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PRÁCTICA N°8 HIDRÓLISIS DE LA ASPIRINA OBJETIVOS

1. Examinar la hidrólisis de la aspirina vía catálisis homogénea. 2. Evaluar la acción catalítica en función del pH. 3. Evaluar el efecto de cambios en el pH sobre la velocidad y el mecanismo de la reacción.

INTRODUCCIÓN

La hidrólisis de la aspirina es una reacción que permite comprender y estudiar los tópicos más importantes de las reacciones catalizadas por ácido. Estas reacciones forman parte de una amplia cantidad de reacciones dadas por la catálisis homogénea ácida. Mediante cambio en el pH de las soluciones se pueden afectar las velocidades y mecanismos de la reacción de hidrólisis. El ejercicio presentado provee una demostración práctica de las reacciones de hidrólisis. En particular, la hidrólisis de la aspirina fue estudiada en detalle por L. J. Edwards en 1950 (1). Otros investigadores han estudiado la hidrólisis de salicilatos y compuestos similares (2), sin embargo, este experimento está basado en el trabajo de Edwards. Varios experimentos han sido descritos en este Journal sobre catálisis e hidrólisis (3), pero solo dos (4) han considerado perfiles pH - constante de velocidad y ambos experimentos involucran hidrólisis enzimática. Este experimento examina la catálisis de la hidrólisis en un sistema puramente químico sobre un amplio intervalo de pH y puede usarse en cursos de Química Bio-orgánica, Química-Física Orgánica, y Cinética Química. El experimento es presentado como un proyecto de laboratorio. Un set de datos de un estudiantes son colectados por el coordinador del curso quien provee los set de datos completos a todos los estudiantes de la clase. El acceso al set completo de datos tiene la ventaja de que un estudiante puede examinar o evaluar los datos sobre todo el intervalo completo ensayado de pH sin dedicar excesivo tiempo y recursos en el laboratorio. Dos estudiantes pueden completar el trabajo descrito en un período de laboratorio de tres horas usando un espectrómetro UV. Teoría Los ésteres, tales como el grupo acetil en la aspirina (Ácido acetilsalicílico en la Fig. 1), están sujetos a la hidrólisis. El proceso puede ser catalizado por ácidos o bases, o puede ser un proceso no catalizado ("espontáneo"). Los tres mecanismos para la hidrólisis del grupo acetil son mostrados en los Esquemas 1-111 (1). En el mecanismo catalizado por ácido, si la fuete de protón es el ión hidronio (H30+), la catálisis es denominada catálisis ácida específica. La fuete de protones es a partir de un ácido disociado y el sustrato (el éster) es realmente protonado en el paso limitante de la reacción (paso lento). Cualquier ácido no disociado (si está presente) no aparece en el paso limitante de la reacción. La catálisis básica específica es similar en que la base es el hidróxido (OH-) y el la constante de velocidad total observada para cada uno de los ácidos y bases en la reacción. Los términos para la catálisis ácida general y básica general son mostrados en la ecuación 2. ECUACION 2

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Donde kHA y kB son las constantes de velocidad para cada uno de los ácidos generlaes y bases generales, respectivamente. [HA] y [B] son las concentraciones de cada uno de los ácidos y bases generales. ESQUEMA V. Cuando no están presentes ácidos o bases generales 1 ecuación 2 se reduce a la ec.1. Ambas ecuaciones (1 y 2) contienen términos para la concentración del ion hidrógeno y la concentración del ión hidróxido. Estos términos están, de hecho, relacionados al pH del sistema. La determinación de la constante de velocidad observada METODO – PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Mediante el uso de un espectrofotómetro UV realice medidas de absorción de para determinar la constante de velocidad para la hidrólisis de la aspirina a tres valores diferentes de pH. Verifique que todas las soluciones de los componentes de las soluciones buffer están disponibles en el laboratorio. Prepare una solución del pH requerido mezclando los componentes del buffer en las proporciones indicadas en la Tabla 1. Si es necesario calibre el pH-metro usando los patrones buffer suministrados para pH=7.41 y pH=10.4. Los valores de pH indicados en la Tabla 1 son aproximados, por lo que es necesario medir el pH de cada una de las soluciones a prepararse antes de comenzar la reacción de hidrólisis. Tabla l. Volúmenes de los componentes de las soluciones buffer usadas en el experimento para generar diferentes valores de pH. Todos los componentes indicados

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HCl 75 10 2

KCl 25 25 25

AcOH

100 10 50 50 50 50

KH2PO4

H3BO3

NaOH

H20 65 75(3)

