Determinação de salicilato em aspirina

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Relatorio de aula pratica sobre determinação de salicilato em aspirina

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Determinação de salicilato em aspirina

  1. 1. 1 UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS Faculdade de Ciências Exatas e Tecnologia – FACET DETERMINAÇÃO DE SALICILATO EM ASPIRINA E GELOL UTILIZANDO ESPECTROFOTOMETRIA NA REGIÃO DO VISÍVEL Érika Nishi Basho Isabel Cristina Schwingel Josiane Cristina de Carvalho Rafael Douglas Clemente Gallo Trabalho apresentado à disciplina de Química Inorgânica Experimental II, do curso de Bacharelado em Química Tecnológica. Prof. Dr. Heberth Juliano Vieira Dourados, 02 de julho de 2010.
  2. 2. 2 SUMÁRIO Introdução ............................................................................................................03 Objetivo ................................................................................................................06 Procedimento Experimental..................................................................................07 Resultados e Discussões ....................................................................................09 Conclusão ............................................................................................................13 Referências Bibliográficas ..................................................................................13
  3. 3. 3 INTRODUÇÃO A dor e a febre, associadas ou não a processos inflamatórios, têm preocupado a humanidade há muitos séculos. A utilização de infusões de plantas, notadamente de Salix Alba vulgaris (casca do salgueiro), como antipirético remonta ao século XVIII. Da casca do salgueiro, Leroux isolou, em 1827, a salicina, que, por hidrólise, libera glicose e álcool salicílico (saligenina). Mais tarde, em 1838, Piria isolou um ácido da salicina, que denominou de ácido salicílico. Em 1944, o ácido salicílico foi isolado por Cahours do óleo de gaultéria e, finalmente, em 1860, Kolbe e Lautemann conseguiram obtê-lo através de síntese. Em 1899, Dreser introduziu no uso clínico o ácido acetilsalicílico. Tais descobertas forma seguidas pela introdução de novos produtos, dando início à terapêutica de importantes compostos de ação analgésica, antipirética e antiinflamatória, que ainda hoje continuam em franco desenvolvimento.[1] O ácido acetilsalicílico, também denominado ácido o-acetilsalicílico ou acetilsalicilato, funde a 136 ºC e entra em ebulição a 140 ºC. Apresenta uma solubilidade em água, a 20 ºC, de 4,6 mg/mL. A ingestão de comprimidos de AAS é a causa mais frequente de envenenamento com salicilatos. A nível ocupacional a exposição pode ocorrer por contato dérmico ou inalação. A concentração atmosférica máxima permitida de 5 mg / m³. Uma concentração plasmática em Salicilato superior a 400-500 mg/L é geralmente indicativa de envenenamento. O AAS é hidrolisado no estômago e no sangue a ácido salicílico e a ácido acético. O tempo de meia-vida é de 15 a 20 minutos. O tempo de meia-vida do salicilato plasmático em doses terapêuticas é 2 a 3 h, mas em situações de sobredosagem aumenta para 18-36 h. Depois da administração oral e dependendo das doses administradas observam-se salicilatos no plasma no final de 5-30 min e as concentrações máximas obtêm-se passadas 0,25 - 2 h. A eliminação é essencialmente renal principalmente como ácido salicílico livre e metabólitos conjugados. A excreção renal do ácido salicílico torna-se mais importante à medida que as vias metabólicas ficam saturadas, porque esta é extremamente sensível às mudanças de pH urinário acima de 6. Assim, a excreção total do ácido salicílico não aumenta proporcionalmente com a dose, mas a excreção de ácido salicílico não metabolizado é aumentada perante doses mais elevadas.[6]
