solutului în solvent, iar în cea de-a doua are loc solvatarea…. [305361]

INTRODUCERE

Prepararea unei soluții se realizează în două etape; [anonimizat]-a doua are loc solvatarea. În prima etapă trebuie învinse forțele intermoleculare atractive manifestate între moleculele de solvent și între moleculele de solut. Cea de-a [anonimizat].

[anonimizat]: [anonimizat].

Energia necesară pentru a [anonimizat], [anonimizat] (dacă solventul este apă).

[anonimizat]. [anonimizat]-chimic al soluțiilor.

Lucrarea este structurată în două capitole. [anonimizat], [anonimizat] a soluției și energia implicată în acest proces. [anonimizat], la solvatarea compușilor ionici în apă, a gazelor în lichide, a compușilor organici în solvenți polari și nepolari. Aprecierea caracterului hidrofil (solubil în apă) sau hidrofob (solubil în grăsimi) permite stabilirea capacității fiecăruia de a fi excretat din organism rapid sau lent.

[anonimizat]-chimice, [anonimizat], asupra vitezei de reacție sau asupra spectrometriei UV.

[anonimizat] a [anonimizat], distribuția, [anonimizat]. [anonimizat].

[anonimizat], echilibrul, [anonimizat], fenomene influențate de solvenți.

[anonimizat].

Capitolul I: FORȚE INTERMOLECULARE ÎN SOLUȚII

1.1. Soluția – definiție, clasificare

O soluție este un amestec de două sau mai multe substanțe care formează o singură fază omogenă. [anonimizat], dar în general soluțiile pot fi și solide sau gazoase1.

[anonimizat]-un solvent (care este lichid) și un solut ([anonimizat]).

[anonimizat], iar al doilea pas este reprezentat de solvatare. [anonimizat] solut-solut. În cea de-a doua etapă este nevoie de energie suficientă creării atracției intermoleculare solut-solvent care să permită formarea soluției.

Acest ultim tip de forță de interacție permite solubilizarea solutului dat într-un anumit solvent2. Pentru a forma o soluție, solutul trebuie înconjurat de molecule de solvent. Soluții se dizolvă cu succes în solvenți, atunci când forțele de interacție solut-solvent sunt mai puternice decât forțele de interacție manifestate între compuși de același fel, solut-solut și solvent-solvent.

Solubilizarea unui solut într-un solvent se realizează în funcție de natura celor doi participanți la fenomen: solventul polar va dizolva solvat polar sau ionic și solventul nepolar va dizolva solutul nepolar. De exemplu, sarea de bucătărie (NaCl) se dizolvă ușor în apă (H2O), deoarece ea este compus ionic și apa are moleculă polară. Un alt exemplu este dat de dizolvarea etanolului în apă, lucru posibil deoarece ambii compuși sunt polari.

1.2. Formarea soluțiilor. Energiile implicate în procesul de formare

Cele două etape conceptuale parcurse la formarea unei soluții corespund fiecare, așa cum am indicat mai sus, uneia dintre cele două forțe opuse care dictează solubilizarea. Dacă solutul este un solid sau un lichid, acesta trebuie mai întâi dispersat – adică moleculele lui trebuie desfăcute din interacții. Acest fenomen este consumator de energie și, prin urmare, acest pas funcționează întotdeauna împotriva formării soluțiilor (procesul este endotermic, adică necesită introducerea de energie în sistem) (Figura 1).

Figura 1. Etapa de dispersare (separare) a moleculelor de solut printre moleculele de solvent; se trece

de la o stare ordonată (corespunzătoare unui solid, de exemplu) la o stare dezordonată.

Natura celor doi componenți ai soluției, solut (X) și solventul (Y), determină dacă dizolvarea este favorabilă energetic sau nefavorabilă. Dacă solutul se leagă de alți soluți (interacția X-X) și această legată este mai puternică decât interacția solutului cu solventul (interacția X-Y), atunci dizolvarea nu este favorabilă energetic. Prin urmare, dizolvarea este favorabilă atunci când legăturile solut-solvent (interacțiile X-Y) sunt mai puternice decât legăturile X-X sau Y-Y. În acest caz, energia potențială este mai mică și solutul și solventul pot forma legături. Dacă atracțiile X-Y sunt mai puternice decât atracțiile X-X sau Y-Y, reacția de dizolvare este exotermă și eliberează energie atunci când solutul și solventul sunt combinați. Interacțiile dintre X și Y, reprezentate ca interacții X-Y, sunt considerate forțe intermoleculare și nu interacții covalente (interatomice).

În etapa a doua, formarea unei soluții prin solvatare, dacă acest fenomen eliberează mai multă energie decât se consumă în timpul dizolvării, atunci formarea soluției este favorizată energetic și solutul este solubil în solvent.

Un exemplu în acest caz este reprezentat de solvatarea cation Na+ și a anionului Cl- în apă. Cei doi ioni sunt obținuți prin ionizarea sării de bucătărie (NaCl). Moleculele de apă (albastru este hidrogenul, roșu este oxigenul) înconjoară un cation de sodiu în soluție. De observat că dipolul negativ al moleculelor de apă plasat peatomul de oxigen „se confruntă” cu ionul Na+.

În acest caz, anionul Cl- este solvat de dipolii pozitivi ai apei, care sunt reprezentați de atomii de hidrogen. În general, când ionii sunt prezenți în apă, fiecare cation și anion este înconjurat de o „cușcă” de încărcare parțială negativă sau pozitivă (Figura 2). Aceste interacțiuni explică de ce compușii ionici sunt considerați solubili în apă3.

Figura 2. Solvatarea ionilor sării în apă.

Prin urmare, dizolvarea unui solut solid ionic (MX) în apă poate fi gândită a avea loc în două etape:

(energie de ionizare)

(entalpie de hidratare)

Prima etapă, etapa de ionizare, este întotdeauna endotermă; este nevoie de o cantitate mare de energie pentru a rupe o rețea de cristale ionice în ionii săi componenți. Energia rețelelor este definită ca energia care este eliberată atunci când un mol de solid ionic este format din ioni gazoși și crește odată cu creșterea încărcăturii atomice și scăderea dimensiunii atomice. Cu cât este mai mare valoarea energiei de ionizare a unui compus, cu atât este mai mare forța necesară pentru a depăși atracția coulombică dintre ioni. De fapt, unii compuși sunt strict insolubili datorită energiilor lor ridicate care nu pot fi depășite pentru a forma o soluție.

Etapa de hidratare (a doua reacție) este întotdeauna exotermă (ΔHhidratare < 0), deoarece moleculele de H2O sunt atrase în câmpul electrostatic al ionului.

Căldura soluției (entalpia ΔHsoluție) este suma energiilor de ionizare și hidratare (ΔHsoluție = ΔHhidratare + ΔHionizare). Din această relație, se poate vedea clar că procesele de depășire a energiei de ionizare și hidratarea ionilor sunt în concurență unele cu altele.

Valoarea ΔHsoluție este dependentă de mărimile energiilor ΔHhidratare și ΔHionizare. Condițiile favorabile pentru formarea soluției implică, de obicei, o valoare negativă a entalpiei soluției. Acest lucru apare deoarece procesul de hidratare depășește energetic disocierea solutului. Așa cum se întâmplă adesea, pentru o cantitate care este suma a doi termeni mari având semne opuse, procesul de dizolvare generală poate fi endoterm sau exoterm. Entalpia ΔHsoluție este doar unul dintre factorii care determină formarea soluțiilor, dar este considerată de obicei un factor major în formarea soluției, datorită rolului pe care îl joacă entalpia în majoritatea considerațiilor termodinamice.

Rolul entalpiei în formarea soluțiilor

Energia necesară pentru a depăși interacțiunile intermoleculare dintr-un solut poate fi furnizată numai de noile interacțiuni care apar în soluție, când fiecare particulă de solut este înconjurată de particule de solvent într-un proces numit solvatare sau hidratare (dacă solventul este apă)1. Astfel, toate interacțiunile solut-solut și multe dintre interacțiuni solvent-solvent trebuie perturbate pentru ca o soluție să se formeze.

Deoarece entalpia este o funcție de stare, se poate folosi un ciclu termochimic pentru a analiza energia necesară formării soluției. Procesul are loc în trei etape discrete, indicate de ΔH1, ΔH2 și ΔH3 în Figura 3. Modificarea globală a entalpiei în formarea soluției (ΔHsoluție) este suma modificărilor de entalpie în cele trei etape:

ΔHsoluție = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3. (1)

Când se adaugă un solvent la o soluție, etapele 1 și 2 sunt ambele endoterme, deoarece energia este necesară pentru a depăși interacțiunile intermoleculare din solvent (ΔH1) și din solut (ΔH2). Deoarece ΔH este pozitiv pentru ambele etape 1 și 2, interacțiunile solut-solvent (ΔH3) trebuie să fie mai puternice decât interacțiunile solut – solut și solvent – solvent pe care le înlocuiesc pentru ca procesul de dizolvare să fie exoterm (ΔHsoluție < 0). Când solutul este un solid ionic, ΔH2 corespunde energiei de ionizare care trebuie depășită pentru a forma o soluție. Cu cât este mai mare încărcarea ionică într-un solid ionic, cu atât mai mare este energia de ionizare. În consecință, solidele care au energii de ionizare foarte mari, cum ar fi MgO (-3791 kJ/mol), sunt, în general, insolubile în toți solvenții.

Figura 3. Schimbări de entalpie care însoțesc formarea unei soluții. Solvatarea poate fi un proces exotermic sau endotermic în funcție de natura solutului și solventului: (a) Când ΔH3 are o valoare mai mare decât suma dintre ΔH1 și ΔH2, procesul general este exoterm (ΔHsoluție < 0); (b) Când ΔH3 are o valoare mai mică decât suma dintre ΔH1 și ΔH2, procesul general este endoterm (ΔHsoluție > 0).

O valoare pozitivă pentru ΔHsoluție nu înseamnă că nu se va forma o soluție. Dacă un proces dat, inclusiv formarea unei soluții, are loc spontan depinde de faptul că energia totală a sistemului este redusă. O valoare ΔHsoluție ridicată este, de obicei, un indiciu al faptului că substanța nu este foarte solubilă. Pachetele de frig instantaneu utilizate pentru tratarea leziunilor atletice, de exemplu, au valori pozitive ΔHsoluție mari obținute la dizolvarea azotatului de amoniu (+25,7 kJ / mol) și produc temperaturi sub 0 °C.

Interacțiunile care determină solubilitatea unei substanțe într-un lichid4 depind în mare măsură de natura chimică a solutului (dacă este ionic sau molecular), mai degrabă decât de starea sa fizică (solid, lichid sau gaz). Timpul mediu pe care un ion îl petrece într-un învețiș de hidratare este, de aproximativ, două până la patru nanosecunde, ceea ce este de două ordine de mărime mai lung decât durata de viață a unei legături individuale de hidrogen H2O-H2O. Punctele forte ale acestor două forțe intermoleculare sunt aparente: interacțiunile ion-dipol sunt mai puternice decât interacțiunile prin legături cu hidrogenul.

1.3. Forțe intermoleculare și importanța lor în formarea soluțiilor

Solvatarea se realizează prin intervenția multor forțe intermoleculare, printre care se regăsesc legătura de hidrogen, forțele dipol-dipol și forțele van der Waals.

Interacțiuni ion-dipol

O interacțiune ion-dipol apare atunci când apa solvatează ioni în soluție. Această interacțiune apare cel mai frecvent atunci când electroliți puternici sau cei slabi sunt plasați în apă. De exemplu, dizolvarea sării de bucătărie (clorură de sodiu)3 în apă:

NaCl(s) + H2O Na+(aq) + Cl-(aq)

Moleculele de apă formează o „cușcă” în jurul fiecărui ion, acest lucru este simbolizat prin indicele stării apoase (aq). Ionul pozitiv, Na+, este înconjurat de molecule de apă care au dipolii negativi (plasați pe oxigen), îndreptați spre cation (Figura 2).

