DOSAGEM DO ÁCIDO ACETIL SALICÍLICO NA ASPIRINA

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Universidade do Extremo Sul Catarinense – UNESC Curso de Farmácia – Química Analítica I

DOSAGEM DO ÁCIDO ACETIL SALICÍLICO NA ASPIRINA

Ramos, Alessandra1,a, Barros, Bruna1,b, Rocha, Maria Suelem1,c, Maciel, Lisandra1,d e Ondina, Normélia1,e

1Departamento de Farmácia, Universidade do Extremo Sul Catarinense, UNESC.

Palavras chaves: Dosagem, Aspirina, Titulação.

Introdução

O ácido acetilsalicílico é um analgésico e antipirético utilizado para alívio sintomático de dores

leves a moderadas. Pertence ao grupo dos fármacos anti-inflamatórios não-esteroides, com propriedade analgésica, antipirética e anti-inflamatória. Seu mecanismo de ação baseia-se na inibição irreversível da enzima ciclooxigenase, envolvida na síntese das prostaglandinas [1].

Tem como fórmula C8O2H7COOH ou C9H8O4 e estrutura representada na figura abaixo:

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Figura 1: Fórmula estrutural acido acetil salicílico.

O acido acetil salicílico possui massa molecular 180,15 além de ser pouco solúvel em agua e solúvel em álcool e éter [2].

Uma vez em que a natureza de um constituinte é conhecida, pode-se determinar a quantidade de determinado componente presente em uma amostra. Esta determinação esta no domínio da analise quantitativa, e dispõe-se de muitas técnicas para conseguir a informação desejada [3].

O termo “análise titrimétrica” refere-se a análise química quantitativa efetuada pela determinação do volume de uma solução, cuja concentração é exatamente conhecida, que reage quantitativamente com um volume conhecido da solução que contém a substância a ser determinada. A solução de concentração exatamente conhecida é a solução padrão. O peso da substância a ser determinado calcula-se a partir do volume da solução padrão que foi usado, da equação química e das massas moleculares relativas dos compostos que reagem [3].

Na analise, o reagente de concentração conhecida é o titulante, e a substância que se titula é o titulado. A solução padrão é usualmente adicionada mediante um tubo comprido, calibrado, denominado bureta. O processo de se juntar a solução padrão até que a reação esteja completa é a titulação, e ao seu término a substância a ser determinada esta titulada. O ponto exato que isto ocorre é o ponto de equivalência ou ponto final teórico (ou estequiométrico). O término da titulação é percebido por alguma modificação física provocada pela própria solução padrão ou, nos casos mais usuais, pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. Este indicador provoca uma modificação visual nítida. Numa titulação ideal, o ponto final visível coincidira com o ponto final estequiométrico [3].

Um grande numero de substâncias, denominadas indicadores de neutralização, ou indicadores ácido-base, mudam de cor conforme a concentração de íon hidrogênio na solução. A principal característica destes indicadores é a de mudança de cor predominantemente “acida” para uma cor predominantemente “alcalina”, realizada em um pequeno intervalo de pH, que é o intervalo de mudança de cor (zona de viragem) do indicador. O indicador fenolftaleína possui zona de viragem entre 8,3-10,0; estando incolor em solução acida e vermelho/rosa em solução alcalina [3].

Realizou-se em laboratório o experimento de titulação, com o intuito de determinar a dose de acido acetil salicílico em uma amostra de aspirina em comprimido.

Metodologia

Iniciou-se o experimento realizando a pesagem de comprimido de aspirina utilizando balança analítica, anotou-se os valores obtidos da amostra e logo a amostra foi triturada com auxilio de gral e pistilo. Transferiu-se a amostra para um erlenmeyer juntamente com 20 mL de agua, onde a amostra foi parcialmente dissolvida. Após adicionou-se 20 mL de álcool com o intuito de dissolver a amostra por completo. Na solução contida no erlenmeyer foi adicionado 1 (uma) gota do indicador fenolftaleína.

Preparou-se a bureta contendo 50 mL de solução padrão de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L, e por fim colocou-se o erlenmeyer no agitador magnético e iniciou-se a titulação até seu ponto de equivalência.

O experimento foi realizado em duplicata para verificar a precisão do experimento e confirma-lo como realizado corretamente.

Resultados e Discussão

Iniciou-se o procedimento realizando a pesagem das duas amostras, e posteriormente realizando a trituração das mesmas. A amostra foi diluída em agua inicialmente para tentar homogeneizar a amostra, e posteriormente foi adicionado álcool para solubilizar por completo a amostra. O acido acetil salicílico é pouco solúvel em agua e solúvel em álcool. Deste modo o álcool tem por objetivo garantir a completa diluição da amostra.

Os dados obtidos na pesagem das amostras estão descritos na tabela 1:

A titulação foi realizada com solução padrão de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. O NaOH é uma base forte, e neste experimento tem o objetivo de neutralizar a solução ácida. O indicador de fenolftaleína foi o responsável por tornar visível o ponto de equivalência da titulação, e assim o fim da mesma, onde pode-se dizer que o volume gasto de NaOH da bureta é o volume necessário para a titulação do acido acetil salicílico.

A equação da reação 1 mostra a neutralização da titulação.

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Os dados obtidos na pesagem das amostras esta descrito na tabela 1:

Tabela 1: Peso das amostras.

Amostra	Peso da amostra	Volume gasto
Amostra 1	0,63 g	29 mL
Amostra 2	0,60g	28 mL

Fonte: (Autores, 2018).

Através da equação 1, pode-se observar a proporção estequiométrica, sendo esta em questão 1:1, ou seja, para cada 1 mol de acido acetil salicílico é necessário 1 mol de hidróxido de sódio (NaOH), ou seja:

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Sendo assim, calcula-se o número de mol do hidróxido de sódio no experimento.

Amostra 1:

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