  4. 4. 4 A Colorimetria e a Espectrofotometria podem ser conceituadas como um procedimento analítico através do qual se determina a concentração de espécies químicas mediante a absorção de energia radiante (luz). A luz pode ser entendida como uma forma de energia, de natureza ondulatória, caracterizada pelos diversos comprimentos de onda (λ, expressos em μm ou nm) e que apresenta a propriedade de interagir com a matéria, sendo que parte de sua energia é absorvida por elétrons da eletrosfera dos átomos constituintes das moléculas. Uma solução quando iluminada por luz branca, apresenta uma cor que é resultante da absorção relativa dos vários comprimentos de onda que a compõem. Esta absorção, em cada comprimento de onda, depende da natureza da substância, de sua concentração e da espessura da mesma que é atravessada pela luz. [2] A espectrofotometria é uma ferramenta valiosa para se determinar a composição de íons complexos em solução, assim como suas constantes de formação. O poder da técnica reside no fato de que as medidas de absorção quantitativas podem ser realizadas sem perturbar-se o equilíbrio sob consideração. A espectroscopia de absorção ultravioleta/visível é utilizada principalmente para análises quantitativas e é provavelmente aplicada nos laboratórios químicos e clínicos ao redor do mundo mais que qualquer outro método. [3] A região ultravioleta do espectro é geralmente considerada na faixa de 200 a 400 nm, e a região do visível entre 400 a 800 nm. As energias correspondentes a essas regiões são ao redor de 150 a 72 kcal.mol-1 na região ultravioleta, e 72 a 36 kcal.mol-1 para a região visível. Energias dessa magnitude correspondem, muitas vezes, à diferença entre estados eletrônicos de muitas moléculas. A absorção da região visível e ultravioleta depende, em primeiro lugar, do número e do arranjo dos elétrons nas moléculas ou íons absorventes. Como conseqüência, o pico de absorção pode ser correlacionado com o tipo de ligação que existe na espécie que está sendo estudada.[3]
  5. 5. 5 A Lei de Lambert-Beer Lambert estudou a transmissão de luz por sólidos homogêneos. Beer estendeu o trabalho de Lambert ao estudo de soluções. Pode-se apresentar as conclusões dos dois pesquisadores na forma de uma lei conhecida como a Lei de Lambert-Beer. Através dessa lei, intensidade da radiação incidente e emergente podem ser relacionadas com as concentrações do material presente na solução. Para discorrer sobre essa lei, são considerados desprezíveis os efeitos de reflexão, refração e espalhamento; a radiação incidente deve ser monocromática, isto é, conter somente um comprimento de onda. A intensidade da radiação incidente é denominada de Io e a transmitida pela amostra é denominada I. Muitas vezes, a intensidade transmitida decai exponencialmente com o aumento do caminho percorrido na solução(l) e também com o aumento da concentração c. I = Io10-εlc sendo c a concentração do material em estudo, l o comprimento interno do recipiente que contém a solução, e ε (λ), o coeficiente de extinção ou absortividade ou coeficiente de absorção, um fator característico da substância absorvedor ( e o solvente), que depende do comprimento de onda da radiação. A grandeza medida experimentalmente é a transmitância T que é a razão entre a intensidade incidente e a transmitida. T = I / Io Em relação a essa grandeza, a lei de Lambert-Beer assume então a forma T = 10-εlc A absorbância A é definida como A = - log10T Assim, em relação à absorbância a lei de Lambert-Beer é escrita: A = - log10T = log10(1/T) = log10(10-εlc)
  6. 6. 6 E portanto, A = εlc Observa-se o porquê da definição da absorbância nas condições da validade da lei de Lambert-Beer é uma quantidade proporcional à concentração. O espectrofotômetro se torna um medidor de concentração seletivo para uma determinada substância, através da relação c = A / εl De uma maneira geral, para uma solução de dada substância, em um certo solvente, analisada a um certo comprimento de onda da radiação, pode-se traçar uma curva da absorbância A em função da concentração c; a partir dessa curva é possível determinar a concentração de qualquer amostra.[4,5] OBJETIVO O presente experimento teve como objetivo, determinar salicilato em uma amostra de Aspirina e Gelol utilizando um espectrofotômetro na região do visível.
