Análisis Cuantitativo de Tabletas de Aspirina por Espectrometría UV
Baeza, Karen; Flórez, Johana ; Herrera, Brayan ; Lezcano, Dallan Universidad de Pamplona. Pamplona, Norte de Santander, Colombia Octubre - 2016 Resumen. En la práctica de laboratorio se determinó cuantitativamente la cantidad en gramos gramos de ácido acetilsalicílico presentes en las pastillas de Aspirina comercial (efervescente y no efervescente). A partir de la técnica de espectrometría ultravioleta-visible ultravioleta-visible,, y aplicando la ley de Beer-Lambert se halló la concentración del ácido acetil-salicílico acetil-sa licílico una vez fue hidrolizada y diluida, siendo los valores de los gramos contenidos en la pastilla 0,06797g para la efervescente y 0,25538 g para la no efervescente. _________________________________________________________________ ____________________________ _____________________________________ Palabras claves : absorbancia, longitud de onda, concentración, dilución, aspirina. Introducción
Dentro de los métodos espectrométricos o espectrofotométricos de análisis para identificar y cuantificar elementos presentes en distintos medios, entre ellas aguas destinadas a bebida humana, se encuentra la espectrofotometría ultravioletavisible(UV-VIS). Las técnicas espectroscópicas se basan en la interacción de la radiación electromagnética con la materia. A través de esta interacción las moléculas pueden pasar de un estado energético, a otro estado energético distinto, absorbiendo una cantidad de energía radiante igual a la diferencia energética existente entre los dos niveles. [1] Cada sustancia tiene su propio espectro de absorción, el cual es una curva que muestra la cantidad de energía radiante absorbida,
Absorbancia, Absorbancia, por la sustancia sustancia en cada longitud de onda del espectro electromagnético, es decir, a una determinada longitud de onda de la energía radiante, cada sustancia absorbe una cantidad de radiación que es distinta a la que absorbe otro compuesto. El espectro de absorción de un cromóforo depende, fundamentalmente, de la estructura química de la molécula; no obstante, hay una gran cantidad de factores que originan variaciones en los valores de , entre los que se incluye el pH, la polaridad del solvente o moléculas vecinas y la orientación de los cromóforos vecinos; y cada uno afecta de forma particular. Las longitudes de onda de los picos de absorción pueden correlacionarse con los tipos de enlace en una determinada molécula, y son valiosos para determinar los grupos funcionales dentro de la molécula. La naturaleza del disolvente, el pH de la solución, la
temperatura, la concentración de electrolitos, y la presencia de sustancias interferentes pueden influir en los espectros de absorción de los compuestos, así como las variaciones en la anchura de la hendidura (ancho de banda efectivo) en el [2] espectrofotómetro . Marco teórico
Cuando la radiación interacciona con la materia, pueden ocurrir varios procesos como reflexión, dispersión, absorbancia,fluorescencia/fosforesce ncia (absorción y reemisión) y una reacción fotoquímica (absorbancia y rotura de enlaces). En general, cuando se miden espectros UVvisible, sólo es deseable que ocurra absorbancia. Como la luz es una forma de energía, la absorción de la luz por la materia causa que aumente el contenido de energía de las moléculas (o átomos). La energía potencial total de una molécula, generalmente se representa como la suma de sus energías electrónica, vibracional y rotacional. En algunas moléculas y átomos, los fotones de luz UV y visible tienen suficiente energía para causar transiciones entre los diferentes niveles. La longitud de onda de la luz absorbida es aquella que tiene la energía requerida para mover un electrón desde un nivel de energía inferior a uno superior [3] La espectrofotometría UV-visible es una técnica analítica que permite determinar la concentración de un compuesto en una solución. Se basa en que las moléculas absorben las radiaciones electromagnéticas y a su
vez que la cantidad de luz absorbida depende de forma lineal de la concentración. Para hacer este tipo de medidas se emplea un espectrofotómetro, en el que se puede seleccionar la longitud de onda de la luz que pasa por una solución y medir la cantidad de luz absorbida por la misma. El fundamento de la espectroscopia se debe a la capacidad de las moléculas para absorber radiaciones entre ellas las radiaciones dentro del espectro UV-visible. Las longitudes de onda de las radiaciones que una molécula puede absorber y la eficiencia con la que se absorben dependen de la estructura atómica y de las condiciones del medio (pH, temperatura, fuerza iónica, constante dieléctrica), por lo que dicha técnica constituye un valioso instrumento para la determinación y caracterización de las moléculas. La ley de Beer-Lambert expresa la relación entre la absorbancia y la luz monocromática (de longitud de onda fija) y concentración de un cromóforo en solución:
= = ε ∗ c ∗ b
La absorbancia de una solución es directamente proporcional a su concentración “a mayor número de moléculas, mayor interacción de la luz con ellas”; también depende de la distancia que recorre la luz por la solución “a igual concentración, cuanto mayor distancia recorre la luz por la muestra más moléculas se encontrara”; y por último, depende de ε, una constante de proporcionalidad
“denominada coeficiente de absortividad” que es específica de cada cromóforo.