50 50 50 50

50 50 50 50 50

10 25 40 48 10 25 40 50 10 25 35 42(0) 50

90 40 25 10 2 40 25 10 40 25 15 10

pH 1,0 1,6 2,3 2,8 3,2 4,0 4,5 5,1 5,9 6,2 6,7 7,2 8,1 8,6 9,2 9,6 10,1 10,6

t(min) 12 15 15 15 15 12 12 12 12 12 10 10 10 10 5 3 2 2

La tabla 1 también indica la frecuencia con la cual debe ser registrada la absorbancia de cada solución (última columna). Encienda un baño termostatizado a 60°C Prepare una solución de Aspirina pesando 1.000 g de aspirina y disuélvala en 100.0 ml de etanol. Tome nota de la concentración exacta de esta solución. Prepare la solución para la hidrólisis transfiriendo 95 ml la solución buffer correspondiente a un matraz volumétrico de 100 ml, lleve el matraz al baño térmico para termostatizar la solución a 60°C durante aproximadamente por 20 min. Remueva el matraz del baño y añada rápidamente 1.00 ml de la solución de aspirina previamente preparada. Comience a llevar el tiempo de reacción y complete con la solución buffer hasta llegar a la marca del matraz. Mezcle la mezcla de reacción y devuelva el matraz al baño. Comience el registro de la absorbancia para la hidrólisis. Para hacer la lectura, tome alrededor de 3 ml de la solución y transfiéralos a la cubeta de cuarzo del espectrofotómetro. Mida la absorbancia a una longitud de onda de 298 nm, usando una referencia de agua destilada en la misma cubeta. La cubeta debe ser lavada y secada entre una medida y otra. Como tiempo de reacción (tRx) el tiempo cuando realice la lectura de la absorbancia y no cuando remueva del frasco de la solución. Devuelva la muestra a la mezcla de reacción y agite periódicamente el frasco. Continúe realizando el registro de la absorbancia de la solución durante el período restante, indicado en la tabla 1, o hasta que la absorbancia sea mayor que 1,4. El valor correspondiente a A∞ puede ser registrado por alguno de los dos métodos sugeridos:

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1. Espere 24 horas o más, y luego realice una lectura de absorbancia. 2. Asuma que toda la aspirina será hidrolizada, y calcule un valor para (Á8 basados en que el sistema ácido salicílico/ ion salicilato tiene una absortividad (molar de 347 a 298nm). Calcule las constantes de velocidad para cada uno de los pH evaluados. Grafique ln(k) vs. pH, compare con los resultados obtenidos por sus compañeros para los diferentes valores de pH, y describa el mecanismo de hidrólisis a los diferentes intervalos de pH . Nota: A pesar de que se prefiere la determinación del valor real de A∞ (por los métodos sugeridos anteriormente), completar la reacción de hidrólisis puede tomar varios días para el caso de reacciones más lentas. El uso de un valor calculado de A∞ da mejores resultados, aunque no sea válido experimentalmente. El valor de A∞ calculado será alrededor de 1,92.

DISCUSIÓN BIBLIOGRAFÍA

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PRÁCTICA N° 10 CINÉTICA DE LA DECOLORACIÓN DE LA FENOLFTALEINA EN MEDIO ALCALINO. EFECTO DE LA FUERZA IÓNICA. OBJETIVOS

1.- Determinar la constante cinética de pseudoprimer orden k1 de la decoloración de la fenolftaleína en disolución alcalina. 2.- Determinar la constante cinética de segundo orden k de la decoloración de la fenolftaleína. 3.- Determinar el efecto de la concentración de hidróxido en la cinética de decoloración de la fenolftaleína. 4.- Determinar el efecto de la fuerza iónica en la decoloración de la fenolftaleína.

INTRODUCCIÓN

La fenolftaleína se usa como ingrediente activo en algunos laxantes pero más familiarmente como un indicador ácido-base para detectar el punto de equivalencia en las titulaciones. Si se encuentra un exceso de base en el matraz al final de la titulación, el estudiante notará que el color rosa de la fenolftaleína desaparece después de un rato. Esta decoloración no es consecuencia de la titulación y sin pensarlo más, la disolución se desecha. Sin embargo el por qué sucede esta decoloración es interesante y en esta práctica se abordará el problema desde el punto de vista cinético. A pesar de que la fenolftaleína es uno de los indicadores más utilizados, su química no es simplemente la de un par conjugado ácido-base, Hin-In·. Las formas en que se encuentra la fenolftaleína en disolución (alcohólica-acuosa) se presentan en el esquema l. La fenolftaleína es incolora a pH ~ 8. La forma incolora tiene la estructura 1 y la abreviamos como H2F. A medida que el pH se incrementa de 8 a 10, los protones fenólicos son neutralizados con aproximadamente la misma facilidad y el anillo de la lactona se abre produciendo el familiar color rosado correspondiente a la estructura 2, abreviada como f2·. A pHs mayores, el color rosa desaparece lentamente debido a la existencia de la estructura 3, abreviada como FOH3-. Todos los cambios de color son reversibles. La conversión de H2F a f2· es extremadamente rápida y esencialmente completa al momento de alcanzarse un pH = 11, mientras que la conversión de f2· a FOH3- a pHs mayores de 11 es suficientemente lenta para que su velocidad pueda ser medida espectrofotométrica mente. NaOH que se indican en la tabla, manteniendo una fuerza iónica constante de 0.3M (1 = lh:E[:z¡2C¡), donde 1 = fuerza iónica media, :z¡ = carga del ión y Ci = concentración del ión). 6.- Completar la tabla 2, calculando la cantidad de disolución de NaOH 0.3M, de disolución de NaCI 0.3M y de agua necesarios para preparar 1 O mi de las disoluciones con las fuerzas iónicas que se indican en la tabla, manteniendo una concentración de NaOH 0.02M constante. 7.- Elaborar un diagrama de flujo que esquematice el procedimiento a seguir durante la práctica.

