Gastrite e Interações medicamentosas com a Ranitidina

A gastrite é um processo inflamatório agudo ou crônico erosiva ou não erosiva da mucosa gástrica de causas infecciosas (por o Helicobacter pylori) ou não infecciosas (Gastropatias secundárias ao uso de AINES ou álcool ou por estresse com doenças agudas graves), devendo ser descrita de acordo com critérios histológicos, ou seja exame microscópico para confirmação. Pode se desenvolver de repente ou lentamente. Há casos de úlceras estomacais onde aumenta-se os riscos de desenvolvimento de câncer gástrico, mas para muitos ela não é um problema sério e melhora-se rapidamente com o tratamento.

Para muitas pessoas, a gastrite crônica não causa sinais ou sintomas. Porém, os sintomas mais comuns apresentados incluem:

• Sensação de queimação, dor ou indigestão no abdome superior, que melhora ou piorara com a alimentação 
• Náuseas 
• Vômitos 
• Perda de apetite 
• Sensação de plenitude gástrica depois da alimentação 
• Aumento dos gases ou sensação de inchaço no estômago 
• Perda de peso 

Inibidores de H2 como a Ranitidina são indicados nas gastrites erosivas (úlceras de estresse) tanto como profiláticos em situações de risco como no tratamento. Porém não é indicada em todos os casos de gastrites não erosivas e outras gastropatias.

Interações da Ranitidina

A Ranitidina tem mecanismo de ação antagonizando a ação da histamina. Este fármaco inibe a secreção basal de ácido gástrico, reduzindo tanto o volume quanto o conteúdo de ácido e pepsina da secreção. Tem ação bactericida contra o Helicobacter pylori in vitro e possui ações protetoras da mucosa.

Porém a Ranitidina pode apresentar interação com outros medicamentos:
1. Axetilcefuroxima, Cefalexina e Cefpodoxina
Redução da eficácia dos antibióticos. Se não for possível trocar o antibiótico ou a Ranitidina, usar o antibiótico pelo menos 2 horas antes da Ranitidina.
2. Diltiazem
Pode causar efeitos tóxicos cardiovasculares. Monitorar o paciente e considerar redução da dose do Diltiazem ou substituição da Ranitidina.
3. Fenitoína
Aumento da toxicidade da Fenitoína, com o paciente apresentando sinais característicos como agranulocitose, trombocitopenia, ataxia, alterações comportamentais. Aconselha-se substituir a Ranitidina ou reduzir a dose da Fenitoína.
4. Glibenclamida, Glimepirida e Metformina
Aumento do efeito hipoglicemiante, devendo reduzir a dose da Glibencamida ou substituir a Ranitidina.
5. Itraconazol e Cetoconazol
Redução da absorção do Itraconazol e do Cetoconazol em formulações orais. A administração dos medicamentos com bebidas do tipo cola minimiza a interação.
6. Risperidona
Aumento dos efeitos adversos da Risperidona como sedação, parkinsonismo, dispepsia, constipação, taquicardia e boca seca.
7. Warfarina
Risco de sangramento, sendo recomendado monitorar a protrombina até que a atividade anticoagulante seja estabilizada. Substituir a Ranitidina caso ocorra a interação.
8. Verapamil
Potencial de causar efeitos tóxicos cardiovasculares, sendo recomendado monitorar o paciente e considerar a redução da dose do Verapamil.

O Cloridrato de Ranitidina promove uma diminuição da produção de ácido e pepsina no estômago, favorecendo a cicatrização da gastrite e/ou das úlceras pépticas do estômago e do duodeno e prevenindo suas complicações. Também pode ser usado no tratamento de doenças relacionadas à hipersecreção ou hipersensibilidade à secreção gástrica, tais como esofagite de refluxo associada ou não a hérnia de hiato.

FONTE:

http://atualizacaofarmaceutica.com/farmacologia/principais-interacoes-medicamentosas-da-ranitidina/
http://www.abc.med.br/p/41893/gastrite+o+que+sente+uma+pessoa+com+gastrite.htm
Consultado em: 30/03 às 2h e 03 min

Azia? Não tome leite nem quente nem frio.