La ley de Beer-Lambert se cumple para soluciones diluidas; para valores de c altos, ε varía c on la concentración, debido a fenómenos de dispersión de la luz, agregación de moléculas, cambios del medio, etc [4]. Como lo demuestra Ghulam Murtaza y sus acompañantes, en su artículo “Development of a UVspectrophotometric method for the simultaneous determination of aspirin and paracetamol in tablets” donde por medio de la solución empleada por el método de ecuaciones simultáneas, basado en la medición de la absorbancia a dos longitudes de onda, 265 y 257 nm, para λ max, para la aspirina y el paracetamol, respectivamente. Las correcciones de las absorbancias y las concentraciones de la ley de BeerLambert encontraron que la curva de calibración fue lineal en su rango de trabajo, concluyendo de tal modo que sus resultados obtenidos para la determinación simultánea de la aspirina y el paracetamol en tabletas son específicas, rápidas y sencillas con buena sensibilidad para el control de calidad de medicamentos. De este modo comprobando la [5] proporcionalidad de dicha ley . Procedimiento
Inicialmente se pesó en una balanza analítica 0.0250g de ácido salicílico, la cual se diluyo y posteriormente se aforo en un balón de 25 mL con una Resultados
solución de hidróxido de sodio 0.1 M, se agito y luego se calculó la concentración de esa solución estándar. De esta solución estándar se tomó 100 y 120 , se aforo a 10 mL con hidróxido de sodio 0.1M y se calculó la concentración de estas soluciones patrón.
Se volvió a pesar, 0.0255 g de ácido salicílico, se diluyo y se aforo en un balón de 25 mL con una solución de hidróxido de sodio 0.1M, posteriormente se calculó la concentración de la solución estándar. De esta disolución se tomó 150, 170, 200, 220 y 250 , se aforo a 10 mL con hidróxido de sodio 0.1 M y se calculó la concentración de cada una de ellas.
Seguidamente se aforo cada una de las pastillas de aspirina efervescente y no efervescente en un balón de 100 mL que contenida una solución de hidróxido de sodio 0.1 M. De estas soluciones se tomó 2 mL y se aforo nuevamente a 100 mL con hidróxido de sodio 0.1 M nuevamente. Se pasó al espectrómetro UV-VIS en donde utilizando la solución estándar se determinó la longitud de onda de máxima absorción, con al cual se midió la absorbancia de cada una de las soluciones patrón preparadas, se midió la absorbancia de cada una de las soluciones de aspirina, las cuales estaban inicialmente muy diluidas y otras muy concentradas y se renovó esta parte hasta obtener la absorbancia deseada dentro de las curvas de las soluciones patrón.
