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Principe de Formation des sels pharmaceutiques
La règle de pKa
La présence de groupes fonctionnels acides ou basiques est une condition essentielle pour la formation de sels. Les IPA faiblement basiques nécessitent des contre-ions acides et vice versa. Pour assurer de forte liaison ionique c’est-à-dire une forte énergie de liaison entre les espèces ioniques opposées, de sorte que les complexes formés ne se décomposent pas facilement en espèces individuelles lorsque cette dissociation n’est pas nécessaire, la différence de pka (ΔpKa) entre l’IPA et le contre ion doit être de trois unités au moins : c’est la règle de pKa [47,52,53,54]. Cependant, une différence de 2 unités a été rapportée dans la littérature comme étant acceptable [55,56]. Des exceptions peuvent être constatées lorsqu’un sel présente une stabilité acceptable, malgré une légère différence des valeurs de pKa [57].
Idéalement, pour les médicaments ayant un groupement fonctionnel basique, le pka doit être supérieur ou égal à trois unités au pka du contre-ion, et pour les médicaments acides, le pka du médicament doit être inférieur ou égal à trois unités au pka du contre-ion choisi permettant ainsi la formation de sels pharmaceutiquement stable (c’est à dire forte liaisons ioniques) [58].
Choix du contre ion : cas du maléate
Un critère important dans la sélection des contre-ions est l’emploi d’ingrédients déjà utilisés dans des médicaments approuvés par l’Administration de la Nourriture et de Médicaments (ANM) (Tableau I.1) tels que l’anion maléate [35].
En fonction de ses propriétés physicochimiques [59,60], l’anion maléate est l’un des contre ions les plus utilisés dans l’approche de salification des IPA ; d’où le nombre considérable de sels de maléate répertoriés dans la littérature. Dans ce long répertoire on peut citer : le maléate d’ETH (éthionamide) [42], de chlorphéniramine [61,62], de trimébutine (TMB) [63], de lamivudine [64], de Ciprofloxacine [65], d’amlodipine, d’énalapril [66], de timolol [67].
Dans la plupart des cas, la formation de sels de maléate permet de régler le problème auquel est confronté le produit pharmaceutique : c’est le cas de l’ETH (Ethionamide) un médicament peu soluble fabriqué par Pfizer sous forme posologique orale pour traiter la tuberculose. Dans le cadre d’améliorer la solubilité de ce médicament, trois sels ont été synthétisés : saccharinate, maléate et oxalate d’ETH.
Des protocoles mécanochimiques confirmés par diffraction des rayons X sur poudre, ont montrés qu’une caractérisation à l’état solide plus complète a été réalisée pour le sel de maléate d’ETH [42]. En effet, la présence de contre-ions modifie le pH du microenvironnement ce qui influence grandement la solubilité aqueuse du médicament et par conséquent sa dissolution [48,49].
Apparemment, les formes salines des IPA présentent souvent des propriétés plus favorables par rapports aux formes libres (IPA non salines) d’où l’importance de la transformation des IPA en sels. C’est d’ailleurs la raison pour laquelle une liste d’ingrédients potentiellement utilisables dans la salification des IPA communément appelés contre ions a été publiée par l’Administration de la Nourriture et de Médicaments (ANM) [68].
Etude de pKa
Méthode potentiométrique
La potentiométrie est une méthode analytique de référence, bien connue pour la détermination du pKa en raison de sa grande précision et de la disponibilité commerciale d’instruments simples, rapides et automatisés, ainsi que les logiciels de traitement des données expérimentales. Elle peut être facilement utilisée dans les solvants organiques ou non organiques et est basée sur la mesure du pH lors d’un titrage acide-base du médicament dans la plage de pH comprise entre 2 – 12. Ce pendant les seules lacunes liées à cette méthode résident dans la pureté et les proportions de solutions exigées. Des solutions d’au moins 10-4 M sont nécessaires afin de détecter un changement significatif de la forme du courbe de titrage [78,81].
A partir de cette méthode les valeurs de pka peuvent être déterminés de deux manières différentes soit en traçant la courbe2pH = dV2 ou bien en utilisant la dissociation des espèces α en fonction du pH [82,83].Cette méthode n’est applicable que les composés ionisables, donc pour la plupart des médicaments.
Méthode conductimétrique
La méthode conductimétrique est une méthode relativement rapide et fiable pour déterminer le pKa et est également capable d’atteindre un degré de précision élevé avec des écarts de pKa aussi faibles que ± 0,01-0,03.