MÉTODO Y PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a) Material y reactivos.

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1 gradilla 24 tubos de ensaye de 20 ml 2 cubetas para el espectrofotómetro 3 pipetas graduadas de 5 ml 2 pipetas graduadas de 10 ml 1 espectrofotómetro UV-Vis 1 ml de disolución de fenolftaleína al 0.2% en etanol/agua 20 ml de una disolución de NaOH 0,3 M 20 ml de una disolución de NaCl 0,3 M b) Secuencia experimental l Determinación de la constante cinética de pseudoenésimo orden para la decoloración de la fenolftaleína en medio básico. l.l Preparar 10 ml de las disoluciones de NaOH que se indican en la tabla 1, primero para una corrida y luego para la otra. 1.2 Ajustar el espectrofotómetro a cero de absorbencia a 550 nm con el blanco. 1.3 Añadir una gota de fenolftaleína a los tubos 1 y 2. Homogeneizar y comenzar a contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbencia cada 2 minutos durante 20 min. 1.4 Añadir una gota de fenolftaleína al tubo 3. Homogeneizar y comenzar a contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbencia cada minuto hasta la desaparición del color rosa. 1.5 Colocar la disolución del tubo 4 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar las lecturas de absorbencia a 550 nm cada 30 s hasta la desaparición del color rosa. 1.6 Colocar la disolución del tubo 5 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar las lecturas de absorbencia a 550 nm cada 30 s hasta la desaparición del color rosa. 1.7 Repetir el procedimiento para una segunda corrida. Homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar las lecturas de absorbencia a 550 nm cada 30 s hasta la desaparición del color rosa. 1.8 Repetir el procedimiento para una segunda corrida.

DATOS EXPERIMENTALES

Tabla 3. Resultados del experimento b.1.

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Tiempo Abs550 Tiempo Abs550 Tiempo Abs550 Tiempo Abs550 Tiempo Abs550 (s) Tubo 1 (s) Tubo 2 (s) Tubo 3 (s) Tubo 4 (s) Tubo 5

concentraciones de OH·. Determina para cada concentración de OH·, la constante cinética de pseudoenésimo orden. Elabora una tabla con los resultados. 3.- Ya que kl = kC;H_ (ec. 4), grafica el valor de las constantes de pseudoenésimo orden determinadas el punto 2 (ordenadas) contra la concentración de OH· (abscisas) y determina el orden de la reacción con respecto al hidróxido. ¿Cuál es el orden global de la reacción? ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad global k de la reacción? 4.- Aplica la ecuación 3 integrada para el orden de reacción encontrado experimentalmente a los datos cinéticos de la tabla 4. Elabora una sola gráfica con los datos cinéticos. Calcula la constante de velocidad de pseudoenésimo orden, para la reacción de decoloración de la fenolftaleína en función de la fuerza iónica. Elabora una tabla con los resultados.

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5.- Otro método para determinar m y k, consiste en utilizar logaritmos. Aplica logaritmos a la ecuación 4 y determina los valores de m y k.

ANÁLISIS DE RESULTADOS

1.- ¿Cuál es el pseudo-orden de la reacción? ¿Cuál es la ecuación de velocidad para esta reacción? 2.- ¿De qué manera influencia la concentración de OH· a la velocidad de decoloración de la fenolftaleína? 3.- Compara los valores de m y k encontrados por el método del punto 3 con los encontrados por el método del punto 5. 4.- ¿Cómo afecta la fuerza iónica a la velocidad de decoloración de la fenolftaleína? ¿Cambia el orden de la reacción con la fuerza iónica? 5.- Analiza que factores experimentales son los cruciales para que el experimento sea un éxito y cuales no lo son y por qué. 6.- Investigar en qué áreas de la Ingeniería farmacéutica se involucran reacciones con reactivos en forma de iones.

CONCLUSIONES

Enlista las conclusiones que hayas obtenido a partir del análisis de resultados. Da una explicación del por qué depende la reacción de decoloración de la fenolftaleína de la fuerza iónica. Una reacción en la que no se vean involucrados iones, ¿dependerá de la fuerza iónica? ¿Son útiles las reacciones de pseudoenésimo orden? ¿Por qué? Amplía tu respuesta con una breve investigación de la ecuación de Michaelis-Menten.

BIBLIOGRAFÍA • L. Nicholson, J. Chem. Ed. 1989, 66, 725-726. • J. R. Lalanne, J. Chem. Ed. 1971, 48, 266-268. • K. J. Laidler, Chemical Kinetics, McGraw-Hill, N. Y., 1950.

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