Mas qual é o problema do leite ? O leite é um alimento de grande polêmica quando se fala da azia. Há quem acredite que pode-se amenizar a situação, o que de fato acontece nas primeiras horas, piorando após algum tempo.

Quando ingerimos muitos alimentos ácidos é comum sentirmos azia. Mas por quê? Acontece que o nosso estomago produz o suco gástrico, que é responsável por ajudar na quebra dos alimentos, e o suco gástrico é composto de ácido clorídrico (HCl). Assim existe um acúmulo de ácidos no nosso estomago, proveniente de alimentos e também do suco gástrico, gerando assim a “azia”.

É comum tomarmos um antiácido estomacal quando sentimos azia, por exemplo sal de eno, leite de magnésia, bicarbonato de sódio, entre outros. Em geral esses antiácidos possuem em sua composição uma base, no caso do leite de magnésia a base é o Hidróxido de Magnésio [Mg(OH)2]. Ao chegar ao nosso estomago as bases reagem com o ácido clorídrico, neutralizando-o. Dessa forma cessa-se a azia. A reação de um ácido com uma base produz sal e água. 

Essa reação e chamada de reação de neutralização. A reação do ácido clorídrico com o leite de magnésia é a seguinte:

          2 HCl + Mg(OH)₂ → MgCl₂ + 2 H₂O
O sal formado é o Cloreto de Magnésio.

Então, e o leite? É o seguinte: as gorduras, proteínas e o cálcio no leite estimulam a produção de ácidos no estômago. Algumas pessoas aconselham o leite para a azia – mas há um problema. Sabe bem quando desce, mas estimula a secreção de ácidos no estômago. Outros alimentos que relaxam o esfíncter, e que devem ser evitados para aliviar ou evitar a azia, incluem a cerveja, vinho, outras bebidas alcoólicas e tomate.

FONTE: 

• http://www.mundoeducacao.com.br/saude-bem-estar/azia.htm 
• http://quipibid.blogspot.com.br/2011/05/o-que-e-um-acido.html

em 19/03/2013 ás 1h 35min

Excreção Renal dos Fármacos

O rim é o órgão mais importante para a excreção dos fármacos e seus metabólitos. Quando as drogas são excretadas na urina, isso acontece na sua forma original, não modificada, polar e hidrossolúvel (chamada de composto parental) ou na forma de seus metabólitos polares e hidrossolúveis (produzidos durante a biotransformação da droga). A excreção renal envolve três importantes processos fisiológicos independentes.

Filtração glomerular

Os poros dos glomérulos são suficientemente grandes paras permitir a passagem de todas as moléculas de drogas que não estão ligadas a proteínas plasmáticas para dentro dos túbulos renais (apenas a fração livre é filtrada). À medida que as moléculas de droga não conectadas são filtradas pelos glomérulos, mais e mais da fração ligada a proteínas plasmáticas se desconectará.

Secreção tubular ativa

Proteínas carreadoras (Saturável), conhecidas como carreadoras de secreções, são encontradas no túbulo renal proximal.

Exemplos de transportadores:

- Glicoproteína P – ânions anfipáticos
- MRP2 – metabólitos conjugados
- OCDs – bases orgânicas

Certas drogas podem inibir competitivamente essas carreadoras. Drogas que competem por sítios de ligação em carreadoras ácidas têm significância clínica muito maior do que aquelas que competem por carreadoras básicas. Além disso, para drogas que são secretadas ativamente, a filtração glomerular tem uma importância menor. 

Exemplos de competidores por carreadoras ácidas: furosemida, penicilina, probenecida e tiazidas. 

Exemplos de competidores por carreadoras básicas: amilorida, morfina e neostigmina.