La détermination des constantes de dissociation par conductimétrie repose sur l’hypothèse que les électrolytes forts sont complètement dissociés à toutes les concentrations, tandis que les électrolytes faibles n’atteignent la dissociation complète qu’à dilution infinie. Une mesure de la conductivité d’un échantillon donne une valeur qui correspond à la somme des contributions indépendantes de tous les ions présents dans la solution : Ʌ = ∑λi
Λ représente la conductivité molaire et λ i représente la contribution de conductivité spécifique de l’espèce ionique i. La conductivité molaire Λ dépend du nombre d’ions en solution et atteint sa valeur limite Λ0 à dilution infinie.
Contrairement Λ0, la conductivité molaire Λ est une grandeur mesurable : Ʌ = σ Eq9 1000C
Λ0 peut être obtenu par extrapolation dans un graphique de Λ en fonction de la concentration analytique [84].
Importance de la solubilité aqueuse dans les produits pharmaceutiques
La solubilité d’un médicament aussi bien dans les lipides que dans l’eau est un facteur important dans l’activité thérapeutique. En effet, le médicament plus précisément l’IPA doit, pour atteindre son site d’action, emprunter différentes voies dans l’organisme dont la nature peut être (en fonction de la voie d’administration) soit lipidique soit aqueuse afin de fournir une activité thérapeutique. Autrement dit un principe actif (PA) doit être dissout avant de franchir les membranes biologiques (cf. figure 4) même s ‘il ne vise qu’à exercer une action locale [30,85].
Si la dissolution est trop lente ou incomplète, la fraction disponible pour l’absorption sera beaucoup plus faible que la quantité administrée, donc il existe un risque important de ne pas obtenir une concentration suffisante dans la zone thérapeutique. En conséquence, pour obtenir une concentration effective dans la circulation sanguine et ainsi une réponse pharmacologique, les doses et fréquences d’administration doivent être augmentées. Ceci, peut alors induire une augmentation des effets secondaires et un dépassement de la concentration minimale toxique conduisant à la non observance du patient et donc à un échec thérapeutique. Il devient alors essentiel d’améliorer la solubilité de ces composés peu solubles et par conséquent leur taux de dissolution, leur biodisponibilité et finalement l’efficacité du principe actif à un dosage et une fréquence d’administration réduite [86,30].
Le tableau suivant donne l’évaluation de la solubilité d’un produit selon la P.E (Pharmacopée Européenne) [87].
Paramètres influençant la solubilité
Structure chimique
La solubilité est fonction de la nature chimique du corps à dissoudre et de celle du solvant. On distingue la solubilité par ionisation (dissociation en ions) et la solubilité par polarité (affinités entre groupements fonctionnels du solvant et ceux du corps à dissoudre). Les substances riches en groupements hydrophiles (OH, COOH) se dissolvent surtout dans les solvants polaires et les substances hydrophobes (CH3) dans les solvants apolaires [88].
pH du milieu de dissolution
Les composés ionisables présentent une plus grande solubilité en milieu aqueux que les composés non ionisables. En conséquence, la vitesse de dissolution peut être affectée de façon marquée par le pH du solvant aqueux, les bases faibles se dissolvent plus lentement au pH basique tandis que les acides faibles se dissolvent plus rapidement au pH basique [89].
Température
La dissolution s’accompagne d’un effet thermique qui peut être un dégagement ou une absorption de chaleur.
• Si : ∆Hdiss > 0 (Processus endothermique) : la dissolution est favorisée par l’élévation de la température, la solubilité augmente
• Si : ∆Hdiss< 0 (Processus exothermique) : la solubilité diminue avec la température
• Si : ∆Hdiss = 0 : La température n’influence pas la solubilité. (Exemple NaCl)
Pour la plupart des composés solides, la solubilité augmente lorsque la température de la solution augmente [89,90].
D’autres facteurs tels que l’effet d’ion commun et le phénomène de disproportion interviennent dans la dissolution des sels pharmaceutiques. L’ion commun comme le phénomène de disproportion est un critère potentiel limitant la solubilité. Le phénomène de disproportion consiste à la dismutation ou conversion du sel en sa forme libre (acide ou basique) [76,80,90,91].
Solubilité des sels dans les solvants non aqueux
Alors que de nombreux travaux sur les sels ont été réalisés dans les milieux aqueux, les publications sont bien plus rares pour les milieux non aqueux, qui représentent majoritairement les solvants de cristallisation de principes actifs.
