DETERMINACION DEL ACIDO ACETILSALICILICO POR ESPECTROFOTOMETRIA UV I.
GENERALIDADES
La espectroscopia visible es una de las técnicas más ampliamente y más frecuentemente empleadas en el análisis químico. Para que una sustancia sea activa en el visible debe ser colorida: el que una sustancia tenga color, es debido a que absorbe ciertas frecuencias o longitudes de onda del espectro visible y transmite otras más. El rango visible se considera de los 380 a los 750 nm. La base de la espectroscopia Visible y Ultravioleta consiste en medir la intensidad del color (o de la radiación absorbida en UV) a una longitud de onda específica comparándola con otras soluciones de concentración concentración conocida (soluciones estándar) que contengan la misma especie absorbente. Para tener esta relación se emplea la Ley de Beer, que establece que para una misma especie absorbente en una celda de espesor constante, la absorbancia es directamente proporcional a la concentración. La coloración de la solución se debe a la especie absorbente y esta coloración puede ser natural o inducida. Diferentes regiones del espectro Ultravioleta y visible y sus rangos o zonas comprendidas:
La coloración natural puede ser la base de la cuantificación de una especie; Más frecuentemente, se induce a la formación de un complejo colorido que absorba en el visible, y que sea específico para el elemento o compuesto que se desea cuantificar colorimétricamente. Para esto se requiere de un control de ciertas condiciones, que inhiben o favorecen la formación de compuestos coloridos: El pH es un factor determinante en la formación de ciertos complejos o compuestos coloridos. Cuando el pH influye en la técnica analítica, se requiere de un control adecuado de este valor para lo cual se agrega alguna solución buffer, o estabilizador de pH. Temperatura: La temperatura es factor importante, sobre todo en reacciones en las cuales el factor cinético es la base del análisis. pH:
Tiempo: En ciertas reacciones, se requiere de un
tiempo determinado para que se tenga una lectura estable de absorbancia de la solución producida.
Es también factible que los complejos o compuestos formados sean lábiles, estos es que después de un cierto tiempo se descompongan a otros productos diferentes, por lo que el tiempo indicado al que debe hacerse la lectura debe establecerse con base a la experiencia y los resultados que se tengan. DISOLVENTES.- Las consideraciones que se tienen que hacer al elegir un disolvente no solo con respecto a su transparencia, sino también respecto a sus posibles efectos sobre el sistema absorbente. Normalmente, los disolventes polares tales como el agua, alcoholes, esteres y cetonas tienden a eliminar la estructura fina del espectro como resultado de los efectos vibracionales. Se observan más fácilmente en disolventes no polares como los hidrocarburos. Además, las posiciones de los máximos de absorbancia están afectadas por la naturaleza del disolvente. Entre los disolventes comunes para espectroscopia UV se incluyen el agua, el etanol del 95%, el ciclohexano y el 1,4 dioxano. El disolvente no debe absorber radiación en las bandas de estudio, de ahí la importancia de conocer las transiciones electrónicas de un disolvente. El espectro Ultravioleta de una molécula se obtiene generalmente en forma adicional al espectro infrarrojo de la misma especie. Este espectro IR frecuentemente sirve como dato confirmativo de la ausencia o presencia de ciertos grupos funcionales. Aspirina
El origen del ácido acetilsalicílico proviene de la corteza del sauce, que los antiguos pobladores desde el continente Americano hasta europeo, emplearon para ayudar a aliviar algunos tipos de dolor. A principios del siglo XIX era conocido como salicilina , como se le llamó al principio activo de la corteza del sauce . En 1835, el químico Berlinés, Karl Jacob Lowing, produjo una sustancia conocida como el ácido salicílico. Pero no fue hasta que el científico francés Charles Freder Gerhardt, produce una reacción entre el cloruro de acetilo y el salicilato sódico que obtiene el principio activo de la aspirina: el ácido acetilsalicílico. Años más tarde, Félix Hoffmann perfeccionaría el medicamento haciendo de esta sustancia, una forma pura y estable, en forma de una tableta redonda con lo que Bayer comenzaría a dar la vuelta al globo contribuyendo a aliviar los dolores de cabeza y otros malestares con el nombre de Aspirina. Propiedades químicas
La Aspirina contiene un único principio activo: el ácido acetilsalicílico. Es un éster acetilado del ácido salicílico. Su estructura molecular es: O OH O O
CH 3
Sus cristales blanquecino.
Peso molecular: 180.2 Su proceso de síntesis consiste en tratar el ácido salicílico con anhídrido acético, en presencia de un poco de ácido sulfúrico que actúa como catalizador. son
alargados,
de
sabor
ligeramente
amargo
y
de
color
Las tabletas APC son una mezcla de aspirina, fenacetina y cafeína, cada una de estas substancias tiene una absorción característica en la región del ultravioleta, con los máximos principales a 277 nm para la aspirina, 275 nm para la cafeína y 250 nm para la fenacetina. En el procedimiento una tableta pulverizada se disuelve en cloroformo; la aspirina se separa de la fenacetina y de la cafeína, extrayéndola con solución de bicarbonato de sodio. La aspirina separada se extrae con cloroformo, acidificando la capa acuosa; después se mide en el espectrofotómetro a 277 nm, la fenacetina y la cafeína que queda en la capa original de cloroformo se determinan mezcladas, como se ilustra continuación.