Reabsorção tubular passiva

O grau de ionização e de lipossolubilidade de uma droga determinará o grau em que ela poderá ser reabsorvida a partir do néfron e de volta para a corrente sanguínea. A biotransformação tem como objetivo tornar as drogas mais polares e hidrossolúveis, para prevenir sua reabsorção nos túbulos renais. Moléculas ionizadas não são, portanto, reabsorvidas, mas as moléculas não ionizadas de ácidos e bases fracas sofrem a reabsorção passiva global nos túbulos proximais e distais. Já que o pKa de uma droga e o pH no meio em torno das suas moléculas determinam seu grau de ionização, o pH tubular influenciará o grau em que certas drogas (aquelas que são ácidos fracos ou bases fracas) serão excretadas na urina. A alcalinização da urina aumentará a taxa de excreção de um ácido fraco, enquanto a acidificação da urina aumentará a taxa de excreção de uma base fraca. Esses fatos são utilizados durante o tratamento da superdosagem de drogas. A superdosagem de aspirina, por exemplo, é tratada com bicarbonato de sódio para alcalinizar a urina e também para tratar a acidose metabólica causada por essa superdosagem. O túbulo contorcido proximal também apresenta carreadoras de reabsorção para bases e ácidos orgânicos. Essas carreadoras têm particular importância no tratamento da gota.

Em geral, as alterações da função renal global afetam proporcionalmente esses três processos. Mesmo nos indivíduos saudáveis, a função renal não é constante. 

Nos recém-nascidos, a função renal é baixa, em comparação com a massa corporal, mas se desenvolve rapidamente nos primeiros meses após o nascimento. Na vida adulta, há um declínio lento da função renal (cerca de 1% ao ano) e, por essa razão, os indivíduos idosos podem ter graus significativos de limitação funcional.

Fonte

• As bases farmacológicas da terapêutica de Goodman & Gilman. Pág. 26-27. 12ª Ed. – Porto Alegre: AMGH, 2012. 
• Farmacologia na Prática Clínica da área de saúde/ Gustav Schellack. Pág. 51-52. São Paulo: Fundamento Educacional, 2006.

Cursos no Scientia

Conversei no dia 18/03/13 com Professor Valdir Tutunji onde tive toda segurança para recomendar e me inscrever nos simpósios e cursos do site.

O valor cobrado é simbólico para manutenção do site e o conteúdo é sensacional. Os certificados emitidos têm validade para o cumprimento de horas complementares, obrigatórias para a conclusão de cursos de graduação.

O Scientia faz parte de uma iniciativa para divulgar as ciências básicas e aplicadas, promovendo a formação, atualização e o aperfeiçoamento aos interessados nas áreas de educação, biologia, biomedicina, educação física, enfermagem, farmácia, fisioterapia, medicina, nutrição e a outras correlacionadas.

O Scientia foi idealizado, criado e é mantido pelo Prof. Valdi Tutunji, bacharel e licenciado em Ciências Biológicas pela Faculdade de Humanidades Pedro II, que possui pós graduação lato sensu em Laboratório de Saúde Pública, pela Escola Nacional de Saúde Pública/FIOCRUZ. Foi Professor e Coordenador do Curso de Biomedicina do Centro Universitário de Brasília (UniCEUB). Atualmente é professor das disciplinas de microbiologia médica, aspectos laboratoriais do diagnóstico clínico e clínicas integradas do Curso de Medicina da Faculdade Atenas (Paracatu/MG). É membro da Sociedade Brasileira de Microbiologia e da International Society for Human and Animal Mycology.

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Indicadores Ácido-Base

A titulação de um ácido por uma base e vice-versa ocorre com variação de pH e o ponto de equivalência é alcançado em um pH específico. No entanto, esta variação de pH ocorre sem nenhuma mudança física perceptível. Assim, torna-se necessário a utilização de substâncias que sinalizem o ponto de equivalência. Estas substâncias são chamadas de indicadores. Os indicadores mudam de coloração em um pH determinado, sinalizando o ponto de equivalência da titulação.

Substancia que muda de cor quando passa da forma ácida para a forma básica (ácido-base) ou da forma oxidada para a forma reduzida (redox).

Segundo Ostwald (1894) os indicadores utilizados nas titulações de neutralização, são ácidos ou bases orgânicas fracas, tendo as moléculas não dissociadas cor diferentes da dos íons.  A coloração do indicador dependerá da espécie predominante.

Assim, para o Indicador básico, temos os seguintes comportamentos:

• A adição de uma gota de ácido a uma solução neutra de indicador básico aumentará a presença de H+ na solução, fixando os íons OH-, provenientes da dissociação e deslocando o equilíbrio acima para a direita. Assim, na presença de ácido, a solução terá a cor determinada pela espécie Ind+.
• Se adicionarmos uma gota de base à solução de indicador básico, os íons OH- fixarão os íons Ind+ provenientes da dissociação de IndOH. Assim, o equilíbrio será deslocado para a esquerda e haverá um predomínio da espécie IndOH e a solução terá a cor determinada por esta espécie.