  7. 7. 7 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL MATERIAIS: REAGENTES: Bécker Hidróxido de Sódio P.A – Impex Pipeta Graduada Ácido Nitrico – Synth Bureta 25 mL Cloreto de Ferro (III) – Dinâmica Balão Volumétrico Aspirina 500 mg – Bayer Espectrofotômetro – Biospectro Gelol pomada – Bayer Cubeta de Plástico Ácido Salicílico – Vetec Experimento 1: Determinação de ácido acetilsalicílico em comprimido de Aspirina 1. Inicialmente preparou-se as soluções a serem utilizadas na aula. Para o preparo da solução de FeCl3.6H2O, pesou-se 3,421g do sal e dissolveu-se em 500mL de água. Para o prepara da solução de Ácido Salicilico em Hidróxido de Sódio, dissolveu-se 0,1117g do ácido e 0,0335g de NaOH em um balão de 100mL. 2. Para o preparo da Amostra de Aspirina, pesou-se um comprimido de massa 0,6121g. Em seguida Dissolveu-se o comprimido em uma solução que continha 1g de NaOH e 100mL de água. 3. Após o preparo das soluções adicionou-se as soluções nos balões conforme ilustra a Tabela 1.
  8. 8. 8 Tabela 1: Volumes das soluções Balão FeCl3.6H2O (mL) Salicilato de sódio (mL) Amostra 1 2 3 4 5 6 6,0 6,0 6,0 6,0 6,0 6,0 3,0 6,0 9,0 12,0 15,0 - - - - - - 10,0 4. Mediu-se a absorbância das soluções dos balões 1-6 tomando como branco água destilada, verificando o comprimento de onda no máximo de absorção. Construiu-se a curva analítica A vs Concentração e determinou-se a concentração de salicilato na amostra. Experimento 2: Determinação de ácido metilsalicílico em Gelol 1. Pesou-se 1g de Gelol e dissolveu-o em uma solução que continha 1g de NaOH e 50mL de água. Aqueceu-se essa mistura por 30min e em seguida transferiu-se a solução para um balão de 100mL e completou-se o volume deste. 2. Em seguida adicionou-se 6,0 mL de solução de FeCl3.H2O em um balão de 25mL e adicionou-se 10mL da solução de Gelol e completou-se o volume do balão com água destilada. 3. Fez-se a análise no Espectrofotômetro anotando-se o valor da Abs e observando o comprimento de onda no máximo de absorção.
  9. 9. 9 RESULTADOS E DISCUSSÕES Experimento 1: Determinação de ácido acetilsalicílico em comprimido de Aspirina 1. O preparo de amostra de Aspirina foi feito para que todo o ácido acetilsalicílico reagisse com o Hidróxido de Sódio, hidrolizando-se e formando íon Salicilato. 2. A solução de FeCl3.6H2O inicialmente possuía uma coloração alaranjada. A solução de Ácido Salicílico inicialmente era incolor. Íons Salicilato reagem rapidamente com solução diluída de FeCl3.6H2O em meio ácido formando um complexo na coloração púrpura. Isso se dá porque o ácido salicílico é um enol de um β-ácido quetocarbônico e, portanto forma complexa de cor avermelhada à púrpura com sais de ferro (III). O complexo formado pode ser observado na Figura 1. A tonalidade da solução variou conforme variava a concentração de íons Salicilato. Figura 1: Complexo tri(quelado) formado entre o salicilato e o íon Fe(III)
  10. 10. 10 3. A ingestão de comprimidos de ácido acetilsalicílico é a causa mais frequente de envenenamento com salicilatos. O AAS é hidrolisado no estômago e no sangue a ácido salicílico e a ácido acético; o tempo de semi-vida biológico é de apenas 20 minutos. Como a AAS é um ácido fraco, quando em meio fortemente ácido (como dentro do estômago, pH~1), a sua base conjugada, o íon acetilsalicilato, reage com o H+ e forma a molécula neutra. Por esta razão que a quantificação de salicilato em um comprimido é de suma importância. 4. Calculou-se as concentrações de Salicilato nos balões (1-5) conforme ilustra a Tabela 2. E estas concentrações foram utilizadas juntamente com os dados das Absorbância para a construção da curva analítica Figura 2. Tabela 2: Concentrações e Abs das soluções Balão Absorbância Concentração de Salicilato 1 2 3 4 5 0,153 0,306 0,439 0,598 0,735 1,01X10-4 2,03X10-4 3,05X10-4 4,07X10-4 5,10X10-4
