¡Descarga Determinación de ácido acetalicílico en la aspirina y más Esquemas y mapas conceptuales en PDF de Química Analítica solo en Docsity! DETERMINACIÓN DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO EN LA ASPIRINA Fernandez Valentina (2128786); Bravo Jeferson (1824118); Galindo Sara (2125143) valentina.fernandez.hernandez@correounivalle, jeferson.bravo@correounivalle,sara.galindo@correounivalle Departamento de Química, Facultad de Ciencias Naturales y Exactas, Universidad del Valle. Resumen: Se llevaron a cabo 4 titulaciones para la valoración ácido-base con el fin de la determinación cuantitativa de la calidad y cuantificación de ácido acetilsalicílico que hay dentro de las diferentes presentaciones del analito; aspirina comercial y aspirina efervescente. Para la cuantificación del analito se estandarizó el NaOH usando el biftalato de potasio como patrón primario para la titulación, posteriormente a eso se hicieron las muestras para titularse y sus duplicados, al obtener los datos de cada titulación se realizaron los respectivos cálculos para la determinación de ácido acetilsalicílico en la aspirina clásica y efervescente; obteniendo que hay 30,12 mg y 28,54 mg para la aspirina efervescente y duplicado, 33,29 mg y 31,71 mg en la aspirina clásica. Introducción El ácido acetilsalicílico (A.A) es el principio activo de la aspirina, un analgésico antipirético y antiinflamatorio, por lo que se consumen grandes cantidades de este fármaco en todo el mundo. Un control importante de la calidad del fármaco es la determinación de la cantidad del ingrediente activo, que en el caso del ácido acetilsalicílico se puede medir por titulación usando una solución estándar de hidróxido de sodio. Para la cuantificación del ácido acetilsalicílico se usó la técnica de titulación en la cual interviene un ácido débil puesto que es el ácido acetilsalicílico y una base fuerte siendo NaOH formando el siguiente equilibrio: +𝐻𝐴 +𝑂𝐻−↔ 𝐴− 𝐻 2 0 En virtud de que por cada mol de base fuerte disocia completamente de manera estequiométrica una mol de ácido débil para formar su base conjugada y haciendo así un cambio en el pH, el cual es indicado por un indicador colorimétrico para culminar la titulación. En esta práctica se determinó el ácido acetilsalicílico en la aspirina, estimando que un ácido comprate iones H- y la base es la que recibe los protones H+. A partir de las observaciones que se tuvieron en cuenta en el desarrollo de la práctica, se entiende que la fuerza de un ácido se basa en el grado de ionización, en la cual determina el porcentaje de cantidad de las partículas de cada elemento y así determinando la temperatura del mismo; también por cada átomo ionizado estos liberan un electrón, formándose un ión con carga positiva. Datos, cálculos y resultados Para la cuantificación del ácido en la muestra se llevó a cabo la preparación de 100 mL de NaOH 0,1M para posteriormente estandarizar con biftalato de potasio, se disolvió en 20 mL de agua destilada, se le añadieron 2 gotas de fenolftaleína y se tituló con la solución de NaOH 0,1 M no estandarizada hasta el viraje del indicador. 0,1155 g biftalato de potasio × 1 𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 204,22 𝑔 𝑏𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 × 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝑜𝑙 𝑏𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 0,088 M NaOH× 1 𝐿 1000 𝑚𝐿 ≈ A partir de la estandarización del NaOH, se procedió a realizar el blanco para someter a prueba y comprobación del volumen a utilizar para las titulaciones y estimar posibles errores en la valorización. los volúmenes gastados para la estandarización y del blanco se ven en la siguiente tabla: Tabla 1. Volumen gastado de NaOH 0.1 M. Proceso Volumen usado de NaOH 0.1M ± 0, 01 𝑚𝐿 Preparación de blanco 0,3 mL Estandarización de NaOH 2,0 mL Ulteriormente a eso se pesan las muestras de interés, aspirina clásica y aspirina efervescente Tabla 2. Pesos de Aspirina clásica y efervescente ± 0, 01 𝑚𝑔 Tipo de Aspirina Muestra 1 Muestra 2 Clásica (macerada) 3,4390 g 3,4391 g Efervescente 1,2814 g 1,2803 g Teniendo la pastilla clásica macerada, esta se añadió a un erlenmeyer de 125 mL para disolver en un medio no acuoso como lo es el etanol con 25 mL para que la reacción producida sea lenta sino los protones presentes de ácido carboxílico y acético se neutralizaron por el punto final de la fenolftaleína; que de estos fueron añadidos 2 gotas. Por consiguiente se obtuvo resultados con exceso. Se tituló con NaOH 0.1 M estandarizado para cada muestra y sus respectivos duplicados, los volúmenes gastados para cada titulación se muestran en la siguiente tabla: Tabla 3. Volumen de NaOH 0.1M estandarizado empleado para titular. Volumen empleado de NaOH 0,088M estandarizado Aspirina Muestra 1 Muestra 2 Clásica 2,0 mL 1,8 mL Efervescente 2,1 mL 1,9 mL Por lo tanto, al obtener los datos a partir de las valoraciones en las 4 titulaciones con NaOH 0.1 M se procede a calcular la concentración promedio de 0,088 M determinando que el punto final para el biftalato de potasio difiera con su punto de equivalencia, ya que el punto final de la titulación fue mayor a su punto de equivalencia. Para la determinación del ácido acetilsalicílico se hicieron los siguientes cálculos: Aspirina efervescente muestra 2: 2,1 mL NaOH × 0,088 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝐿 × 33,29 mg ácido1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 180,158 𝑚𝑔 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 ≈ acetilsalicílico Aspirina efervescente muestra 1: 1,9 mL NaOH 3× 0,088 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝐿 × 30,12 mg ácido1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 180,158 𝑚𝑔 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 ≈ acetilsalicílico Aspirina clásica muestra 1: 2,0 mL NaOH × 0,088 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝐿 × 31,71 mg ácido1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 180,158 𝑚𝑔 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 ≈ acetilsalicílico Aspirina clásica muestra 2: 1,8 mL NaOH × 0,088 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 1 𝑚𝐿 × 28,54 mg ácido1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 180,158 𝑚𝑔 𝐴.𝐴 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐴.𝐴 ≈ acetilsalicílico