Para calcular las concentraciones de las soluciones estándar se siguió el siguiente procedimiento: Primera solución estándar:
= 1.8115 ∗10 − 0.0250 ∗ 1 138
=
1.8115 ∗ 10−
0.0250
= . ∗ −
Segunda solución estándar:
= 1.8478 ∗10 − 0.0255 ∗ 1 138
=
1.8478 ∗ 10−
0.0250
= . ∗ −
En la tabla 1. Se muestran las concentraciones y se especifica con que solución estándar se prepararon las soluciones patrón. SOLUCIONES ACIDO CONCENTRACIÓN(M) DILUCIONES (µL) ESTANDAR(mL) SALICILICO(g) 25 0,0250 7,246*10-3 100,120 25 0,0255 7,391*10-3 150,170,200,220,250
Tabla 1. Soluciones estándares
Soluciones patrón
Utilizando la siguiente ecuación y despejando de ella concentración de cada una de las soluciones patrón.
=
=
.∗ ∗(∗ )=7.246*− = (.)
.∗ ∗(.∗) = =8.6952∗ − (.) .∗ ∗(.∗ )=1.10865*− = (.)
C
calculamos la
.∗ ∗(.∗) = =1.2564* − (.) .∗ ∗(∗) = =1.4782*− (.) .∗ ∗(.∗) = =1.62602*− (.) .∗ ∗(.∗) = =1.84775*− (.) En la siguiente tabla se muestra las concentraciones calculadas anteriormente, con su respectivas absorbancias arrojadas por el espectrofotómetro UV-VIS. Diluciones(µL) Concentraciones (M) 100 7,246*10 -5 120 8,6952*10 -5 150 1,10865*10 -4 170 1,25647*10 -4 200 1,4782*10 -4 220 1,62602*10 -4 250 1,84775*10 -4 Tabla 2. Datos para la curva de calibración
Absorbancia 0,396 0,424 0,488 0,506 0,636 0,675 0,984
Absorbancia Vs Concentración 1.2 1 y = 4630.2x - 0.0024 R² = 0.8569
A I 0.8 C N A B 0.6 R O S B 0.4 A
0.2 0 0.00E+00
5.00E-05
1.00E-04
1.50E-04
CONCENTRACION (M)
Grafica 1. Curva de calibración (A Vs C)
Reacción formada
+ → +
2.00E-04
Se diluyo la pastilla de aspirina (EFERVESCENTE) en 100 mL de NaOH (0,1M) y tomando una alícuota de 4 mL y diluyendo en 100 de NaOH (0,1M) calculamos la concentración de ácido acetil salicílico por medio de la curva de calibración; Por la relación estequiometria de la reacción (1:1), se calculó la concentración de ácido salicílico y teniendo los moles, con el peso molecular calculamos los gramos de ácido acetilsalicílico. Concentración de ácido salicílico por medio de la curva de calibración : 1,5105*10 -4M
= − ) ∗ (0,1) (1,5105∗10 = (4∗10− ) 180 = 3,77625 ∗ 10− ∗0,1 ∗ 1 = , Posteriormente se diluyo la pastilla de aspirina (NORMAL) en 100 mL de NaOH (0,1M) y tomando una alícuota de 1,5 mL y diluyendo en 100 mL de NaOH (0,1M) calculamos la concentración de ácido acetilsalicílico por medio de la curva de calibración; Por la relación estequiometria de la reacción (1:1), calculamos la concentración de ácido salicílico y teniendo los moles, con el peso molecular calculamos los gramos de ácido acetilsalicílico. Concentración de ácido salicílico por medio de la curva de calibración : 2,1282*10 -4M
= − ) ∗ (0,1) (2,1282∗10 = (1,5∗10−) 180 = 14,188∗10− ∗0,1∗ 1 = , Porcentaje de error
% = ∗100
% () = 0,50,06797 ∗ 100 = , % 0,5 0,255384 ∗ 100 = ,% % () = 0,5 0,5 comparación de costos
→Efervescente: $ = 700∗0,06797 0,5
$ = , →Normal: ∗ 0,255389 $ = 500 0,5
$ = ,
Análisis De Resultados
Con base en los resultados experimentales de las concentraciones halladas en el laboratorio y las respectivas absorbancias arrojadas por el espectrofotómetro UVVIS, se observó un comportamiento no lineal (ver grafica 1.), debido a errores sistemáticos en las preparaciones de las disoluciones afectando tal comportamiento. Con respecto a la concentración del ácido salicílico calculada con la curva de calibración para las dos pastillas comerciales, se determinó mayor concentración de este componente en la aspirina (NORMAL) con una concentración superior de 0,2g aproximadamente en comparación con la aspirina efervescente. Con base en los datos teóricos y experimentales se calcula el porcentaje de recuperación, obteniendo un resultado mayor en la aspirina efervescente con 86% y la aspirina normal con 48%, errores relativamente altos se considera que fue debido a posibles factores de preparación de las muestras. Los costos según la práctica de laboratorio son relativamente bajos en comparación con los costos habituales en el comercio farmacéutico.(ver comparación de costos)
Conclusiones.