  11. 11. 11 1,0x10-4 2,03x10-4 3,05x10-4 4,07x10-4 5,10x10-4 Figura 2: Curva Analítica Abs x Concentração 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 5. Observando a Figura 2, nota-se que quanto maior é a concentração de salicilato maior será a absorbância. Através da curva analítica acima, obteve-se a equação da reta: Y = A + B * X, onde Y = Abs; A = 0,0094; B = 0,1456 e X = [Salicilato na amostra]. Determinou-se então a concentração de Salicilato no comprimido de Aspirina. Y = A + B * [Salicilato] 0,362 = 0,0094 + 0,1456 * [Sal- Amostra] 0,3526 = 0,1456 * [Sal- amostra] [Salicilato Amostra] = 2,42 x10-4 mol/L 2,42x10-4 mol de salicilato __________ 25mL X __________________ 100mL X = 9,68x10-4 mol Salicilato no Balão de 100mL 0,1 Absorbância Concentração Salicilato
  12. 12. 12 1 mol de Salicilato _______________ 137g 9,68 x10-4 mol Salicilato _________X X = 0,1326g  132 mg/L 6. A concentração de Salicilato de Sódio encontrada no comprimido de Aspirina foi de 9,68 x10-4 mol/L, o que representa 132 mg/L de Salicilato, comparando o resultado obtido, com o descrito na literatura que diz que uma concentração de Salicilato superior a 400-500 mg/L é geralmente indicativa de envenenamento, então o número Maximo de comprimidos que uma pessoa pode tomar é de 3; Os excipientes encontrados na Aspirina é Celulose e Amido. Experimento 2: Determinação de ácido metilsalicílico em Gelol 1. Aqueceu-se a solução a mistura de Gelol e Hidróxido de Sódio por 30 min, para que ocorresse a desmetilação do salicilato de metila. 2. Ao adicionar à solução de FeCl3.H2O a solução de Gelol em Hidróxido de Sódio a solução deveria adquirir uma coloração roxa. Porém obsevou-se que a solução apresentava na forma de um precipitado coloidal e devido ao fato de que como a solução de Gelol estava com excesso de íons hidroxila ao ser adicionado a solução de FeCl3.6H2O formou-se Hidróxido de Ferro(III) devido ao fato da constante de formação do Hidróxido de Ferro (III) ser menor que a constante de formação do complexo de salicilato com o Ferro(III). Assim a análise no espectrofotômetro não foi realizada. 3. Conforme Descrito na Literatura um embalagem de 40g de Gelol pomada possui aproximadamente 2mL de Salicilato de Metila em sua composição. 2,0g de Cânfora, 0,50g de Mentol, 5,0mL de Essência de Terebintina, 0,50g de Essência de Mostarda, 1,0mL de Essência de Alfazema e Álcool Etílico e Propelente quantidade equivalente a 60mL.
  13. 13. 13 CONCLUSÃO Com o experimento realizado, conclui-se que a determinação da concentração de salicilato em amostras, através do método espectrofotométrico é bastante simples, eficaz e fácil realização. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS [1] SILVA, P. Farmacologia. 7ª. edição. Editora Guanabara Koogan. Rio de Janeiro, 2006. 441p. [2] CARRER, H., et al. Apostila das Aulas Práticas de Bioquímica da Universidade de São Paulo. Departamento de Ciências Biológicas. Piracicaba. 2002. 4 p. [3] SKOOG, D. A., et al. Fundamentos de Química Analítica. Tradução: Marco Grassi. Revisão Técnica: Celio Pasquinil. São Paulo. Thomson Learning. 2007. 743 p. [4] SHRIVER, D. F. et al. Química Inorgânica. Tradução Roberto de Barros Faria. 4ª. edição. Editora Bookman, Porto Alegre, 2008. 195p. [5] Disponível em http://www.if.usp.br Acesso em 28/06/2010. [6] Disponível em: <http://www.ff.ul.pt/paginas/atlopes/IT7.pdf>. Acesso em: 28/06/2010. [7] Disponível em: < http://www.quiprocura.net/aspirina1.htm> Acesso em 01/07/2010. [8] Disponível em: <http://www.ff.up.pt/toxicologia/monografias/ano0607/aspirina/toxicidade.html> Acesso em 01/07/2010.

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