Deoarece forțele coulombice care leagă ionii în solide sunt destul de puternice, astfel că este de așteptat ca solvații cărora le corespund să fie insolubili în majoritatea solvenților5. Interacțiunile atractive dintre speciile ionice se numesc energii de ionizare și trebuie depășite pentru ca solutul să poată forma o soluție. Solidele ionice sunt insolubile în majoritatea solvenților neapoși, dar tind să aibă solubilitate ridicată în special în apă.

Factorul cheie care determină solubilizarea este interacțiunea ionilor cu solventul6. Ionii încărcați electric suferă interacțiuni ion-dipol cu ​​apa pentru a depăși o atracție coulombică puternică, ceea ce produce o soluție apoasă. Molecula de apă este polară; are o încărcare parțială pozitivă asupra atomilor de hidrogen, în timp ce oxigenul poartă o sarcină negativă parțială. Acest dipol provine din diferența de electronegativitate prezentă în legăturile O-H din molecula de apă. Mai mult, cele două sarcini plasate pe oxigenul din apă contribuie, de asemenea, la stabilizarea oricăror ioni încărcați pozitiv în soluție.

În consecință, ionii din soluțiile apoase sunt întotdeauna hidratați, adică sunt strâns legați de moleculele de apă prin interacțiuni ion-dipol. Numărul de molecule de apă situate în prima linie la hidratarea primară, care înglobează complet ionul, variază în funcție de raza și încărcarea ionului.

Solubilitățile substanțelor ionice în solvenți polari sunt destul de crescute; cu cât este mai mare energia de ionizare, cu atât solventul trebuie să fie mai polar pentru a depăși această energie și pentru a dizolva substanța. Datorită polarității sale ridicate, apa este cel mai utilizat solvent pentru compușii ionici. Cu toate acestea, există mulți compuși ionici care sunt solubili în alți solvenți polari decât apă, cum ar fi amoniacul lichid, fluorura de hidrogen lichidă și metanolul. Deoarece toți acești solvenți constau din molecule care au momente de dipol relativ mari, aceștia pot interacționa favorabil cu ionii dizolvați.

Figure 4. Interacțiuni ion–dipol la solvatarea ionului Li+ în acetonă, ca solvent polar.

În Figura 4 este ilustrată interacțiunea ion-dipol între ionul Li+ și moleculele de acetonă, într-o soluție de LiCl în acetonă7. Interacțiunile Li+ – acetonă, favorabile din punct de vedere energetic, determină o valoare ΔH3 (ecuația 1) suficient de negativă pentru a depăși valoarea pozitivă a sumei dintre entalpiile ΔH1 și ΔH2. Deoarece momentul dipol al acetonei (2,88 D) și, prin urmare, polaritatea acesteia este mai mare decât cel a apei (1,85 D), s-ar putea crede că solvatul LiCl este mai solubil în acetonă decât în ​​apă. De fapt, este adevărată varianta inversă: 83 g de LiCl se dizolvă în 100 ml de apă la 20 °C, dar numai 4,1 g de LiCl se dizolvă în 100 ml de acetonă. Această contradicție apare din faptul că momentul de dipol este o proprietate a unei singure molecule în faza gazoasă. O măsură mai utilă a capacității unui solvent de a dizolva compuși ionici este constanta sa dielectrică (ε), care este capacitatea unei substanțe în vrac de a reduce forțele electrostatice dintre două particule încărcate. Prin definiție, constanta dielectrică a unui vid este 1. În esență, un solvent cu o constantă dielectrică mare face ca particulele încărcate să se comporte ca și cum ar fi fost plasate la distanță mare unele de altele. La 25 °C, constanta dielectrică a apei este 80,1 și cea a acetonei este de numai 21,0. Prin urmare, apa este mai capabilă să scadă atracția electrostatică dintre ionii Li+ și Cl-, astfel încât LiCl să fie mai solubilă în apă decât în ​​acetonă. Acest comportament este în contrast cu cel al substanțelor moleculare, pentru care polaritatea este factorul dominant care guvernează solubilitatea.

Prin urmare, pentru solvatarea compușilor ionici, cea mai utilă măsură a capacității de a dizolva soluți este reprezentată de constanta dielectrică a solventului8. Polaritatea unui solvent este factorul dominant în dizolvarea substanțelor moleculare.

Soluții de substanțe moleculare în lichide

Forțele de dispersie London, interacțiunile dipol-dipol și legăturile de hidrogen care apar între molecule sunt, în general, slabe. Chiar și așa, este necesară o anumită energie pentru a perturba aceste interacțiuni.

Pentru soluțiile de gaze din lichide, se poate ignora fără probleme energia necesară pentru a separa moleculele de solut9 (adică ΔH2 = 0 în ecuația 1), deoarece moleculele sunt deja separate. Astfel, trebuie să se ia în considerare doar energia necesară pentru a separa moleculele de solvent (ΔH1) și energia eliberată de noile interacțiuni solut-solvent (ΔH3). Gazele nepolare cum ar fi N2, O2 și Ar nu au moment de dipol și nu se pot angaja în interacțiuni dipol-dipol sau legături de hidrogen. În consecință, singurul mod în care pot interacționa cu un solvent este prin intermediul forțelor de dispersie London, care pot fi mai slabe decât interacțiunile solvent-solvent într-un solvent polar. Nu este surprinzător atunci că gazele nepolare sunt cele mai solubile în solvenții nepolari. În acest caz, variațiile entalpice ΔH1 și ΔH3 sunt mici și de o magnitudine similară. În schimb, pentru o soluție de gaz nepolar într-un solvent polar, ΔH1 este mult mai mare decât ΔH3. Ca urmare, gazele nepolare sunt mai puțin solubile în solvenții polari decât în ​​solvenții nepolari. De exemplu, concentrația de N2 într-o soluție saturată de azot în apă (solvent polar) este de numai 7,07 × 10−4 M în comparație cu 4,5 × 10-3 M pentru o soluție saturată de N2 în benzen (solvent nepolar).

Solubilitățile gazelor nepolare în apă cresc, în general, pe măsură ce masa moleculară a gazului crește, așa cum se arată în Tabelul I. Aceasta este tocmai tendința preconizată: pe măsură ce moleculele de gaz devin mai mari, forța interacțiunilor solvent-solut datorită forțelor de dispersie London crește, apropiindu-se de puterea interacțiunilor solvent-solvent.

În cazul soluțiilor de lichid în lichid, dacă interacțiunile intermoleculare predominante în cele două lichide sunt foarte diferite unele de altele, acestea pot fi imiscibile. De exemplu, lichidele organice precum benzenul, hexanul, CCl4 și CS2 sunt nepolare și nu au capacitatea de a acționa ca donatori sau acceptori de legături de hidrogen cu solvenții polari precum ar fi H2O, HF și NH3; prin urmare, sunt imiscibile cu acești solvenți. Când sunt intraduse în apă, de exemplu, ele formează straturi separate de o interfață. Trebuie însă menționat că cele două lichide sunt nemiscibile, dar nu sunt complet insolubile între ele. De exemplu, 188 mg de benzen se dizolvă în 100 ml de apă la 23,5 °C. Adăugarea unei cantități mai mari de benzen duce la separarea unui strat superior format din benzen cu o cantitate mică de apă dizolvată (solubilitatea apei în benzen este de numai 178 mg / 100 ml benzen).

Tabel I. Solubilitatea gazelor în apă, la 20 0C și 1atm

În Tabelul II sunt prezentați câțiva soluți organici și comportamentul lor față de apă.

Tabel II. Solubilitatea alcoolilor organici în apă la 20 0C

Doar primii trei alcooli (metanol, etanol și n-propanol) sunt complet miscibili cu apa. Pe măsură ce masa moleculară a alcoolului crește, solubilitate în apă scade. Același lucru se întâmplă și în cazul solubilizării hidrocarburilor. Corespunzător, importanța legăturii de hidrogen și a interacțiunilor dipol-dipol în alcoolul pur scade, în timp ce importanța forțelor de dispersie London crește, ceea ce duce la interacțiuni electrostatice favorabile din ce în ce mai puțin. Lichidele organice, cum ar fi acetona, etanolul și tetrahidrofuranul sunt suficient de polare pentru a fi complet miscibile cu apa, dar suficient de nepolare pentru a fi complet miscibile cu toți solvenții organici.

Aceleași principii guvernează și solubilitatea diferitelor solide moleculare în lichide. De exemplu, sulful elementar este un solid format din molecule S8 ciclice care nu au moment de dipol. Deoarece inelele S8 din sulful solid sunt legate de alte inele prin forțele de dispersie London, sulful elementar este insolubil în apă. Este, totuși, solubil în solvenți nepolari care au forțe de dispersie London comparabile, ca de exemplu CS2 (23 g / 100 ml). În schimb, glucoza conține cinci grupări OH care pot forma legături de hidrogen. În consecință, glucoza este foarte solubilă în apă (91 g / 120 ml de apă) și insolubilă în solvenți nepolari, cum ar fi benzenul.

Hidrocarburile cu masă moleculară mică, cu atomi de halogen extrem de electronegativi și polarizabili, cum ar fi cloroformul (CHCl3) și clorura de metilen (CH2Cl2), au atât momente de dipol semnificative, cât și forțe de dispersie London relativ puternice10. Aceste hidrocarburi sunt, prin urmare, solvenți puternici pentru o gamă largă de compuși polari și nepolari. Naftalina, care este nepolară și fenolul (C6H5OH) care este polar, sunt foarte solubili în cloroform.

Benzenul și iodul au molecule nepolare. Între astfel de molecule se manifestă forțe atractive de dispersie London. Anilina este o moleculă polară cu o grupare –NH2, care poate acționa ca un donator de legături de hidrogen. Clorometanul (CH2Cl2) este, de asemenea, polar, dar nu are un acceptor evident al legăturilor de hidrogen. Prin urmare, cele mai importante interacțiuni între anilină și CH2Cl2 sunt interacțiuni de dispersie London.

Apa este o moleculă extrem de polară, care se angajează în legături extinse de hidrogen, în timp ce I2 este o moleculă nepolară care nu poate acționa ca donator sau acceptor de legături de hidrogen. Solubilizarea ușoară a iodului în apă se realizează prin aducerea I2 în soluție apoasă de KI.

Cele mai importante interacțiuni dintre fiecare din următoarele soluții sunt: etilenglicol în acetonă prin legături de hidrogen, acetonitrilul în acetonă prin interacțiuni dipol-dipol, iar n-hexanul în benzen prin forțe de dispersie London.

Un solut poate fi clasificat drept hidrofil (literal, „iubitor de apă”), ceea ce înseamnă că are o atracție electrostatică față de apă sau hidrofob („frică de apă”), ceea ce înseamnă că respinge apa. O substanță hidrofilă este polară și conține grupări polare O – H sau N – H care pot forma legături de hidrogen cu apa. De exemplu, glucoza cu cele cinci grupări O-H este hidrofilă. În schimb, o substanță hidrofobă poate fi polară, dar conține de obicei legături C – H care nu interacționează favorabil cu apa, cum este cazul naftalinei și al n-octanului. Substanțele hidrofile tind să fie foarte solubile în apă și în alți solvenți puternic polari, în timp ce substanțele hidrofobe sunt, în esență, insolubile în apă și solubile în solvenții nepolari, cum ar fi benzenul și ciclohexanul.