Un solvant organique peut avoir une influence forte sur plusieurs points dont :
L’augmentation de la solubilité de l’espèce non ionisée (espèce neutre, acide ou base libre)
La réduction de la protonation de la molécule
La réduction de la solubilité du sel formé
L’utilisation d’un solvant mixte (eau / solvant organique) permet d’augmenter le pHmax d’une espèce basique à cause de l’augmentation de la solubilité intrinsèque du produit. A l’inverse, le pHmax d’une espèce acide sera diminué dans un solvant mixte (également appelé système cosolvant). Néanmoins, ceci n’est vrai que si le pka de l’espèce considérée reste inchangé. En effet, l’utilisation d’un solvant organique peut modifier l’équilibre acido-basique, l’ionisation des molécules en réduisant la constante diélectrique du solvant. Par exemple, les alcools réduisent la force des acides et des bases. Une réduction des pka est encore plus forte avec l’utilisation de l’acétone ou de dioxane.
De plus, il faut prendre en compte le fait que le solvant peut aussi jouer sur l’ionisation du contre ion, par exemple, la formation du sel d’une forme basique avec un acide carboxylique réduit le pka de la base mais augmente en plus le pka de l’acide, rendant la réaction de Salification plus difficile. En effet, plus l’écart de pka entre les couples acido-basiques est élevé, plus l’équilibre chimique acide/base se penche vers la formation du sel. Ainsi, tout effet bénéfique de l’utilisation d’un solvant sur la solubilité intrinsèque et le pHmax est mis en compétition par la réduction de l’ionisation de la molécule. Par contre, la réduction de la solubilité du sel formé dans un solvant organique peut s’avérer très utile pour aborder la cristallisation [69].
Produits et Matériels
Produits
L’hydrogénomaléate de diisopropylammonium (iPr2NH2-MA) de formule brute C10H19NO4 a été synthétisé. L’acide maléique (H2OCH=CHCO2H), le diisopropylamine (iPr2NH2) et le méthanol ont été fourni par Sigma Aldrich et utilisé sans purification.
Les solutions titrantes de HCl et de NaOH standards à différentes concentrations ont été préparées ou corrigées avant utilisation.
Matériels
Selon les objectifs proposés, certaines expériences ont été effectuées par titrimétrie potentiométrique et conductimétrique à l’aide d’un pH-mètre pH/mV/°C, paillasse, pHenomenal® et d’un conductimètre de paillasse CON700/CON2700EUTECH. Dans les deux cas, les étapes précédentes d’étalonnage ont été effectuées en utilisant des solutions et des tampons appropriés à la température ambiante (25 ± 1 ° C).
• Le pH-mètre pH/mV/°C, paillasse, pHenomenal est équipé :
D’une électrode vitreuse avec capteur de température intégré 22.
D’un écran LCD montrant simultanément les valeurs pH/mV et de température.
Trois tampons techniques supplémentaires à 25 °C (4,00/7,00/10,00) en mémoire.
• Le conductimètre de paillasse CON700 EUTECH® est équipé :
D’un écran numérique.
D’une une cellule de conductivité.
D’un statif porte-électrode et d’une reconnaissance automatique des étalons. Les variations de températures ont pu être effectuées grâce à un agitateur magnétique chauffant appelé le IKA Plate (RCT digital) comprenant une plaque chauffante circulaire en alliage d’aluminium.
Procédures
Tous les titrages ont été réalisés en ajoutant de petites quantités appropriées de solutions titrantes à des échantillons d‘iPr2NH2-MA sous agitation constante et légère, étant l’étape d’homogénéisation.
En fonction de la réaction à réaliser, les concentrations des échantillons et des standards ont été optimisées afin de mieux exploiter les signaux analytiques.
Les échantillons sont estimés entre 45 et 50 mL afin de pouvoir tremper complétement les électrodes dans le but minimiser les erreurs de mesures.
III. Synthèse et caractérisation spectroscopique et cristallographique de l’hydrogénomaléate de diisopropylammonium (iPr2NH2-MA)
Le cristal, (iPr2NH2.O2C-CH=CH-CO2H), a été obtenu par une neutralisation partielle de l’acide maléique (H2OCH=CHCO2H) ; 5 g, 8 mmol) avec du diisopropylamine (iPr2NH, 7 g, 5 mmol) dans du méthanol (50 mL) selon la réaction suivante .
Etude électrochimique du comportement du iPr2NH2-MA
En observant la structure du iPr2NH2-MA, il est possible d’identifier un groupement carboxylate, ammonium et carboxylique, ce qui suggère des possibilités d’arrachement ou de transfert de protons selon la nature du milieu (Schéma II.2).