Os Indicadores Ácidos possuem hidrogênio ionizável na estrutura, quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).

Escala de pH

Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra.  Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é.

Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções. 

Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.

  

Faixa de viragem dos indicadores 

A faixa de viragem dos indicadores é a região do pH onde há um predomínio de uma das espécies dissociadas de maneira a ocorrer uma mudança de coloração perceptível no meio. O olho humano só consegue perceber uma mudança de coloração quando a concentração de uma das espécies é superior em 10 vezes a concentração da outra espécie.  

A tabela abaixo mostra as faixas de viragem para alguns indicadores usados normalmente em titrimetria:

Mudanças de cor dos indicadores (Atkins & Jones, 2012
Indicador	Cor		Zona de viragem do indicador - pH
	Forma ácida	Forma Básica
Alaranjado de metila	Vermelho	Amarelo	3,2 – 4,4
Alizarina	Vermelho	Violeta	11,0 – 12,4
Amarelo de alizarina R	Amarelo	Vermelho	10,1 – 12,0
Azul de bromofenol	Amarelo	Azul	3,0 – 4,6
Azul de timol pK 1,7	Vermelho	Amarelo	1,2 – 2,8
Azul de timol pK 8,9	Vermelho	Amarelo	8,0 – 9,6
Fenolftaleína	Incolor	rosa	8,2 – 10,0
Tornassol	Vermelho	Azul	5,0 – 8,0
Verde de bromocresol	Amarelo	Azul	3,8 – 5,4
Vermelho de fenol	Amarelo	Vermelho	6,6 – 8,0
Vermelho de metila	Vermelho	Amarelo	4,8 – 6,0

O ponto final é uma propriedade do indicador. O ponto estequiométrico é uma propriedade da reação química que ocorre durante a titulação. Ocorre uma modificação físico-visual antes do ponto estequiométrico visual. Quanto menor for a diferença do volume entre eles, maior será a precisão. É importante selecionar um indicador com um ponto final próximo do ponto estequiométrico da titulação de interesse.
No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir.

Aqui a teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores: "A coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas".
Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+).

A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos indicadores como devida a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento dos grupos cromóforos.

Fatores que influenciam o comportamento dos indicadores

• Temperatura
• Força iônica
• Presença de solventes orgânicos

Passos da análise dos sistemas titulométricos para a escolha do indicador

Estes passos de análise teórica devem ser executados antes da análise no laboratório, visto que, a não observância da relação pH do ponto de equivalência/ pH do ponto final poderá levar a um considerável erro.

Calcular o pH:

• Antes de iniciar a titulação. 
• Entre o início da adição do titulante e o ponto de equivalência. 
• No ponto de equivalência. 
• Entre o ponto de equivalência e o final da titulação. 

Fonte

• Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - Atkins, Peter; Jones, Loretta - 5 ª Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012
• Indicadores de pH - http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm

Erros Experimentais (Analíticos)

Toda medida possui alguma incerteza, que é chamada de erro experimental. As Conclusões podem ser expressas com um alto ou baixo grau de confiança, mais nunca com completa certeza. O erro experimental é classificado como sistemático ou aleatório.

Sistemático: também chamado de erro determinado, é um erro reprodutível que pode ser detectado e corrigido. Surge devido a uma falha de um equipamento ou na falha no projeto de um equipamento. Se realizarmos o experimento novamente, exatamente da mesma maneira, o erro é reprodutível.

Aleatório: também chamado de erro indeterminado, não pode ser eliminado, mas pode ser diminuído em um experimento realizado de forma mais adequada. Resulta dos efeitos de variáveis que não estão controladas nas medidas. A probabilidade de o erro aleatório ser positivo ou negativo é a mesma.

Mesmo químicos analíticos experientes podem cometer falhas primárias na escolha e execução de um método analítico. 

Falhas que comprometem os resultados experimentais:

• Amostragem estatisticamente não representativa; 
• Inadequação de procedimentos de limpeza de materiais e acessórios analíticos; 
• Escolha errada do grau de pureza dos reagentes; 
• Escolha inadequada do método analítico.