La principal impureza de los comprimidos de aspirina (ácido acetilsalicílico prácticamente puro) es el ácido salicílico (AS), el cual se produce por hidrólisis del ácido acetilsalicílico (AAS) si las condiciones de almacenamiento no son las adecuadas (humedad, oxígeno atmosférico, luz etc.)
También se produce ácido acético (HAc) en la reacción de hidrólisis, pero al ser volátil se evapora gradualmente. Por tanto, para evaluar la pureza de la aspirina, resulta más sencillo determinar el AS que medir el AAS presente. Esto es lo que recomienda la Farmacopea Europea que además establece una tolerancia del 0,15% de AS en tabletas de
aspirina. Se pone ese límite de tolerancia de AS en aspirina tan bajo porque dicho ácido causa una irritación muy fuerte en las paredes estomacales, mucho más que el AAS. Una vez que el AAS pasa a través del estómago se hidroliza a AS, de modo que la función del grupo acetilo del AAS es simplemente la de proteger las paredes estomacales. Así pues, la forma analgésica activa de la aspirina es el AS y no el mismo AAS. Una forma de determinar AS en aspirina es usando la técnica de espectroscopia UV de segunda derivada. El espectro fundamental (de orden cero) del AAS se caracteriza por tener un máximo a unos 285 nm aproximadamente pudiendo existir un hombro alrededor de 312-318 nm (según el disolvente) que indica la presencia de AS proveniente de la hidrólisis del AAS. Si se observa que este espectro es ruidoso debe hacerse un suavizado medio del mismo antes de proceder a obtener el espectro derivado. Al trazar el espectro de segunda derivada (muy útil cuando existen señales solapadas o interferencias) este hombro se convierte en una señal más compleja que presenta un mínimo a la λmax del hombro y un pico satélite o pequeño máximo alrededor de 328 nm ( se mejora así la resolución). La altura del pico (ΔL) a 328 es proporcional a la cantidad de AS presente. Por lo tanto, el contenido de AS en una muestra puede determinarse fácilmente midiendo la altura ΔL en el espectro de segunda derivada e interpolando en una recta de ca librado previamente preparada con patrones de AS.
II.
PREPARACION DE REACTIVOS
Preparar 50ml de Acido Salicílico
-
Pesar la cantidad necesaria de acido salicílico
-
Disolver en alcohol metílico
DETERMINACION DE
-
Tomar alícuotas de 0.1, 0.2, 0.6, 1ml y vertemos en un tubo de ensaño cada uno.
-
En caca tubo de ensaño enrazar agua destilada hasta 10ml, mezcla hasta que la solución sea homogénea.
-
Tomar una pequeña muestra en una celda de cuarzo y leer en el espectrofotómetro en el rango del espectro UV.
III.
DETERMINACION DE LA CURVA DE CALIBRACION
De los datos obtenidos en las lecturas
C(mol/ml)x10 6 7.2 21.6 36
A(nm) 0.0566 0.085 0.1218 0.1525
Trazando una grafica C vs. A
0.18 0.17 0.16 0.15 0.14 0.13 0.12 0.11 0.1 0.09 A(nm) 0.08 0.07 0.06 0.05 0.04 0.03 0.02 0.01 0
y = 0.00273x + 0.0579 R² = 0.959
0
5
10
15
20
25
30
35
40
C(mol/ml)x106
IV.
DETERMINACION DE LA CONCENTRACION DE MUESTRA PROBLEMA
-
Pesar y triturar una aspirina.
-
Preparar la muestra disolviendo en alcohol metílico en un vaso precipitado.
-
Tomar una alícuota y agregar FeCl 3, observar que la solución no se tiñe de color violáceo debido a no existencia de acido acetilsalicílico.
-
Agregar unas gotas de HCl y llevar a baño maría.
-
Debido a la formación de acido acetilsalicílico este deprenderá un olor a vinagre.
-
Tomar una pequeña muestra y agregar FeCl3, debido a la formación de acetilsalicílico la solución se tiñe de color violeta.
-
Dejar un unos minutos más para asegurarse que la solución reacciono en su totalidad.
-
Tomar una alícuota en una celda de cuarzo y dar lectura de su absorbancia respecto a obtenido
De la grafica de calibración ⁄ V.
CONCLUSIONES
Los esteres al agregarles alcohol en medio acido y exponerlos al calor reaccionan formando ácidos carboxílicos.
La curva de calibración del acido acetilsalicílico muestra una tendencia de
Las lecturas de absorbancia de la muestra problema fueron lo cual le correspondía una concentración de ⁄
Este método nos permite conocer la cantidad de ester en una determinada muestra por medio de la espectrofotometría UV
VI.
RECOMENDACIONES
Conocer los disolventes adecuados para la muestra problema, en la muestra de aspirina disolver con metanol.
Investigar los métodos de tratamiento de muestra adecuados para analizar la muestra.
Buscar métodos analíticos de reconocimiento de muestra, la muestra problema de aspirina se identifico con FeCl 3 antes y después de calentar para comprobar la presencia de acido carboxílico.
VII.
BIBLIOGRAFIA
Gary D.C., Química Analítica, Edición 2, LIMUSA.
WADE , L .G, Química Orgánica, Edición 5.