L’hydrogénomaléate de diisopropylammonium(iPr2NH2-MA) se comporte comme un amphotère et est constitué de trois sites capables de réagir selon la nature du milieu : deux sites acides (carboxylique et ammonium) et un site basique (carboxylate).
La neutralisation du site basique (carboxylate) de l’iPr2NH2-MA est effectuée par un dosage en presence de HCl (Eq1). Par contre, la présence des deux sites acides rend la réaction de transfert de proton en présence de NaOH par deux étapes :
Le NaOH (base forte) va attaquer en premier lieu le site le plus acide (carboxylique).
En deuxième étape, l’attaque du site le moins acide(ammonium) se fait afin de neutraliser complètement les sites acides de la molécule de iPr2NH2-MA
Des méthodes expérimentales comparatives telles que la pH-métrie et la conductimétrie vont permettre de suivre l’évolution du iPr2NH2-MA dans les milieux acide et basique.
En milieu acide (HCl) (réaction de protonation) Eq1
En milieu basique (NaOH) (réaction de transfert de proton ou de déprotonation) H2O
Neutralisation 1ère site acide :
Neutralisation 2ème site acide :
Dosage pH-métrique
Du point de vue analytique, l’étude du comportement amphotère du iPr2NH2-MA a été effectué par simple titrage potentiométrique acide-base. Pour cela, une solution aqueuse de 0,8.10-4 M de iPr2NH2-MA a été préparé ; des volumes de 50 ml de la solution résultante ont été titrés ensuite avec du HCl 10-3M et du NaOH 10-3M. Les différentes mesures ont été enregistrées après chaque ajout d’une quantité de solution titrantes et représentées sur la figure II.4.
La figure II.4A représente la titration du iPr2NH2-MA avec le HCl. On constate que le site basique du iPr2NH2-MA va subir une neutralisation ce qui se matérialise par une diminution de la valeur du pH qui tend vers les pH acides. Dans ce cas, nous observons un seul palier qui explique la réaction de protonation (Eq1) du iPr2NH2-MA et montre que la molécule possède un seul site basique. Par contre, la figure II.4B consiste à la neutralisation du iPr2NH2-MA par le NaOH. Ces résultats montrent l’apparition de deux paliers qui conforte la présence des deux sites acides [14]. En effet compte tenu de la superposition des courbes pH=f(V) et ∆pH/∆V=f(V) dans la titration avec le NaOH, la présence des deux sites acides peut être bien remarqué par la formation de tampons correspondant aux deux pics de la courbe ∆pH/∆V = f(V). Ces résultats sont en conformité avec ceux développés par T. dos Santos [14] dans le cas du dosage potentiométrique de pyridoxine hydrochloride. Alors qu’en présence de HCl la courbe ∆pH/∆V = f(V) présente un seul pic et confirme la neutralisation de l’unique site basique.
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Table des matières
Introduction générale
Références
CHAPITRE I : Etude bibliographique
Introduction
I. Généralités sur les sels pharmaceutiques
I.1. Définitions
I.1.1. Le sel
I.1.2. Sels pharmaceutiques
II. Principe de Formation des sels pharmaceutiques
II.1. La règle de pKa
II.2. Choix du contre ion : cas du maléate
III. Etude de la Solubilité aqueuse des sels pharmaceutiques
III.1. Définition
III.3. Etude de pKa
III. 3.1. Méthode potentiométrique
III.3.2. Méthode conductimétrique
IV. Importance de la solubilité aqueuse dans les produits pharmaceutiques
V. Paramètres influençant la solubilité
V.1. Structure chimique
V.2. pH du milieu de dissolution
V.3. Température
VI. Solubilité des sels dans les solvants non aqueux
Conclusion
Références
Chapitre II :
Partie Expérimentale : Résultats et Discussions
Introduction
II. Produits et Matériels
II.1. Produits
II.2. Matériels
II.3. Procédures
III. Synthèse et caractérisation spectroscopique et cristallographique de l’hydrogénomaléate de diisopropylammonium (iPr2NH2-MA)
IV. Résultats et discussions
IV.1. Synthèse et caractérisation du iPr2NH2-MA
IV.2. Etude électrochimique du comportement du iPr2NH2-MA
IV.2.1. Dosage pH-métrique
IV.2.2. Dosage conductimétrique
IV.3. Détermination des paramètres physico-Chimique
IV.3.1. Valeurs de pKa
IV.3.2. Etude comparative des valeurs de pKa
IV.3.3. Calcul des paramètres thermodynamique : ∆H, ∆S et ∆G
IV.4. Détermination de la solubilité de l’iPr2NH2-MA
Conclusion
Références
Conclusion générale
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