Veja também outros erros analíticos: Algarismos Significativos e o Precisão e Exatidão

Fonte

• Análise Química Quantitativa. Harris, Daniel C. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2011. 

Algarismos significativos

No valor que expressa a magnitude de uma grande za através de uma unidade de medida, os algarismos conhecidos com certeza mais o algarismo duvidoso são denominados de algarismos significativos. Por exemplo, se ao medir o volume de uma amostra líquida numa proveta de 25 mL, cuja menor divisão é 0,1mL, encontrou-se o valor 17,24 mL, este resultado tem quatro algarismos significativos (os dígitos um, sete e dois são conhecidos com certeza e o quatro é o algarismo duvidoso – aquele que foi estimado).

O algarismo duvidoso sempre está na casa decimal em que está o limite do erro do aparelho de medida utilizado. Como o limite de erro de uma proveta corresponde à metade de sua menor divisão, no caso da proveta acima mencionada, este limite é de 0,05 mL; por isto que no valor 17,24 mL o dígito 4 corresponde ao algarismo duvidoso. Já no caso de um valor de massa igual a 7,241 g, medido numa balança cujo fundo de escala é 0,001g (para balanças, o limite de erro é igual à menor divisão), os dígitos sete, dois, e quatro são conhecidos com certeza e o um é o algarismos duvidoso.

Se à esquerda de um número só houver zeros, estes zeros não são algarismos significativos.
Nos números que não têm vírgula decimal, os zeros podem ser ou não significativos. Para eliminar possíveis confusões, vamos adotar a convenção de incluir uma vírgula decimal se os zeros forem significativos. Assim, 100, tem três algarismos significativos, enquanto 100 só tem um. Ou então, escreve-se em notação científica 1,00 × 10² (com três algarismos significativos) ou 1 × 10² (com um algarismo significativo).

Algarismos significativos e massas atômicas: Ao observar uma boa tabela periódica, verificamos que as massas atômicas de alguns elementos têm mais algarismos significativos do que outros. Ao usarmos massas atômicas em cálculos, adotaremos a seguinte convenção: usar-se-á para a massa atômica um algarismo significativo a mais do que o número de algarismos de qualquer outro dado.

Fonte

• http://www3.fsa.br/fabricio/algarismos_significativos.htm 
• http://matefisica.blogs.sapo.pt/340.html 
• http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAauMAB/arredondamento

Solução-Padrão

Na análise titrimétrica são usadas soluções padronizadas em que a unidade básica da quantidade é o mol. Apresentam o teor elevado de pureza que permite pesar 1 mol e solubilizar com água e completar até o volume desejado.

M= moles de soluto(g)/volume da solução (L)

É quando se determina o volume de uma solução cuja concentração se conhece com exatidão. Será necessário para dosar uma solução que contém a substância que se quer determinar a concentração.

Preparo de soluções padrões: quando se dispõe de um reagente com pureza adequada pode-se preparar uma solução de molaridade conhecida pesando um mol, dissolvendo o material em um solvente apropriado (geralmente água) e completando o volume conhecido com solvente.

Soluções de padrão primário e secundário

Substâncias usadas em determinadas concentrações como soluções de referência, são conhecidas como soluções de padrão primário ou secundário.
A validade de um resultado analítico depende do conhecimento da quantidade de um dos reagentes usados. Se um titulante é preparado pela dissolução de uma quantidade pesada de reagente puro em um volume conhecido de solução, então sua concentração pode ser calculada.

Um padrão primário é uma substância suficientemente pura (grau de pureza aceitável) para que se possa preparar uma solução padrão por pesagem direta das substâncias solubilizadas com solvente adequado e diluição até um determinado volume de solução. Um padrão-primário deverá ser 99, 9% puro ou mais. São os seguintes os requisitos principais exigidos de um padrão primário:

• a substância deve ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação; 
• não pode ser volátil; 
• as impurezas devem ser facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida; 
• a substância não deve ser higroscópica (absorver umidade do ambiente) ou eflorescente; 
• deve ser bastante solúvel. 