Se determinó que los micro litros de solución estándar que se toman para preparar las soluciones patrones, deben tener en cuenta la dilución de las aspirinas , para que así estas estén dentro del rango de la curva de calibración de las respectivas absorbancias que nos arroja el espectrofotómetro UV-VIS. Se observo una gran pérdida en peso de ácido acetilsalicílico en la pastilla de aspirina con respecto a la referencia en la etiqueta de esta con un
86,4%(efervescente), y un 48,9% (no efervescente); esto posiblemente se debió a errores aleatorios en la preparación de las diluciones involucradas. Se obtuvo una correlación aceptable en la regresión lineal de la curva de calibración de las soluciones patrón, se propone preparar y tomar un par de diluciones un poco más diluidas y otras más concentradas, para así en caso de algún error poder modificar la curva y obtener una excelente correlación y poder ajustar mejor la ecuación de la recta, para mejores resultados y mejor rendimiento de la práctica.
Bibliografía. [1] http://www.bvsde.paho.org/texcom/cd045364/MCEcap3.pdf.octubre 07-2016
http://uniciencia.ambientalex.info/infoCT/Esttecespcuaantpreproco.pdf [2] octubre07-2016 [3]fundamentos de la espectoscopia UV-visible moderna. Tony Owen. Agilent technologies. Pag 3-4 . [4].]http://www.omicsonline.org/uv-visible-spectrophotometric-method-development-andvalidation-of-assay-of-paracetamol-tablet-formulation-2155-9872.1000151.pdf.Octubre 072016 [5] Murtaza, Ghulam.(18 de enero de 2011), Development of a UV-spectrophotometric method for the simultaneous determination of aspirin and paracetamol in tablets, Scientific Research and Essays, Vol 6(2), pag. 417-421
Anexos.
¿Por qué se usa la solución de NaOH 0.1M como solvente en este experimento, porque se usa ácido salicílico? El hidróxido de sodio actúa como un estabilizador o controlador para el análisis cuantitativo de la aspirina, cuando la aspirina reacciona (ácido acetilsalicílico) reacciona con una base, como hidróxido de sodio, se hidroliza rápidamente para formar un di anión.
De algunas posibles explicaciones para el valor del porcentaje de recuperación encontrado cuando usted analizo la tableta de aspirina. ¿Están
sus resultados dentro del rango del valor esperado para el analgésico analizado? La falta de precisión y exactitud al momento de hacer cada disolución impidieron obtener los resultados cercanos a los descritos en la tableta, sumándole a todo el proceso los errores de tipos sistemáticos y aleatorios que se presentaron en el laboratorio, la manipulación de la muestra, el manejo de datos y los equipos.
¿Qué compuestos presentes en algunos analgésicos podrían interferir con la determinación de la aspirina por este método? El ácido acetilsalicílico está formado por agujas blancas cristalinas. F. Hoffman consiguió sintetizarlo a partir de alquitrán de carbón. Sus cristales alargados, de sabor ligeramente amargo, y de color blanquecino, funden a 132 grados centígrados y son insolubles en agua. Es estable en aire seco, pero con la humedad se descompone lentamente en ácido salicílico y en ácido acético. El proceso de síntesis consiste en tratar el ácido salicílico con anhídrido acético, en presencia de un poco de ácido sulfúrico, que actúa como catalizador.