Diferența dintre substanțele hidrofile și cele hidrofobe are consecințe substanțiale în sistemele biologice11. De exemplu, vitaminele pot fi clasificate în vitamine solubile în grăsimi sau solubile în apă. Vitaminele solubile în grăsimi, precum vitamina A, sunt în mare parte molecule hidrofobe, nepolare. Drept urmare, acestea tind să fie absorbite în țesuturile grase și depozitate acolo. În schimb, vitaminele solubile în apă, cum este vitamina C, sunt molecule polare, hidrofile, care circulă în sânge și fluidele intracelulare, apoase. Vitaminele solubile în apă sunt, prin urmare, excretate mult mai rapid din organism și trebuie reînnoite în alimentația noastră zilnică. O comparație a structurilor chimice de vitamina A și vitamina C dezvăluie rapid de ce unul este hidrofob și celălalt hidrofil (Figura 5).

Deoarece vitaminele solubile în apă sunt excretate rapid, riscul consumării lor în exces este relativ mic. Mâncarea a zeci de portocale pe zi poate, probabil, să obosească omul cu mult înainte de a-l face să sufere orice efecte nefaste datorită conținutului ridicat de vitamina C. În schimb, vitaminele solubile în grăsimi constituie un risc semnificativ pentru sănătate atunci când sunt consumate în cantități mari. De exemplu, hrana urșilor polari și a altor animale mari care trăiesc în climat rece conține cantități mari de vitamina A, care pot fi fatale pentru oameni.

Figura 5. Structurile chimice ale vitaminei A și vitaminei C.

Următoarele substanțe (Figura 6) sunt componente esențiale ale dietei umane:

Figura 6. Componenți esențiali ai dietei umane.

Folosind cunoștiințele despre soluțiile hidrofile și hidrofobe, clasificarea lor drept solubile în apă sau solubile în grăsimi12 și prezicerea necesității lor în dieta zilnică conduce la următoarele concluzii:

arginina este o moleculă extrem de polară, cu două grupări încărcate pozitiv și o grupă încărcată negativ, toate putând forma legături de hidrogen cu apa. Drept urmare, este hidrofilă și este necesară în alimentația zilnică a omului.

deși acidul pantotenic conține o porțiune hidrocarbonată hidrofobă, conține, de asemenea, mai multe grupări funcționale polare (–OH și –COOH) care ar trebui să interacționeze puternic cu apa. Prin urmare, este solubil în apă și necesar în dietă.

Acidul oleic este o moleculă hidrofobă cu o singură grupare polară la un capăt. Trebuie să fie solubilă în grăsimi și nu este necesară zilnic.

Următorii compuși sunt consumați de oameni: cafeină, acetaminofen și vitamina D (Figura 7). Aprecierea caracterului hidrofil (solubil în apă) sau hidrofob (solubil în grăsimi) permite stabilirea capacității fiecăruia de a fi excretat din organism rapid sau lent. Astfel, cofeina și acetaminofenul sunt solubile în apă și se excretă rapid, în timp ce vitamina D este solubilă în grăsimi și se elimină lent din organism.

Figura 7. Compuși consumați în dieta umană.

Capitolul II. EFECTUL SOLVENTULUI

ASUPRA PROPRIETĂȚILOR FIZICO-CHIMICE

2.1. Efectul solventului asupra echilibrului acido-bazic

Fenomenul de disociere a acizilor slabi și a bazelor slabe în soluție se poate determina prin metode potențiometrice, deoarece sunt rapide și permit un studiu ușor al echilibrului ionic în solvenți apoși și neapuși13,14.

Valoarea pKa este un parametru cheie pentru a prezice starea de ionizare a unei molecule în raport cu pH-ul. pKa-ul unei molecule este pH-ul la care molecula este protonată 50 %. Acest parametru fizico-chimic prezice gradul de ionizare pe care molecula îl va avea la un anumit pH al mediului.

Deoarece majoritatea compușilor medicamentoși au funcționalități acide și / sau bazice, starea lor de ionizare este controlată atât de pH-ul soluției, cât și de constantele de disociere acidă (adică de valori pKa). Aceste specii chimice diferite (cationice, neutre sau anionice) au, de multe ori, proprietăți mult diferite în ceea ce privește solubilitatea în apă, volatilitatea, absorbția UV și reactivitatea cu oxidanții chimici. Forma ionizată este de obicei mai solubilă în apă, în timp ce forma neutră este mai lipofilă și are permeabilitate mai mare a membranei.

Mărimea ionizării este una dintre multele proprietăți utilizate pentru a estima absorbția, distribuția, metabolismul și excreția compușilor în sistemele biologice și în mediu (domeniul ADME). Din constantele de disociere, se pot estima speciile majore de produse farmaceutice prezente în mediu (de obicei, în intervalul de pH neutru)15.

Cunoașterea valorilor pKa în funcție de compoziția soluției este utilă în cromatografia lichidă (LC) sau în electroforeza capilară (CE) pentru separarea compușilor ionizabili. Retenția cromatografică și comportamentul electroforetic al compușilor ionizabili depind puternic de valoarea pKa a compusului și de pH-ul în fază mobilă16. Cunoașterea satisfăcătoare a comportamentului acido-bazic al substanțelor în mediile hidro-organice este, prin urmare, esențială pentru optimizarea procedurilor analitice pentru separarea compușilor ionizabili17,18 cu LC și CE. Mai mult, proprietatea acido-bazică a unei molecule medicamentoase este parametrul cheie pentru dezvoltarea medicamentului, deoarece guvernează solubilitatea, absorbția, distribuția, metabolismul și eliminarea, în special pentru dezvoltarea de noi ingrediente farmaceutice active. Transportul medicamentelor în celule și prin membrane este funcție de proprietatea fizico-chimică pKa a medicamentelor19.

Constanta de ionizare descrie proporția diferitelor specii ionice în care substanța este divizată la un pH cunoscut. Speciile ionice diferă prin proprietățile fizice și biologice. Studiul de literatură arată că valorile constantelor de ionizare în solvenți apoși și neapoași, la diferite temperaturi, nu sunt întotdeauna disponibile20. Valorile pKa depind de temperatură și de cantitatea de solvent utilizată la obținerea soluției și, prin urmare, aceste rezultate sunt foarte importante în industriile farmaceutice, în spectroscopie și în biologie.

Evoluții remarcabile au fost observate în automatizarea metodelor standard de determinare a pKa folosind metode potențiometrice și spectroscopice. Karl și colab.21 au dezvoltat o nouă metodă instrumentală (ProfilerSGA) pentru a rezolva nevoia de măsurători cu randament ridicat a pKa-ului. Analiza gradientului spectral (SGA) este potrivită pentru măsurarea unui număr mare de compuși folosind cantități mici de probe, o cerință tipică a descoperirii medicamentului în fază timpurie.

Evaluarea constantelor apoase de disociere este o cerință inevitabilă în dezvoltarea medicamentului de rutină. Cu toate acestea, multe medicamente sunt puțin solubile în apă și orice determinare experimentală a pKa-ului necesită utilizarea unui solvent organic sau hidroorganic. Procedura mixtă cu solvent, folosind în principal amestecuri metanol-apă, oferă o alternativă bună pentru compușii care nu sunt solubili apos22. Astfel sunt măsurate constantele de ionizare co-solvenți (psKa), în diferite raporturi de amestecare metanol-apă, iar valoarea pKa apoasă este obținută prin extrapolare. O evaluare critică a diferitelor abordări de extrapolare pentru compuși slab solubili în apă ar trebui să fie foarte utilă în tehnologia de screening a medicamentelor.

Pentru a depăși această dificultate și a îmbunătăți solubilitatea compușilor medicamentoși, Nziko et al.23 au dezvoltat și validat un nou amestec co-solvent unic, multicomponent, format din volume egale de metanol, acetonitril și dioxan pentru o măsurare eficientă a parametrului pKa. Cu toate acestea, niciuna dintre aceste studii nu a indicat un control sistematic asupra temperaturii, puterii ionice și efectului constantei dielectrice asupra constantei de disociere a compușilor medicamentoși.

În cele ce urmează este prezentată o validare sistematică a valorilor pKa pentru a înțelege efectul constantei dielectrice în diferiți co-solvenți (metanol, etanol, 1,4-dioxan și acetonitril), al temperaturii și rezistenței ionice folosind compuși -blocanți (besilat de amlodipină, AB) și compuși antidiabetici medicamentoși (gliclazidă GLC, glipizidă GLZ, pioglitazonă PGL și lipizidă). Valorile pKa ale medicamentelor selectate au fost determinate prin titrarea potențiometrică între 6 și 60 % dintre solvenții selectați la 25 oC și în concentrație ionică de 0,15 M folosind KCl. Efectul temperaturii asupra medicamentelor selectate este studiat între 25 oC și 45 oC, în timp ce efectul de rezistență ionică este studiat între 0,15 M și 0,50 M. Tehnica spectrofotometrică a fost aplicată, în condiții similare, și la acei compuși care au spectru UV dependent de pH (medicamentele: clorhidrat de amilorid AML, atenolol ATN, clorhidrat de propranolol PRO și tartrat de metoprolol MT).

Tehnica potențiometrică de patru parametri24 a fost utilizată pentru calibrarea electrodului atât în mediu apos, cât și în amestecuri de solvenți. Soluțiile HCl cu concentrație cunoscută, care conțin 6-60% (în greutate) co-solvenți selectați au fost titrate cu KOH standardizat la o rezistență ionică constantă (I = 0,15 M folosind KCl) și temperatură (25,0 ± 0,5 °C), în atmosferă de argon pH=1,8 până la 12,0 fără nici un eșantion prezent (titrare „blank”). Citirea operațională a pH-ului a dat naștere unei ecuații multiparametrice de forma:

.

Parametrul de interceptare α corespunde –log aH+ la temperatura de lucru. Termenul jH corectează citirile de pH pentru răspunsul neliniar al pH-ului datorită joncțiunilor lichide și potențialelor de asimetrie în soluții moderat acide, în timp ce termenul jOH corectează efectul neliniar cu pH ridicat. Factorul S este o corecție a electrodului, Kw este constanta de ionizare a apei. Toți acești parametri au fost folosiți pentru calcularea valorilor pKa și psKa.

Titrare în amestecuri cosolvent – apă

Pentru determinarea valorilor psKa ale medicamentelor selectate, fiecare compus a fost titrat în aceleași condiții, în prezența co-solvenților conținând 6 și 60 % în greutate metanol, etanol, acetonitril și 1,4-dioxan. Fiecare probă a fost măsurată în fiecare din cei patru co-solvenți selectați independent. La fiecare amestec de co-solvent selectat, măsurătorile au fost efectuate la o rezistență ionică constantă (I = 0,15 M folosind KCl) și la temperatură (25,0 ± 0,5 °C), în atmosfera de argon.

Efectul tăriei ionice (I = 0,15 M, 0,3 M și 0,5 M folosind KCl) la temperatura constantă (25,0 ± 0,5 °C) și efectul temperaturii (25 °C, 35 °C și 45 °C) la o rezistență ionică constantă (I = 0,15 M KCl), folosind metanol ca solvent, au fost realizate în atmosferă de argon. Constantele de ionizare aparente din solventul mixt (psKa) au fost calculate din graficul diferenței. Rezultatele obținute prin această diagramă de diferențe sunt, deseori, potrivite pentru detectarea unor mici erori de titrare, cum ar fi eroarea de aciditate, eroarea de concentrare și corecțiile la aceste erori au devenit necesară pentru a obține cea mai bună potrivire. Diagrama de diferență permite determinarea rapidă și cu o precizie bună a valorilor pKa ale acizilor slabi monoprotici și multiprotici25. Pentru a obține cea mai bună valoare apoasă pKa din datele psKa a fost aplicată procedura Yasuda-Shedlovsky:

,

unde log[H2O] este concentrația molară a amestecului de solvent raportată la apă, ε este constanta dielectrică a amestecului, a și b sunt panta și intercepția dependenței liniare. Această metodă este cea mai utilizată ca procedură în tehnicile cu co-solvent26.

