Ácido salicílico e aspirina

Comercializado pela primeira vez sob a aspirina de marca registrada em 1899, o ácido acetilsalicílico rapidamente ganhou uma reputação mundial como uma droga de alívio da dor não prescrita. Ainda hoje, continua sendo um dos medicamentos mais usados ​​para tratar dores de cabeça, dores corporais e musculares, dor artrítica e muito mais.

O ácido salicílico é o principal produto de hidrólise do ácido acetilsalicílico, como mostrado na Equação 1 abaixo. A detecção e quantificação do ácido salicílico em amostras contendo ácido acetilsalicílico pode ser importante por várias razões. Em primeiro lugar, a degradação do ingrediente ativo durante a vida útil da droga é uma grande preocupação na indústria farmacêutica. Em segundo lugar, a produção de medicamentos falsificados é uma preocupação crescente e a síntese inadequada ou não regulamentada do ácido acetilsalicílico pode levar à contaminação com quantidades significativas de ácido salicílico não reagido, que podem ter efeitos adversos à saúde.

Um método simples, porém eficaz, para detectar o ácido salicílico livre, baseia⁺³. Sendo um metal de transição, Fe⁺³ pode formar complexos de coordenação com vários compostos salicílicos, resultando em soluções altamente coloridas para análise qualitativa. Além disso, os padrões de calibração podem ser preparados para análise espectrofotométrica quantitativa. A reação de fenóis com cloreto férrico é um teste bem conhecido nesse sentido. Grupos de fenol formam um complexo roxo com Fe⁺³, com a intensidade da cor relacionada à capacidade de coordenação do grupo fenol. Tanto o ácido acetilsalicílico quanto o ácido salicílico contêm grupos fenol, mas no ácido acetilsalicílico, o grupo de fenol é ligado a um grupo acetil, reduzindo assim sua capacidade de coordenação. Como resultado, enquanto ambos os compostos formarão um complexo colorido com Fe⁺³, o ácido acetilsalicílico forma um complexo colorido levemente amarelo, enquanto o ácido salicílico forma um complexo roxo profundo altamente colorido.

A maioria dos íons metais de transição atua como ácidos de Lewis porformando ligações covalentes de coordenadas com ligantes. Quando os íons metais de transição são ligados a ligantes, eles formam íons complexos, que podem ser catiônicos, aniônicos ou até neutros. Esses íons complexos geralmente exibem cores distintas, dependendo do metal de transição específico e dos ligantes envolvidos.

As substâncias exibem cor quando absorvem comprimentos de onda específicos de luz dentro da região visível do espectro eletromagnético (aproximadamente 400-700 nm) enquanto refletem ou transmitem outros comprimentos de onda. Essa absorção ocorre devido aos níveis de energia quantizados nas moléculas, permitindo apenas a absorção de energias de luz correspondentes à diferença entre os níveis eletrônicos.

No caso de Fe⁺³, os complexos octaédricos são formados em solução aquosa. A teoria do campo de cristal considera os ligantes como cobranças pontuais, levando à suposição de um campo octaédrico e ao cálculo de seu efeito nos orbitais D.

Fe não complexo⁺³ tem todos os orbitais D no mesmo nível de energia. No entanto, a presença de ligantes altera os níveis de energia de certos D-orbitais em complexos octaédricos. Os ligantes se aproximam do átomo de metal central ao longo dos eixos x-, y e z, causando os orbitais DXY, DXZ e DYZ a preencher devido à ligação covalente. Consequentemente, os orbitais DX2-Y2 e DZ2 têm maior energia devido à repulsão dos orbitais preenchidos. A diferença de energia entre esses dois grupos de D-orbitais é conhecida como divisão do campo de cristal, D. No caso de Fe⁺³ complexado com compostos fenólicos, essa divisão corresponde a comprimentos de onda na região de luz visível. O complexo formado entre ligantes de ácido salicílico e Fe⁺³ exibe o campo de cristal dividindo -se com uma diferença de energia correspondente à luz roxa profunda, enquanto o complexo entre ligantes de ácido acetilsalicílico e Fe⁺³ Resultados na divisão do campo de cristal com uma diferença de energia correspondente à luz amarelada.

A intensidade da absorção de luz depende da concentração do complexo em solução, seguindo a lei de cerveja-Lambert. Testes espectrofotométricos padrão para ácido salicílico Fe⁺³ Os complexos envolvem a medição da absorvância em um comprimento de onda em torno de 540 nm. Para a detecção qualitativa rápida de ácido acetilsalicílico e ácido salicílico, um teste visual simples é suficiente. Adicionando um excesso de Fe⁺³ de forma adequada, como cloreto férrico, para uma solução de teste, complexos de Fe⁺³ Formará.

Se a solução ficar roxa profunda, o ácido salicílico estará presente. Se girar-se amarelo-laranja, não estará presente ácido salicílico, sugerindo que apenas o ácido acetilsalicílico está presente na solução de teste. Este teste visual permite uma avaliação rápida das amostras de aspirina. As preparações farmacêuticas comerciais de aspirina não devem conter quantidades significativas de ácido salicílico, enquanto as preparações de ácido acetilsalicílico feitas em um laboratório universitário podem conter ácido salicílico não reagido.