Um padrão secundário é uma substância que pode ser usada nas padronizações e cujo teor ativo (concentração) foi determinado por comparação contra um padrão primário. Em outras palavras, uma solução padrão secundário é aquela em que a concentração do soluto dissolvido não foi determinada por pesagem direta da substância dissolvida, mas pela titulação com uma solução padrão primário. A sua concentração é encontrada comparando com a solução de padrão primário, ou seja, titulando ou dosando. 

Quando o reagente não é padrão primário (por exemplo, o ácido clorídrico, os hidróxidos alcalinos e de amônio, o permanganato de potássio, etc.) a preparação direta da solução não é possível. Recorre-se, então, à técnica indireta, que consiste em preparar, inicialmente, uma solução com concentração aproximada à desejada e, depois, padronizá-la, isto é, determinar com exatidão o sei título em relação a um padrão primário adequado ou com referência a uma outra solução padrão.

Fonte

• Análise Química Quantitativa. Harris, Daniel C. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2011. 
• http://www.infoescola.com/quimica/substancias-e-solucoes-padroes/ 
• http://www.pucrs.br/quimica/mateus/geralexp.htm

Farmacocinética: Transporte de fármacos através de membranas

A membrana plasmática é uma estrutura semipermeável da célula, ou seja, com permeabilidade seletiva. Essa característica permite que a célula (meio intracelular) troque substâncias com o meio extracelular. Dependendo das propriedades químicas, os fármacos podem ser transportados do TGI por difusão passiva ou por transporte ativo:

• Difusão passiva/simples: drogas hidrossolúveis e drogas lipossolúveis
• Difusão facilitada
• Transporte ativo
• Endocitose ou exocitose
• Via paracelular 

Difusão Passiva

O transporte passivo é a passagem de moléculas e íons obedecendo a tendência natural, sem que haja consumo de energia. Isto ocorre em virtude da diferença de pressão de difusão entre os líquidos que estão nos lados da membrana. O transporte passivo pode ser por difusão e osmose.  

Osmose é a difusão da água através de uma membrana semipermeável, do local de maior concentração de água para o local de menor concentração, ou seja, a água flui do meio hipotônico para o meio hipertônico.

 

A osmose não é influenciada pela natureza do soluto, mas pelo número de partículas. Quando duas soluções contêm a mesma quantidade de partículas por unidade de volume, mesmo que não sejam do mesmo tipo, exercem a mesma pressão osmótica e são isotônicas. Caso sejam separadas por uma membrana, haverá fluxo de água nos dois sentidos de modo proporcional.

Quando se comparam soluções de concentrações diferentes, a que possui mais soluto e, portanto, maior pressão osmótica é chamada hipertônica, e a de menor concentração de soluto e menor pressão osmótica é hipotônica. Separadas por uma membrana, há maior fluxo de água da solução hipotônica para a hipertônica, até que as duas soluções se tornem isotônicas.

A osmose pode provocar alterações de volume celular. Uma hemácia humana é isotônica em relação a uma solução de cloreto de sódio a 0,9% (“solução fisiológica”). Caso seja colocada em um meio com maior concentração, perde água e murcha. Se estiver em um meio mais diluído (hipotônico), absorve água por osmose e aumenta de volume, podendo romper (hemólise).

A difusão é um processo que pode ser observado em qualquer tipo de partículas. Em física, a lei da difusão diz que “as partículas tendem a se mover da área de maior concentração para a área de menor concentração, até que as concentrações se igualem”.

A célula procura estar sempre em isotonia com o meio extracelular. Isso quer dizer que ela deve ter uma concentração de solutos em água semelhante à do meio em que vive.

•  A favor do gradiente de concentração;
• Não envolve carregador;
• Não é saturável;
• Sem gasto de energia.

1.      Difusão passiva de drogas hidrossolúveis

Ou difusão aquosa (polar)

 

2.      Difusão passiva de drogas lipossolúveis

Ou difusão lipídica (apolar)

 

Difusão facilitada

Na difusão facilitada, certas proteínas (permeases) atuam facilitando a passagem de moléculas (açúcares simples e aminoácidos) que, por difusão simples demorariam muito para atravessar a membrana de modo a igualarem suas concentrações.

•                    Não há gasto de energia;

•                    Mediado por transportador;

•                    Substâncias com peso molecular elevado ou hidrossolúvel;

•                    Segue um gradiente eletroquímico.

•                    Saturado.