Titrare UV-pH în mediu apos și amestecuri cosolvent – apă

Aceste titrări au fost efectuate folosind spectroscopice atașate la un potențiometru27. Metoda spectrofotometrică poate fi aplicată numai pentru măsurarea parametrilor pKa și psKa la acei compuși care au un cromofor aflat aproape de centrul de ionizare. Acest lucru ar ajuta la o schimbare suficientă a absorbției ca funcție de pH. Dintre toate medicamentele selectate în cadrul prezentei investigații, numai clorhidratul de amilorid, atenololul și clorhidratul de propranolol s-a constatat că au cromofori în care grupările de ionizare au făcut parte din conjugare și au produs suficiente modificări ale absorbanței odată cu modificarea pH-ului.

Pentru baze, în fiecare experiment, pH-ul soluției de probă a fost ajustat de la pH = 2 la pH 12, iar pentru acizi titrarea este pornită de la pH mare spre pH scăzut. Datele spectrale au fost înregistrate în regiunea 200-700 nm după fiecare măsurare a pH-ului. Toate măsurătorile au fost efectuate în toți cei patru co-solvenți selectați, la o rezistență ionică constantă (I = 0,15 M KCl) și la temperatură constanță (25,0 ± 0,5oC), în atmosfera de argon.

Determinarea potențiometrică a coeficientului de partiție P (sistemul octanol / apă)

Prin titrarea potențiometrică cu fază dublă28 a fost determinat logaritmul coeficientului de partiție octanol / apă (log P). Acesta este o măsură a lipofilicității unui compus. O titrare acido-bazică liberă este comparată cu o titrare în prezența compusului. Se obține o curbă de diferență între volumul de KOH necesar pentru a atinge un pH dat, cu și fără compus. Curba diferenței este convertită apoi într-un grafic Bjerrum. Axele sunt inversate și diferența de volum este convertită în numărul mediu de legături de hidrogen pe moleculă (Figura 8). Titrările sunt efectuate apoi în prezența unor cantități diferite de solvent de partiție lipidic, octanolul. Din titrările sistemelor care conțin octanol sunt estimate constantele de ionizare aparente (poKa) și apoi valorile log P și perfecționate printr-o procedură neliniară ponderată.

Determinare HPLC a coeficientului de partiție

Coeficientul de partiție (log P) este determinat cromatografic prin corelarea timpului de retenție HPLC al compusului investigat într-o curbă de calibrare calculată prin regresia liniară a acestoa de valorile log P cunoscute la pH = 7,4 ale substanțelor selectate. Calibrarea sistemului se realizează prin injectarea de soluții diluate dintr-un amestec de șapte standarde cunoscute cu exactitate. Compușii folosiți, împreună cu valorile log P corespunzătoare notate în paranteză, sunt: N-metil anilină (1,66), sulfină (2,07), labetolol (2,65), 4-iodofenol (2,91), diltiazem (3,38), trifenilen (4,37) și cloropromazină (5,35).

Figura 8. Titrări potențiometrice: (a) fără compus; (b) cu compus;

(c) curbă de diferență de volum și (d) grafic Bjerrum.

Metoda HPLC se poate aplica cu rezultate bune pentru determinarea coeficientului log P la medicamente.

Compușii selectați (Figura 9) în cadrul acestui studiu diferă prin proprietățile acido-bazice, prezentând o varietate de situri de legare a protonilor.

În general, potențiometria în mediu apos este metoda aleasă pentru determinarea pKa pentru moleculele cu solubilitate mai mare de 0,8 mM, în întregul interval de pH al titrării. Din totalul compușilor selectați, numai unui număr de 3 compuși li se pot determina valorile pKa în mediu apos fie prin metode potențiometrice, fie prin titrare spectrofotometrică. Aceste molecule sunt considerate „solubile în apă” și sunt utilizate pentru a evalua exactitatea rezultatelor obținute în diverși co-solvenți prin metoda extrapolării.

Toți ceilalți compuși selectați în acest studiu nu îndeplinesc criteriul de solubilitate (au mai puțin de 0,8 pM) și, prin urmare, constantele de disociere aparente (valorile psKa) sunt măsurate în diferite amestecurile de solvenți: metanol-apă, etanol-apă, acetonitril-apă și 1,4-dioxan-apă, iar valoarea pKa se obține prin extrapolarea Yasuda-Shedlovsky până la conținut zero de co-solvent.

Figura 9. (a) Clorhidrat de amilorid, (b) clorhidrat de propranolol, (c) atenolol, (d) tartrat de metoprolol,

(e) besilat de amlodipină, (f) gliclazidă, (g) pioglitazonă, (h) glipizidă.

Capacitatea de ionizare a moleculelor este caracterizată prin constanta de disociere (pKa) măsurată prin tehnici potențiometrice și spectrofotometrice în diferite amestecuri de cosolvenți – apă. Rezultatele obținute arată o bună reproductibilitate a determinării potențiometrice și spectrofotometrice a pKa în toate amestecurile selectate.

Corelarea valorilor pKa cu structura chimică a moleculelor studiate29 indică faptul că la compusul clorhidrat de amilorid, elementul central al structurii este o guanidină, al cărui atom de N este situsul de legare a protonilor care este parte integrantă a legăturii duble conjugate. În compușii clorhidrat de propranolol, atenolol și tartrat de metoprolol, atomul N al grupa izopropilamină este situsul de legare a protonilor care nu face parte din conjugare. Gruparea izopropil determină creșterea densității electronilor pe atomul de N datorită efectului inductiv +I și, prin urmare, conferă elementul de bază.

Constantele dielectrice ale tuturor co-solvenților selectați pentru acest studiu sunt mai mici decât cea a apei, ceea ce afectează echilibrul de ionizare. Un solvent va favoriza mai mult ionizarea unei molecule acide dizolvate în următoarele circumstanțe30:

Un solvent protic poate forma legături de hidrogen și va favoriza ionizarea.

Un solvent cu un număr mare de donatori este o bază puternică de Lewis.

Un solvent cu o constantă dielectrică înaltă va promova ionizarea.

Pentru un acid dat, valorile pKa pot varia în funcție de solvent. Gradul de disociere a unui acid crește odată cu creșterea bazicității solventului. Pe de altă parte, disocierea este relativ mai mică pentru solvenții cu constantă dielectrică scăzută. Proprietățile cosolventului utilizat în studiile de față sunt prezentate în Tabelul III. Se poate observa din tabel că metanolul și etanolul sunt mai bazice decât apa, dar constanta lor dielectrică este mai mică. Acetonitrilul este mai puțin bazic decât apa, metanolul sau etanolul, dar constanta lui dielectrică este mai mare decât a metanolului sau etanolului. Prin urmare, în general, acizii sunt mai slabi și bazele sunt mai puternice în acest solvent.

Figurile 10 și 11 reprezintă graficele efectului de temperatură și de tărie ionică asupra valorilor psKa ale compușilor selectați. Din aceste diagrame este evident faptul că, constantele de disociere ale tuturor medicamentelor au scăzut odată cu creșterea temperaturii, în timp ce aceiași compuși au arătat o tendință crescândă cu o tărie ionică crescândă. Acest lucru este în acord cu concluziile apărute în literatură. Rezultatele sunt prezentate în Tabelele IV și V.

Tabel III. Proprietățile solventului la 25 0C

Tabel IV. Efectul temperaturii asupra valorilor psKa

Tabel V. Efectul temperaturii asupra valorilor psKa la 25 0C

Analiza pantei ecuațiilor de extrapolare permite o mai bună cunoaștere a efectului de solvatare a diferitelor amestecuri de solvenți la ionizarea diferitelor grupări funcționale. Acest lucru poate fi explicat mai bine în cazul compusului AML, care este o bază. Este observată o pantă pozitivă atât pentru solventul acetonitril cât și pentru dioxan. Acest lucru este validat atât prin metode potențiometrice cât și prin metode spectrofotometrice. Comparativ, valorile mai scăzute semnificativ ale pantei în 1,4-dioxan pentru aproape toți compușii selectați, cu excepția GLZ, indică diametre ionice mai mari ale moleculelor solvatate în sistemul de solvent cu patru componenți. In solvenții cu constantă dielectrică scăzută, ionii tind să se asocieze, ceea ce complică interpretarea psKa.Valorile pantelor tuturor compușilor studiați în diferiți co-solvenți sunt prezentate în Tabelul VI.

Mai mult, valorile pKa sunt folosite pentru a calcula concentrația procentuală a speciilor protonate la trei valori de pH relevante din corp. Ipoteza de repartizare a pH-ului consideră că speciile neutre neionizate (la baza: B, la acid: AH) sunt favorabile pentru absorbție folosind transportul pasiv prin membranele lipoide. Deși toți compușii de bază sunt predominant prezenți sub formă ionizată (BH+) în diferite compartimente, procente diferite (38 %, 8,2 % și 15,16 %) din forma neutră a compușilor PRO, MT și AB sunt prezente în jejun. Cu toate acestea, la toți compușii de bază selectați în studiu, forma neutră cuprinsă între 2,2 % și 58,5 % este prezentă în plasmă. Compușii acizi sunt excepționali, deoarece forma lor neutră (AH) este dominantă în toate cele trei compartimente ale corpului uman, deși până la 41 % din speciile ionizate sunt prezente în plasmă. Rezultatele sunt prezentate în Tabelul VII.

Tabel VI. Compararea pantelor pentru compușii având grupări izopropil amină.

Tabel VII. Procentele speciilor în stomac, în tractulgastrointestinal și în plasmă.

a Bază monovalentă

b Acid

În concluzie, aplicarea amestecurilor cosolvent – apă îmbunătățește solubilitatea medicamentelor slab solubile în apă, astfel că valorile psKa ale acestora pot fi măsurate mai bine. Constantele de disociere pot fi determinate cu rezultate bune prin metode potențiometrice și spectrofotometrice. Amestecurile de cosolvent – apă nu au provocat schimbări mari în valorile psKa, iar procedura de extrapolare Yasuda – Shedlovsky propusă pentru obținerea valorile pKa a condus la date care sunt în acord cu valorile pKa măsurate în apă. În acest fel, diferiții co-solvenți propuși pot fi aplicați la acei compuși care nu sunt solubili în soluții apoase și pot fi adoptați cu ușurință în laboratorul de cercetare a medicamentului pentru determinarea constantei de disociere cu o precizie maximă.

2.2. Efectul solventului asupra vitezei de reacție

Interacțiunea cu alte specii aflate în soluție poate modifica nivelul energetic al moleculelor. Procesele chimice și fizice pot fi afectate de solvenți. Efectele solventului sunt legate de tipul și amploarea interacțiunilor solutului cu solvenții, dezvoltate frecvent în vecinătatea soluților31. Viteza de reacție, selectivitatea, echilibrul, schimbarea poziției și intensitatea benzii de absorbție spectrală sunt un fel de fenomene evidente care sunt influențate de solvenți. În solvenții mixți, interacțiunile solut-solvent sunt mai complicate decât în solvenții puri, deoarece solutul poate fi solvat în mod preferențial de oricare specie din sistem. Într-adevăr, interacțiunile solut-solvent pot fi afectate drastic de interacțiuni solvent-solvent32.

Un solvent ideal ar trebui să aibă o volatilitate foarte scăzută și ar trebui să fie stabil din punct de vedere chimic și fizic, reciclabil, reutilizabil și, eventual, ușor de manipulat. Mai mult decât atât, solvenții care permit transformări chimice mai selective și rapide vor avea un impact semnificativ asupra solvatării. În ultimii ani, lichidele ionice (IL) au fost recunoscute ca o clasă nouă de solvenți32,33. Pentru a crește eficiența unui proces fizico-chimic și pentru a modifica proprietățile fizico-chimice ale solvenților, este de dorit adăugarea de cosolvenți33.

Pentru a interpreta comportamentul solvenților în procesele chimice, este necesară înțelegerea interacțiunilor soluției cu solutul. Solvatocromismul, care este o modalitate de a studia interacțiunile solut-solvent, demonstrează existența interacțiunilor specifice solut-solvent și nespecifice.

În acest subcapitol va fi prezentat studiul realizat asupra cineticii reacției de substituție aromatică nucleofilă (ANS)34 a 2-clor-3,5-dinitropiridinei cu anilină în amestecuri de 2-propanol / hexan, 2-propanol / benzen, 2-propanol / 2-metilpropanol și 1-etil-3-metilimidazolium etilsulfat / dimetil sulfoxid (DMSO).

Prezența unui atom de azot electronegativ în inelul aromatic face ca derivații piridinei să sufere o substituție nucleofilă mult mai ușor decât benzenii corespunzători35. Această capacitate ridicată a piridinelor față de atacul nucleofil reflectă, în continuare, caracter de atracție electronică a azotului inelar.

Reacția este studiată spectrofotometric, la 25 °C. Variația absorbției cu timpul este înregistrată la λ = 350–360 nm, în diferite compoziții de solvent34,35. Cinetica reacției chimice desfășurate a permis calcularea constantei cinetice, la valori ale absorbției infinite A∞ determinate experimental.

(2)

S-a presupus că reacția se desfășoară printr-un mecanism de două trepte, prezentat în continuare:

Efectul solventului asupra mecanismului de reacție permite evaluarea validității unui astfel de mecanism. Ecuația (2) poate fi obținută prin aplicarea aproximării stării staționare:

(3)

în care kA este constanta de viteză de ordinul doi observată și [B] este concentrația molară a speciei ZH obținute după prima treaptă35.

A doua etapă, care constă în formarea sau descompunerea intermediarului în produs, poate fi considerată o etapă determinantă de viteză. Dacă formarea intermediarului este etapa de determinare a vitezei (k–1 < k2 + k3[B]), atunci ecuația (3) este redus la forma kA = k1, iar amina nu catalizează reacția. Dar, dacă nu se respectă condiția, descompunerea intermediarului este limitarea vitezei și apare cataliza bazei. Forma cinetică a reacției catalitice34 depinde de mărimile relative ale constantelor k-1 și (k2 + k3[B]).

Mecanismul reacției catalizate și necatalizate este discutat în prezența aminelor primare și secundare34-36. Compusul 2-cloro-3,5-dinitropiridină are, de asemenea, un intermediar similar cu 1-cloro-2,4-dinitrobenzen. Mai mult, viteza de reacție a acestui compus este mult mai mare decât în cazul compusului 1-cloro-2,4-dinitrobenzen, din cauza (a) extragerii electronice a grupării azo în plus față de grupările nitro și (b) posibilității de legare intramoleculară a hidrogenului între hidrogenul grupării amoniu și azo, în intermediar:

Primul pas în investigarea reacției dintre 2-clor-3,5-dinitropiridină și anilină constă în găsirea etapei determinante de viteză. Pentru aceasta, diverse concentrații de anilină ca bază a vitezei de reacție au fost studiate la o fracție de volum diferită de solvenți. Constantele de viteză de ordinul doi ale reacției la diferite concentrații de anilină sunt raportate în Tabelul 8. După cum se poate observa, nu a existat nici o variație semnificativă în constantele de viteză la schimbarea concentrației de anilină.

Constantele de viteză de ordinul doi ale reacției, kA, la 25 °C în amestecuri de 2-propanol pentru hexan, benzen și 2-metilpropan-2-ol și [Emim] [EtSO4] cu DMSO sunt rezumate în Tabelele IX-XII. Sunt indicați, de asemenea, parametrii solvatocromici ai mediilor din amestecurile binare36. Selectarea solvenților moleculari se bazează pe structurile acestora (2-propanol și 2-metilpropan-2-ol ca solvenți poliprotici, DMSO ca solvent aprotic polar, hexan și benzen ca solvenți aprotici cu polaritate mică și [Emim] [EtSO4] ca mediu ionic polar).

Tabel VIII. Constante de viteză kA (x 10, M-1s-1) la 25 0C

x reprezintă fracția volumică a 2-propanolului

Tabel IX. Constante de viteză kA (x 10, M-1s-1) în mixtură, la 25 0C

xHex reprezintă fracția volumică a hexanului

Tabel X. Constante de viteză kA (x 10, M-1s-1) în mixtură, la 25 0C

xbenz reprezintă fracția volumică a hexanului

Tabel XI. Constante de viteză kA (x 10, M-1s-1) în mixtură, la 25 0C

x2-M reprezintă fracția volumică a 2-metilpropan-2-olului

Tabel XII. Constante de viteză kA (x 10, M-1s-1) în mixtură, la 25 0C

xIL reprezintă fracția volumică a combinației [Emim][EtSO4]

Variațiile de date sunt reprezentate în Figura 12, care arată că, constantele de viteză ale reacției în amestecurile de 2-propanol / benzen scad brusc cu conținutul de benzen. Constanta de viteză secundară a reacției urmează următoarea secvență: 2-metilpropan-2-ol > DMSO > 2-propanol > hexan > benzen > [Emim] [EtSO4]. Un profil în scădere este demonstrat pentru sistemul [Emim] [EtSO4] / DMSO prin creșterea conținutului de lichid ionic.

Figura 12. Dependența constantă cinetică = fracție volumică pentru valorile tabelate mai sus.

Valorile parametrului de polaritate (ENT) normalizate ale amestecurilor cresc cu conținut de 2-propanol, astfel încât se poate aștepta să fie dependență a constantei de viteză de ENT. Această predicție este acceptabilă pentru amestecurile de 2-propanol / benzen. O corelație cu un singur parametru a log kA versus ENT oferă rezultate rezonabile. Coeficientul de regresie al mărimii log kA versus ENT este 0,99. Dar nu există relații adecvate pentru corelațiile cu un singur parametru în alte amestecuri. De exemplu în amestecul 2-propanol-hexan, coeficientul de regresie al mărimii log kA față de ENT este 0,673. De asemenea, nu există o corelație acceptabilă între log kA și dipolaritate / polarizabilitate (π*) în niciuna dintre soluții.

Deși valoarea α pentru amestecul [Emim] [EtSO4] este cea mai mare, constanta de viteză obținută este mai mică decât pentru solventul pur DMSO în amestecurile [Emim] [EtSO4] / DMSO. Alți parametrii solvatocromici sunt: parametrii α crește cu adăugarea de 2-propanol la 2-metilpropan-2-ol, dar constantele de viteză de reacție scad. Efectul crescând al parametrilor π* este în contradicție cu comportamentul scăzut al constantelor cinetice în amestecurile 2-propanol / benzen. Datele din Tabelul XIII confirmă faptul că regresia cu un singur parametru nu a putut da un model matematic rezonabil pentru încadrarea datelor. Prin urmare, se efectuează o analiză de regresie liniară multiparametru.

În amestecurile 2-propanol / hexan, corelația dublă a parametrilor log kA față de π* și β poate oferi o ecuație matematică rezonabilă, care este rezumată în ecuația următoare:

unde n, R, s și F sunt numărul de date, eroarea de regresie, abaterea standard și, respectiv, un factor statistic. Coeficientul standard al lui β este 0,278, iar coeficientul standard al lui π* este 0,582. În amestec de 2-propanol cu 2-metilpropan-2-ol, se observă o corelație similară:

Tabel XIII. Coeficienți regrasionali în diferite mixturi

Coeficientul standardizat este estimarea unei analize aplicate pe variabile care au fost standardizate, astfel încât acestea să aproximeze unitatea. Acest lucru este, de obicei, benefic pentru a găsi care dintre variabilele independente au efecte mai mari asupra variabilelor dependente în analiza regresiei multiple, când variabilele sunt măsurate în diferite unități de măsură34,35.

Parametrul de polaritate normalizat este un amestec de π* (polaritate / dipolarizabilitate) și α (capacitate de donare a legăturii de hidrogen), ambii parametri ai mediului35. Astfel, a fost luată în considerare corelația log kA versus α și π * și rezultatele sunt demonstrate în ecuația următoare:

Intermediarul reacției chimice, adică complexul activat are o polaritate mai mare decât cea a reactanților. Prin urmare, viteza de reacție crește odată cu polaritatea / dipolarizabilitatea solventului. După cum se poate observa, constanta de viteză de ordinul doi a reacției crește cu o creștere a bazicității acceptorului legăturii de hidrogen (β). Complexul activat este stabilizat prin interacțiuni de hidrogen. El se stabilizează mai mult decât reactanții și o creștere a parametrilor β accelerează viteza de reacție. Este clar că în soluțiile de 2-propanol cu ​​2-metilpropan-2-ol, efectele β asupra creșterii vitezei de reacție sunt mai mari decât cele ale mărimii π*, deoarece coeficientul standardizat de β este mai mare decât cel al mărimii π*. Complexul activat are sarcină pozitivă pe atomul de azot al anilinei și încărcare negativă pe inelul piridinic.

În 2-propanol / benzen, parametrul α are un efect pozitiv asupra vitezei de reacție. Acest efect este legat de stabilizarea complexului activat prin hidrogen și interacțiunea electronică între structura de donare a legăturii de hidrogen a solventului și încărcarea negativă a intermediarului. Parametrul α are un efect dublu asupra variațiilor vitezei de reacție. Abilitatea de donare de legătură de hidrogen a solventului poate protona azotul în molecula de anilină, deci tendința nucleofilă a anilinei scade. Odată cu stabilizarea intermediarului prin legături de hidrogen, parametrul α poate determina creșterea constantelor de viteză. În amestecurile de 2-propanol / benzen nu există interacțiune de hidrogen între 2-propanol și benzen. Deci, 2-propanolul ca solvent protic și polar poate să se apropie de intermediar prin formarea legăturii de hidrogen cu grupa NO2 din inelul piridinic și, în cele din urmă, stabilizează intermediarul prin realizarea încărcării negative.

În combinația IL / DMSO, grupările cu oxigen din molecula DMSO și anionul de etilsulfat pot forma legături puternice de hidrogen cu hidrogenul grupării NH2 din anilină. Nu este imposibil să dezvolte interacțiuni cu intermediarul, din cauza unei piedici steric și a unei grupări donoare de hidrogen prezentă în intermediar. Mai mult, anilina este un grup donator de legături de hidrogen mai puternic decât intermediarul. Prin urmare, interacțiunea de legare a hidrogenului între anilină și solvenți (solvenții binari) este mai probabilă, astfel încât anilina nu poate participa ca un bun nucleofil la reacția studiată.

Parametrul α al compusului mixt IL este, în mare măsură, afectat de natura cationului, dar există și un efect de anion mai mic33. Se cunoaște faptul că în [Emim] [EtSO4] toți cei trei atomi de hidrogen din inelul imidazolium sunt acizi. Valoarea α pentru [Emim] [EtSO4] este moderat ridicată în comparație cu solvenții moleculari. Parametrul β al IL-urilor este dominat, în principal, de natura anionului. Prin adăugarea de DMSO la 1-etil-3-metilimidazolium sulfat de etil, constantele de viteză cresc semnificativ. În ciuda acestei variații, nu există nici o schimbare evidentă a parametrilor π* și β în sistemul IL. Se cunoaște că anionul complexului [Emim] [EtSO4] are o structură compactă, având o bază mult mai slabă în comparație cu alcoolii. Apoi, [Emim] [EtSO4] are o aciditate mai mare a donatorului de legături de hidrogen în raport cu alți solvenți moleculari. În amestecurile [Emim] [EtSO4] / DMSO, coeficientul standardizat α este mai mare decât parametrul π*. Conform acestora și din cauza efectului negativ al parametrului α asupra vitezei de reacție, se concluzionează că în lichidul ionic, trebuie obținută o constantă minimă de viteză.

Pentru a arăta eficiența corelațiilor efectuate, valorile anticipate ale mărimii log kA față de valorile lor experimentale sunt prezentate în Figura 13. Reiese din grafic că există un bun acord între valorile experimentale și cele calculate în toate amestecurile de solvenți.

Figura 13. Valori calculate ale log kA versus valori experimentale, în mixturi ale 2-propanol și IL, la 250C.

În concluzie, efectele solventului asupra reacției de substituție nucleofilă aromatică a 2-cloro-3,5-dinitropiridinei sunt similare cu cele ale reacției de substituție nucleofilă aromatică a 1-cloro-2,4-dinitrobenzenului. În toate amestecurile, formarea intermediarului activat este etapa determinantă a reacției. Polaritatea normalizată, aciditatea donatorului de legături de hidrogen și elementele de bază ale acceptorilor legăturilor de hidrogen au efecte diferite asupra vitezei de reacție. Parametrii solvatocromici ai mediului pot descrie efectele solventului asupra vitezei de reacție și reprezintă un model teoretic pentru cazuri similare în 2-propanol și [Emim] [EtSO4], amestecate cu alți solvenți moleculari.

2.3. Efectul solventului asupra spectrometriei UV

Solventul poate influența absorbția unui compus prin obturarea maximului de absorbție corespunzător1. Din acest motiv, cel mai potrivit solvent este acela care nu se absoarbe în regiunea investigată, adică solventul trebuie să fie transparent în acea regiune spectrală. Solvenții cei mai folosiți în momentul de față sunt trecuți în Tabelul XIV.

Tabelul XIV. Lungimi de undă la care absorb diverși solvenți

Domeniul UV este cuprins între 200 nm și 400 nm, în timp ce lungimea de undă a radiației vizibile este cuprinsă între 400 nm și 800 nm. Radiațiile ultraviolete și infraroșii sunt invizibile pentru ochii umani, în timp ce razele vizibile pot fi obsevate.

Razele ultraviolete sunt utile și dăunătoare. Acestea sunt utilizate în diferite experimente și cercetări biologice. Radiația UV este necesară pentru sinteza vitaminei (hormonului) D în corpul nostru, dar excesul său este dăunător. Alte tipuri de radiații UV, cum ar fi UV-B și UV-C, sunt dăunătoare, deoarece provoacă cancere de piele, leziuni ale ADN-ului, cataractă etc. Razele vizibile sunt necesare pentru a vedea diverse culori din împrejurimile noastre. O parte din lumină este reflectată și absorbită de diverse obiecte și putem vedea doar culorile care sunt reflectate de orice obiect.

Într-o moleculă că sunt prezenți electroni, pe nivele moleculare σ, π și n. Ei po fi excitați prin absorbție de energie și trec de la starea fundamentală la starea excitată, realizând transziții electronice. Diferitele tranziții sunt n → π*, π → π*, n →σ* și σ → σ* (Figura XIV).

Figura XIV. Tipuri de tranziții electronice

Ordinea cerinței de energie pentru excitare electronică, necesară realizării diferitor tranziții este următoarea: n → π* < π → π* < n →σ* < σ → σ*.

Tranziția n → π* necesită cea mai mică energie, în timp ce σ → σ* solicită cea mai mare cantitate de energie.

a) tranziția n → π*

Această tranziție necesită cea mai mică energie datorită lungimii de undă mai lungi. Deci, aceste tranziții sunt interzise și benzile corespunzătoare sunt caracterizate printr-o absorbție molară scăzută (εmax < 100). Este, de asemenea, cunoscută sub numele de banda R. Ele sunt caracterizate printr-o deplasare hipsocromă sau deplasare albastră observată cu o creștere a polarității solventului.

b) tranziția π → π*

Se datorează promovării unui electron de pe un orbital molecular π de legătură pe un orbital de antilegătură π*. Necesarul de energie este cuprins între necesarul energetic al tranzițiilor n → π* și n → σ*. Dar conjugarea extinsă și substituenții alchil mută λmax către lungimea de undă mai mare (deplasarea batocromă). Se mai numește bandă K.

c) tranziția n → σ*

Compușii saturați cu pereche de electroni neparticipanți suferă tranziție n → σ*, pe lângă tranziția σ → σ*. Benzile de absorbție corespunzătoare apar la lungimi de undă mai mari, în regiunea UV.

d) tranziția σ → σ*

Aceste tranziții pot avea loc în astfel de compuși în care toți electronii sunt implicați în legături unice și nu există o pereche de electroni neparticipanți. Energia necesară pentru tranziția σ → σ* este foarte mare, astfel încât banda de absorbție apare în regiunea UV îndepărtat. Deci această tranziție nu poate fi observată în mod normal.

Efectul solventului asupra tranzițiilor electronice

Tranzițiile legăturilor polare eterogene, de tipul C = O sunt afectate de polaritatea solventului, deoarece cu cât este mai polar solventul, cu atât benzile π → π* suferă modificări spre roșu. Acest lucru se întâmplă întrucât starea excitată este mai polară decât starea fundamentală și, prin urmare, stabilizarea este mai mare în această ultimă stare electronică, cu 2n electroni, față de starea excitată, care are doar n electroni.

Aplicații ale spectroscopiei de absorbție (UV – Vis)

Importanța influenței solventului asupra spectroscopiei de absorbție este explicată de numărul mare de utilizări ale acesteia.

Detectarea impurităților

Spectroscopia de absorbție UV este una dintre cele mai bune metode pentru determinarea impurităților din moleculele organice. Vârfurile suplimentare pot fi observate datorită impurităților din eșantion și pot fi comparate cu cele ale materiei prime standard. Măsurând, de asemenea, absorbția la lungimea de undă specifică, pot fi detectate impuritățile. Benzenul apare ca o impuritate comună în ciclohexan. Prezența sa poate fi detectată cu ușurință prin absorbția sa la 255 nm.

Elucidarea structurii compușilor organici

Spectroscopia UV este utilă în elucidarea structurii moleculelor organice, prezența sau absența nesaturației, prezența heteroatomilor. Din localizarea vârfurilor și a combinațiilor de vârfuri, se poate stabili dacă compusul este saturat sau nesaturat, dacă sunt prezenți sau nu heteroatomi etc.

Analiza cantitativă

Spectroscopia de absorbție UV poate fi utilizată pentru determinarea cantitativă a compușilor care absorb radiațiile UV. Această determinare se bazează pe legea lui Beer, cu următoarea formă matematică pentru absorbție:

A = log I0 / It = log 1 / T = – log T,

în care I0 este intensitatea radiației incidente, It este intensitatea radiației transmise prin soluție și T este transmisia.

Alte metode pentru analiza cantitativă sunt următoarele:

metoda curbei de calibrare;

metoda multicomponentei simultane;

metoda spectrofotometrică derivată.

Analiza calitativă

Spectroscopia de absorbție UV poate caracteriza acele tipuri de compuși care absoarb radiațiile UV. Identificarea se face prin compararea spectrului de absorbție cu spectrele compușilor cunoscuți.

Spectroscopia de absorbție UV este utilizată, în general, pentru caracterizarea compușilor aromatici și a olefinelor aromatice.

Constantele de disociere ale acizilor și bazelor

pH = pKa + log ([A-] / [HA])

Din ecuația de mai sus, valoarea pKa poate fi calculată dacă raportul concentrațiilor [A-] / [HA] care este cunoscut la un anumit pH, iar acest raport poate fi determinat spectrofotometric din graficul de dependență absorbție = lungime de undă, la diferite valori ale pH-ului.

Cinetica chimică

Cinetica reacției poate fi, de asemenea, studiată folosind spectroscopia UV. Radiația UV este trecută prin celula de reacție și se pot observa modificări de absorbție.

Analiza cantitativă a substanțelor farmaceutice

Multe medicamente sunt fie sub formă de materie primă, fie sub formă de formulare. Ele pot fi analizate făcând o soluție adecvată de medicament într-un solvent și măsurând absorbția la lungimea de undă specifică. De exemplu, tableta de Diazepam poate fi analizată cu 0,5 % H2SO4 în metanol, la lungimea de undă de 284 nm.

Determinarea greutății moleculare

Masele moleculare ale compușilor pot fi măsurate spectrofotometric prin prepararea derivaților adecvați ai acestor compuși.

De exemplu, dacă se dorește determinarea greutății moleculare a anilinei, atunci aceasta este convertită în picrat de anilină. Concentrația cunoscută de picrat de anilină este dizolvată într-un litru de soluție și densitatea optică a acesteia este măsurată la λmax de 380 nm. După aceasta, concentrația soluției în mmoli per litru poate fi calculată folosind următoarea formulă:

Detecție HPLC

Un spectrofotometru UV / Vis poate fi utilizat ca detector pentru HPLC. Prezența unui analit dă un răspuns care se presupune a fi proporțional cu concentrația. Pentru rezultate mai precise, răspunsul instrumentului la analitul necunoscut trebuie să fie comparat cu răspunsul obținut pentru un standard, ca și în cazul curbei de calibrare.

Studiul efectelor solventului asupra structurii și comportamentului spectroscopic al unui solut este esențial pentru dezvoltarea chimiei soluțiilor37-39. Interacțiunile specifice și nespecifice prezente între solvent și moleculele de solut sunt responsabile de modificarea geometriei moleculare, de modificarea structurii electronice și a momentului dipolar al solutului. Aceste interacțiuni solut-solvent afectează spectrul de absorbție electronică al solutului și acest fenomen este denumit solvatocromism40. Mai mult, comportamentul unui solut într-un singur solvent este foarte diferit de comportamentul în sisteme binare mixte de solvenți. În aceste tipuri de sisteme, solutul poate induce o modificare a compoziției solvenților în regiunea de absorbție în comparație cu cea din cea mai mare parte care duce la solvarea preferențială. Această situație rezultă în mod obișnuit din interacțiuni specifice (legături de hidrogen) și nespecifice (efecte dielectrice). Separarea interacțiunilor specifice și nespecifice în interpretarea măsurătorilor experimentale ale spectrelor de absorbție este o sarcină dificilă. Măsurile cantitative pentru polaritate sunt necesare pentru a putea diferenția aceste două efecte41.

Dintre toate scările de polaritate de solvent existente, în acest subcapitol al lucrării este prezentată utilizarea scării solvatocromică empirică a lui Kamlet și Taft42,43. Cu scopul de a analiza efectele solventului pe un solut dat, unul dintre cele mai de succes studii cantitative se bazează pe relațiile de energie liniară de solvare (LSER). Aceste studii utilizează o ecuație multiparametru de forma:

XYZ = XYZ0 + sπ* + aα + bβ,

unde XYZ este proprietatea soluției; XYZ0 este valoarea acestei proprietăți pentru același solut într-un solvent ipotetic pentru care π* = α = β = 0, π* este un indice al dipolarității / polarizabilității solventului, α este o măsură a solventului donator de legături de hidrogen, β este o măsură a capacității de acceptare a legăturii de hidrogen și notațiile s, a și b sunt constante de sensibilitate.

În cele ce urmează este prezentat un studiu teoretic și experimental asupra efectelor solvatocromice ale flavonei (F) și 7-hidroxiflavonei (7HF), realizat în solvenți puri, precum și în solvenți sub forma amestecurilor binare, folosind spectroscopie UV-Vis și metode DFT pentru a descrie interacțiunile solut-solvent pe care le prezintă acești compuși. Flavonoidele sunt compuși naturali prezenți în fructe și legume. Ei prezintă o mare varietate de proprietăți farmaceutice și biologice44-46. Dintre flavonoide, s-au raportat flavonele și, în special, hidroxiflavonele care au aceste proprietăți importante cuplate cu o toxicitate scăzută. Ele prezintă, de asemenea, câteva proprietăți fotofizice și fotochimice interesante47,48. Aceste flavone au aplicații potențiale ca sonde de mediu extrem de sensibile în sistemele micelare49. A existat un număr mare de studii privind solvatocromismul diferitelor molecule sondă precum fluorenone, antraquinone și luminol50-52. Cu toate acestea, informațiile privind comportamentul solvatocromic al flavonelor sunt destul de rare. Din acest motiv, un studiu sistematic al efectelor solventului asupra flavonelor nu este doar interesant, ci și necesar.

Solvatocromismul în solvenții puri

Figura XV prezintă structura și sistemul de numerotare chimică a compușilor analizați. Spectrele de absorbție UV-Vis ale flavonei prezintă două maxime de absorbție (banda I și banda II). Banda I poate fi găsită în intervalul 286 nm până la 295 nm și banda II lângă 250 nm, în funcție de solventul utilizat. Solventul exercită o influență asupra absorbției electronice, schimbându-și forma și pozițiile maxime spectrale. Figura XVI prezintă ca exemplu spectrele de absorbție electronică ale acestui compus în trei solvenți reprezentativi, ciclohexan (Cy), acetonitril (ACN) și metanol (MeOH). Unii dintre solvenții folosiți, 1-butanolul (1-BuOH), N, N-dimetilformamida (DMF) și dimetilsulfoxidul (DMSO), absorb radiații în regiunea spectrelor în care flavona prezintă banda energetică mai mare (banda II). În plus, solvatocromismul este observat doar în banda energetică mai mică (banda I) a spectrului de absorbție. Această bandă prezintă o deplasare batocromă cu creșterea valorilor π* ale solvenților.

Figura XV. Structurile chimice ale flavonei (F) și 7-hidroxiflavonei (7HF).

Figura XVI. Spectrele de absorbție UV-Vis ale flavonei în diferiți solvenți.

În Tabelul XV sunt prezentate lungimile maxime de absorbție (λmax) ale benzii I pentru flavonă în solvenții puri, împreună cu parametrii relevanți ai solvenților53. O schimbare roșie pe banda I de 4,3 nm și 8,0 nm este observată la trecerea de la Cy (α = 0, β = 0 și π* = 0) la ACN (α = 0,19, β = 0,40 și π* = 0,75) și la MeOH (α = 0,98, β = 0,66 și π* = 0,60). Este important de observat că λmax în DMSO este mai aproape de valorile obținute în solvenții poliprotici decât valorile corespunzătoare înregistrate în solvenții donatori de perechi de electroni (EPD). În solvenții cu interacțiuni specifice (valori mari ale parametrilor α și β) nu există o tendință clară între polaritatea solventului și valorile λmax.

Tabelul XV. Absorbții maxime (nm) ale F și 7HF în solvenți puri

și parametrii relevanți ai solvenților

Figura XVII prezintă spectrele de absorbție electronică caracteristice ale 7HF în ACN și MeOH. În Tabelul XV sunt rezumate și valorile λmax ale benzii I pentru compusul 7HF în solvenții puri. Pentru solvenții nepolari, 7HF prezintă o solubilitate foarte limitată și spectrele UV-Vis nu au fost înregistrate. În 1,4-dioxan (α = 0, β = 0,37 și π* = 0,55), banda I este localizată la 300 nm și suferă o deplasare batocromă cu creșterea valorilor π* în solventul EPD. Pentru acest grup de solvenți, deplasarea maximă este observată în DMSO, unde λmax este la 308,1 nm. Banda I este situată între 308,4 nm și 310,1 nm în solvenții poliprotici și nu există o legătură clară între λmax și parametrii analizați ai solvenților.

Pentru a rezuma, schimbările solvatocromice ale flavonei pot fi explicate prin efectele de polarizare ale solvenților. Interacțiunile solut-solvent stabilizează starea excitată mai mult decât starea fundamentală și se observă o schimbare batocromă la solvenții cu parametrii π* și α mai mari. În schimb, modificările solvatocromice ale compusului 7HF se datorează, în principal, interacțiunilor între H grupării hidroxil a compusului și solvenți. Această interacțiune stabilizează starea excitată mai mult decât starea fundamentală și se observă o schimbare batocromă la solvenții cu un parametru β mai mare.

Figura XVII. Spectrele de absorbție UV-Vis ale 7HF în metanol și acetonitril.

Solvatocromismul compușilor F și 7HF în amestecurile de solvenți binari

Efectele solventului asupra spectrelor de absorbție electronică ale F și 7HF în amestecurile binare au fost, de asemenea, analizate. Dacă amestecul binar este considerat ideal, din solut trebuie să urmeze un model aditiv liniar conform ecuației următoare54:

.

În această ecuație X1 și X2 sunt fracțiile molare ale solvenților 1 și 2, iar , și sunt valorile ale flavonoidelor studiate în solventul 1, solventul 2 și respectiv în amestecul binar.

Valorile calculate cu ecuația de mai sus și cele experimentale () pentru amestecurile binare (Cy-EtOH și ACN-EtOH) sunt reprezentate în Figurile XVIII–XX față de fracția molară majoră a solventului EtOH (X2). După cum se poate observa, valorile experimentale se abat de la liniaritate și curbura graficului indică faptul că solutul este solvatat în mod preferențial de unul dintre solvenți. Pentru a analiza interacțiunile observate, se poate utiliza abordarea preferențială a solvării55. Această abordare consideră că solventul este distribuit între două faze, cea mai mare și cea de solvatare a solutului. Se presupune că învelișul de solvatare este format din situsuri independente care sunt întotdeauna ocupate. Într-un amestec neideal, valoarea poate fi exprimată prin ecuație următoare:

,

unde și reprezintă fracțiile molare ale solvenților 1 și 2 în coaja de solvație a solutului. poate fi calculat din măsurători experimentale prin următoarea expresie:

.

Pentru a cuantifica întinderea solvării preferențiale, poate fi utilizat un parametru δS2. Acest parametru este definit ca diferența dintreși:

.

O valoare pozitivă a parametrului δS2 indică o preferință pentru solventul 2 față de solventul 1, în timp ce o valoare negativă a lui δS2 semnifică opusul.

Figura XVIII. Frecvența de absorbție a flavonei în amestecul Cy-EtOH ca funcție de fracția molară a solventului EtOH.

Figura XIX. Frecvența de absorbție a flavonei în amestecul ACN-EtOH ca funcție de fracția molară a solventului EtOH.

Figura XX. Frecvența de absorbție a 7HF în amestecul ACN-EtOH ca funcție de fracția molară a solventului EtOH.

Valoarea maximă de absorbție a F și 7HF au fost măsurate în două amestecuri binare, Cy-EtOH și ACN-EtOH, utilizând diferiți solvenți. În cazul F, există o scădere a valorilor pe măsură ce fracția molară de etanol crește în amestecuri. Figura XVIII prezintă variația lui în funcție de x2. După cum se poate observa din acest grafic, scăderea este mai proeminentă în regiunile bogate în Cy. Solvarea preferențială este clar observată și indicele δS2 pentru EtOH este maxim la x2= 0,26. Aceasta înseamnă că la concentrații scăzute de etanol în amestecul binar de solvenți, există mai multe molecule din acesta decât Cy care înconjoară învelișul de solvatare a flavonei. Pentru a raționaliza acest efect, trebuie observat că rezultatele obținute pentru solvenții puri indică faptul că solvatocromismul flavonei este afectat, în principal, de capacitatea de hidratare a solventului. În plus, parametrul π* al EtOH (0,54) este mai mare decât cel corespunzător solventului Cy (0,00), iar interacțiunile dipolare nespecifice pot contribui, de asemenea, la solvarea preferențială a F de către EtOH.

Se pot face observații diferite atunci când Cy (solvent cu interacțiuni nespecifice) este înlocuit cu ACN în amestecul binar. În Figura XIX este prezentată variația cu x2 în amestecurile ACN-EtOH. Deoarece în amestec este prezent EtOH, se observă și o scădere a valorilor , dar abaterile de la liniaritate sunt mai mici decât în ​​Cy-EtOH. Solvarea preferențială este detectată și este aproape constantă în tot intervalul de valori x2. Indicele δS2 pentru EtOH este maxim la x2 = 0,47.

Analiza pentru 7HF a fost făcută numai în amestecuri ACN-EtOH, datorită solubilității foarte scăzute a compusului în Cy pur. Figura XX arată variația funcției cu x2. Solvatarea preferențială în EtOH este observată, în mod clar, din această figură și indicele δS2 pentru EtOH este maxim la x2 = 0,27. Aceasta înseamnă că la concentrații mai mici de EtOH în amestecul de solvenți, coaja de solvaare a 7HF prezintă o concentrație mai mare a acestui solvent. EtOH poate interacționa prin grupa OH a acestui solut, iar aceste interacțiuni pot fi responsabile pentru fenomenul observat. Pentru x2 > 0,80, solvarea preferențială scade în mod notabil, ceea ce indică faptul că solvarea 7HF în amestec este aproape de comportamentul ideal. În regiunile bogate în EtOH există întotdeauna posibilitatea de asociere între ele, prin legături de hidrogen și aceasta concurează cu interacțiunile solut-solvent56.

În concluzie, solventul influențează spectrele de absorbție electronică a doi flavonoizi (F și 7HF), studiul fiind realizat în amestecuri de solvenți binari de natură diversă, folosind spectroscopie UV. Schimbările solvatocromice observate la solventul pur sunt evaluate utilizând relații liniare de energie de solvatare (LSER) cu parametrii Kamlet și Taft. Comportamentul spectroscopic în amestecurile binare de solvent explică solvatarea preferențială a soluților într-un anumit solvent în funcție de cantitatea utilizată. La concentrații mari de EtOH în amestecul de solvenți, însă, nu se observă o solvare preferențială, ci un comportament aproape ideal.

CONCLUZII

Solubilitatea unei substanțe este cantitatea maximă de solut care se poate dizolva într-o cantitate dată de solvent. Ea depinde de natura chimică a solutului, precum și de natura chimică a solventului și, respectiv, de temperatură și presiune. Solubilitatea unei substanțe într-un lichid este determinată de interacțiuni intermoleculare, care determină dacă două lichide sunt miscibile.

Soluțiile pot fi clasificate drept hidrofile sau hidrofobe. Vitaminele cu structuri hidrofile sunt solubile în apă, în timp ce cele cu structuri hidrofobe sunt solubile în grăsimi. Cunoașterea caracterului hidrofil-hidrofob sau, în general, lipofilicitatea soluților permite stabilirea necesarului de compuși esențiali vieții prin prezicerea eliminării din organism ca urmare a slăbirii forțelor intermoleculare solut-solvent.

Parametrul pKa descrie starea de ionizare a unei molecule în raport cu pH-ul, mărimea ionizării fiind una dintre multele proprietăți utilizate pentru a estima absorbția, distribuția, metabolismul și excreția compușilor în sistemele biologice.

Solventul poate influența și cinetica unei reacții chimice, deoarece s-a observat în studii că viteza de reacție crește odată cu polaritatea solventului.

De asemenea, solventul influențează spectrele de absorbție electronică. Comportamentul spectroscopic în amestecuri binare de solvenți explică solvatarea preferențială a soluților într-un anumit solvent în funcție de cantitatea utilizată.

BIBLIOGRAFIE

Atkins P.W. Tratat de chimie-fizică. Ed. Tehnică, București, 1996.

Koneshan S, Rasaiah J, Lynden-Bell R, Lee S. Solvent Structure, Dynamics, and Ion Mobility in Aqueous Solutions at 25 Degrees C. J. Phys. Chem. B 1998; 102 (21): 4193-4204.

Wang HW, Graham TR, Mamontov E, Page K, Stack AG, Pearce CI. Countercations Control Local Specific Bonding Interactions and Nucleation Mechanisms in Concentrated Water-in-Salt Solutions. The Journal of Physical Chemistry Letters 2019; 10(12): 3318-3325.

Maitland G.C., Rigby M., Smith E.B., Wakeham W.A. Intermolecular Forces – Their Origin and Determination. Oxford University Press, Oxford, 1987.

Kumar P, Bharadwaj MD, Yashonath S. Effect of interionic interactions on the structure and dynamics of ionic solvation shells in aqueous electrolyte solutions. RSC Advances 2016; 6(115): 114666-114675.

Hribar B, Southall NT, Vlachy V, Dill KA. How Ions Affect the Structure of Water. J. Am. Chem. Soc. 2002; 124(41): 12302-12311.

Spangberg D, Rey R, Hynes J, Hermansson K. Rate and Mechanisms for Acetone Exchange around Li+(Aq) from Md Simulations. J. Phys. Chem. B 2003; 107(18): 4470- 4477.

Brenon-Audat F., Rafflegeau F., Prevoteau D., Commentes T.P. Chimie inorganique et generale, Dunod Paris, 2001.

Tohidi B., Danesh A., Burgass R.W., Todd A.C. Gas Solubility In Saline Water And Its Effect On Hydrate Equilibria, International Society of Offshore and Polar Engineers, 1995.

Reichardt C. Solvent and Solvent Effects in Organic Chemistry, third, updated and enlarged edition, Wiley-VCH, 2003.

Serajuddin AT. Salt formation to improve drug solubility. Adv Drug Deliv Rev 2007; 59(7): 603–616.

Babusca D, Benchea AC, Morosanu AC, Dimitriu DG, Dorohoi DO. Solvent empirical scales and their importance for the study of intermolecular interactions, AIP Conference Proceedings. 2017; 1796, 030011.

Ramette R. Equilibrium constants from spectrophotometric data: Principles, practice and programming. W. J. Chem. Educ. 1967; 44: 647‐654.

Albert A., Serjeant E.P. The determination of ionization constants: a laboratory manual. 3rd ed, New York: Chapman and Hall, 1984.

Qiang Z, Adams C. Potentiometric determination of acid dissociation constants (pKa) for human and veterinary antibiotics. C. Water Res. 2004; 38: 2874‐2890.

Erdemgil FZ, Sanli S, Sanli N, Ozkan G, Barbosa J, Guiteras J, Beltran JL. Determination of pKa values of some hydroxylated benzoic acids in methanol–water binary mixtures by LC methodology and potentiometry. Talanta 2007; 72: 489‐496.

Janos P. Determination of equilibrium constants from chromatographic and electrophoretic measurements. J. Chromatogr. A 2004; 1037: 15‐28.

Andrasi M, Buglyo P, Zekany L, Gaspar A. A comparative study of capillary zone electrophoresis and pH-potentiometry for determination of dissociation constants. J. Pharm. Biomed. Anal. 2007; 44: 1040‐1047.

Wrobel R, Chmurzynski L. Potentiometric pKa determination of standard substances in binary solvent systems. Anal. Chim. Acta 2000; 405: 303‐308.

Papanastasiou G, Ziogas I. Acid—base equilibria in binary water/organic solvent systems: Dissociation of citric acid in water/dioxan and water/methanol solvent systems at 25°. Talanta 1989; 36: 977‐983.

Karl B, Christopher B, John C, Alan H, Ruth A, Derek R. High-Throughput Measurement of pKa Values in a Mixed-Buffer Linear pH Gradient System. Anal. Chem. 2003; 75: 883‐892.

Takács-Novák K, Karl B, Avdeef A. Potentiometric pKa determination of water-insoluble compounds: validation study in methanol/water mixtures. Int. J. Pharm. 1997; 151: 235‐248.

Nziko V, Le Shih S, Popova SJ, Bryantsev VS. Quantum Chemical Prediction of pKa Values of Cation ic Ion Exchange Groups in Polymer Electrolyte Membranes. J. Phys. Chem. C 2018; 122: 2490-2501.

Avdeef A, John EAC, Simon JT. pH-Metric log P. 3. Glass electrode calibration in methanol-water, applied to pKa determination of water-insoluble substances. Anal. Chem. 1993; 65: 42‐49.

Kraft A. The determination of the pKa of multiprotic, weak acids by analyzing potentiometric acid-base titration data with difference plots. J. Chem. Educ. 2003; 80: 554‐559.

Lakshmi N, Barhate VD. Physico-chemical characterization of some beta blockers and anti-diabetic drugs – potentiometric and spectrophotometric pKa determination in different co-solvents. European Journal of Chemistry 2011; 2(1): 36-46.

Tam KY, Takács-Novák K. Multi-wavelength spectrophotometric determination of acid dissociation constants: a validation study. Anal. Chim. Acta 2001; 434: 157‐167.

Takács-Novák K, Avdeef A. Interlaboratory study of log P determination by shake-flask and potentiometric methods. J. Pharm. Biomed. Anal. 1996; 14: 1405–1413.

Wishart DS, Knox C, Guo AC, Cheng D, Shrivastava S, Tzur D, Gautam B, Hassanali M. DrugBank: a knowledgebase for drugs, drug actions and drug targets. Nucleic Acids Res. 2008, 36: D901‐6.

Loudon G.M. Organic Chemistry, 4th edition, Oxford University Press, 2005.

Gholami MR, Habibi Yangjeh A. Multiparameter correlation of the rate of a [2 + 2] cycloaddition reaction versus solvophobicity parameter and normalized polarity parameter in aqueous solutions. J. Phys. Org. Chem. 2000; 13: 468-478.

Khodadadi Moghadam M, Habibi Yangjeh A, Gholami MR. Solvatochromic parameters for binary mixtures of an ionic liquid with various protic molecular solvents. Monatsh Chem. 2009; 140: 329-334.

Salari H, Khodadadi Moghadam M, Harifi Mood AR, Gholami MR. Preferential Solvation and Behavior of Solvatochromic Indicators in Mixtures of an Ionic Liquid with Some Molecular Solvents. J. Phys. Chem. B 2010; 114: 9586-9593.

Harifi Mood AR, Sadat Masumpour M, Gholami MR. Solvent Parameters Effects on the Second-Order Rate Constants of the Reaction of 2-Chloro-3,5-Dinitropyridine with Aniline in Aqueous Solutions of Alcohols. Prog. React. Kinet. Mech. 2006; 31: 117-125.

Harifi Mood AR, Habibi Yangjeh A, Gholami MR. Solvent effects on kinetics of the reaction between 2‐chloro‐3,5‐dinitropyridine and aniline in aqueous and alcoholic solutions of [bmim]BF4. Int. J. Chem. Kinet. 2007; 39: 681-690.

Habibi Yangjeh A, Jafari Tarzanag Y, Banaie AR. Solvent effects on kinetics of an aromatic nucleophilic substitution reaction in mixtures of an ionic liquid with molecular solvents and prediction using artificial neural networks. Int. J. Chem. Kinet. 2009; 41: 153-161.

de Almeida KJ, Ramalho TC, Rinkevicius Z, Vahtras O, Ågren H, Cesar A. Theoretical study of specific solvent effects on the optical and magnetic properties of copper(II) acetylacetonate. J. Phys. Chem. A 2011; 115: 1331–1339.

Kosenkov D, Slipchenko LV. Solvent effects on the electronic transitions of p-nitroaniline: A QM/EFP study. J. Phys. Chem. A 2011; 115: 392–401.

Sidir YG, Sidir I, Taal E, Ermi E. Studies on the electronic absorption spectra of some monoazo derivatives. Spectrochim. Acta A 2011; 78: 640–647.

Han W, Liu T, Himo F, Toutchkine A, Bashford D, Hahn KM, Noodleman L. A theoretical study of the UV/Visible absorption and emission solvatochromic properties of solvent-sensitive dyes. Chemphyschem 2003; 4: 1084–1094.

Józefowicz M, Kozyra KA, Heldt JR, Heldt J. Effect of hydrogen bonding on the intramolecular charge transfer fluorescence of 6-dodecanoyl-2-dimethylaminonaphtalene. Chem. Phys. 2005; 320: 45–53.

Taft RW, Kamlet MJ. The solvatochromic comparison method. 2. The α-scale of solvent hydrogen-bond donor (HBD) acidities. J. Am. Chem. Soc. 1976; 98: 2886–2894.

Kamlet MJ, Doherty R, Taft R, Abraham M. Linear solvation energy relationships. 26. Some measures of relative self-association of alcohols and water. J. Am. Chem. Soc. 1983; 105: 6741–6743.

Zeng WC, Jia LR, Zhang Y, Cen JQ, Chen X, Gao H, Feng S, Huang YN. Antibrowning and antimicrobial activities of the water-soluble extract from pine needles of Cedrus deodara. J. Food Sci. 2011; 76: C318–C323.

Larson AJ, Symons JD, Jalili T. Quercetin: A treatment for hypertension?—A review of efficacy and mechanisms. Pharmaceuticals 2010; 3: 237–250.

Vitorino J, Sottomayor MJ. DNA interaction with flavone and hydroxyflavones. J. Mol. Struct. 2010; 975: 292–297.

Košmrlj B, Šket B. Photocyclization of 2-chloro-substituted 1,3-diarylpropan-1,3-diones to flavones. Org. Lett. 2007; 9: 3993–3996.

Norikane Y, Itoh H, Arai T. Photophysical properties of 5-hydroxyflavone. J. Photochem. Photobiol. A 2004; 161: 163–168.

Sarkar M, Sengupta PK. Influence of different micellar environments on the excited-state proton-transfer luminescence of 3-hydroxyflavone. Chem. Phys. Lett. 1991; 179: 68–72.

Józefowicz M, Heldt JR, Heldt J. Solvent effects on electronic transitions of fluorenone and 4-hydroxyfluorenone. Chem. Phys. 2006; 323: 617–621.

Sasirekha V, Umadevi M, Ramakrishnan V. Solvatochromic study of 1,2-dihydroxyanthraquinone in neat and binary solvent mixtures. Spectrochim. Acta A 2008; 69: 148–155.

Moyon NS, Chandra AK, Mitra S. Effect of solvent hydrogen bonding on excited-state properties of luminol: A combined fluorescence and DFT study. J. Phys. Chem. A 2010; 114: 60–67.

Marcus Y. The properties of organic liquids that are relevant to their use as solvating solvents. Chem. Soc. Rev. 1993; 22: 409–416.

Ben-Naim A. Preferential solvation in two-component systems. J. Phys. Chem. 1989; 93: 3809–3813.

Frankel LS, Langford CH, Stengle TR. Nuclear magnetic resonance techniques for the study of preferential solvation and the thermodynamics of preferential solvation. J. Phys.Chem. 1970; 74: 1376–1381.

Chatterjee P, Bagchi S. Preferential solvation in mixed binary solvents by ultraviolet-visible spectroscopy: N-ethyl-4-cyanopyridinium iodide in alcohol-acetone mixtures. J. Chem. Soc. Faraday Trans. 1991; 87: 587–589.