Pilocarpina

LABORATORIO DE QUÍMICA III
5.- Determinación de pilocarpina previa formación de un par iónico. 22/10/2002
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1. Método operativo
El objetivo principal de esta práctica es la determinación cuantitativa de una
muestra que contiene pilocarpina mediante la formación de un par iónico con un anión
complejo y extracción líquido-líquido. El par iónico formado es coloreado y
emplearemos el espectrofotómetro para medir la absorbancia. Por ello también
construiremos una recta de calibrado.
El procedimiento experimental llevado a cabo es el que sigue:
(1) Preparamos la disolución de tetratiocianocobaltato (II) disolviendo 12,33 g
de tiocianato de amonio (NH4SCN) y 5,95 g de nitrato de cobalto (II) hexahidrato
(Co(NO3)2 · 6H2O) en agua destilada hasta 35 mL. Se prepara la mezcla en una probeta.
Para disolver el tiocianato de amonio agitamos con el agitador magnético y calentamos
con las manos, dado que su disolución es fuertemente endotérmica. Con los cálculos
realizados en las cuestiones previas tenemos que la concentración de
tetratiocianocobaltato (II) es 0,571 M. El ion Co2+ en presencia de agua tiene color
rosado mientras que la mezcla con tiocianato tiene color azul intenso.
(2) Preparamos 4 disoluciones de pilocarpina de 10 mL cada una con las
siguientes concentraciones: 0,2 – 0,5 – 0,8 – 1,1 mg·mL-1. Para ello partimos de una
disolución de 10 mg·mL-1 , por lo que realizando los cálculos oportunos, necesitaremos
0,2 – 0,5 – 0,8 – 1,1 mL de la disolución original para preparar cada disolución
respectivamente. Las preparamos en unos matraces aforados de 10 mL y enrasamos con
agua destilada.
(3) Disponemos de 5 embudos de decantación de 100 mL en los que mezclamos
lo siguiente en cada uno, teniendo precaución de saber qué disolución de pilocarpina
añadimos a cada uno para posteriormente realizar la recta de calibración: 5 mL de
disolución de pilocarpina, 5,3 mL de disolución de tetratiocianocobaltato (II) preparada
en el apartado (1) y 39,7 mL de agua destilada. Los 5,3 mililitros de disolución de
tetratiocianocobaltato (II) están calculados en las cuestiones previas.
(4) Ajustamos el pH de cada mezcla mediante la adición de NaOH 0,1 M hasta
un valor de pH = 6,4. Para ello introducimos el pH-metro en el embudo tras cada
adición de NaOH.
(5) Añadimos 5 mL de 1,2-dicloroetano (ClCH2-CH2Cl) a cada embudo y
agitamos durante 2 minutos. Dejamos reposar hasta que la fase orgánica, que es más
densa que la fase acuosa, se separa por completo. Recuperamos la fase orgánica y la
filtramos con un papel de filtro Whatman 1 P/S para eliminar posibles gotas de agua
presentes. Se recoge en un vial y se cierra hasta el análisis espectroscópico.
(6) Medimos la absorbancia de cada una de las disoluciones recogidas
seleccionando una longitud de onda de 608 nm. Para ello primero ajustamos el cero del
espectrofotómetro con 1,2-dicloroetano, que será el blanco. Luego introducimos cada
disolución y anotamos el valor de absorbancia dado por el instrumento. Los valores
obtenidos se recogen en la siguiente tabla:
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Concentración (mg·mL-1)
0,0
0,2
0,5
0,8
1,1
Problema
2
Absorbancia
0,000
0,037
0,106
0,224
0,274
0,213
2. Respuesta a las cuestiones tras realizar la práctica:
1.- Concentración de pilocarpina en la muestra original, expresada en mg·mL-1.
Con las absorbancias de las disoluciones de concentración de pilocarpina
conocidas realizamos la recta de calibrado:
Recta de calibrado
0.3
y = 0.2636x - 0.0088
R2 = 0.983
Absorbancia
0.25
0.2
0.15
0.1
0.05
0
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
-0.05
Conc (mg/mL)
El ajuste a una recta por mínimos cuadrados de los datos experimentales nos da
la siguiente ecuación:
Abs. = 0,2636 * Conc.(mg/mL) – 0,0088
De esta forma, si tenemos una disolución de pilocarpina de concentración
desconocida y seguimos el proceso de formación del par iónico y posterior extracción
líquido-líquido, con sólo medir su absorbancia podremos obtener su concentración. En
nuestro caso, la muestra problema ofrecía un valor de absorbancia de 0,213:
Conc.(mg / mL) 
Abs.  0,0088
 0,84mg/mL
0,2636
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2.- ¿Qué color presenta el Co (II) en forma de complejo (o seco) y en presencia de agua
(hidratado)?. ¿Cómo comprobarías si el complejo formado con el tiocianato es fuerte o
débil?
[Co(H2O)6]2+
[Co(SCN)4]2-
En disolución acuosa o en su forma hidratada el ion hexaacuocobalto (II),
[Co(H2O)6]2+, forma sales rosadas. Pero cuando esta sal rosada se disuelve en la
disolución que contiene el ion tiocianato, SCN-, el color cambia a un azul intenso.
Como el resto de iones y complejos de los elementos de las dos primeras series de
transición, el ion Co (II) tiende a absorber radiación visible y, por lo tanto, son
coloreados.
Un complejo se considera fuerte si su constante de formación, n:
M + nL  MLn
n 
MLn 
MLn
es igual o superior a un valor en torno a 107. Para comprobar si el complejo de
tiocianato con cobalto (II) es o no fuerte podríamos comparar su fuerza con la de otro
complejo de cobalto (II) cuya constante de formación sea algo inferior a 10 7. Si se
produce de forma mayoritaria este nuevo complejo podríamos asegurar que el complejo
tetratiocianocobaltato (II) es débil. En cambio, si no apreciamos formación del nuevo
complejo es porque el complejo de tiocianato es fuerte. Sin embargo, nos faltaría saber
cómo evaluar si se forma o no este nuevo complejo. Por ejemplo, si ese nuevo complejo
es de un color claramente distinto al azul intenso del complejo con tiocianato (el ion
hexaamminocobaltato (II) es de color amarillo-naranja y su constante de formación es
inferior a 107, por ejemplo) podríamos identificarlo. Así pues, por comparación de
fuerzas con otro complejo podríamos evaluar de forma cualitativa si es o no es un
complejo fuerte.
3.- ¿Por qué se emplean cubetas de vidrio para la medida, si las de plástico son mucho
más baratas? ¿Sería posible otra opción?
En la elección de un recipiente para la medida debemos tener en cuenta que esté
construido de un material que deje pasar la radiación en la región espectral de interés, en
nuestro caso la zona del visible (380 – 780 nm). Por ejemplo, para trabajar en la región
ultravioleta (por debajo de 350 nm) se requiere cuarzo o sílice fundida; cualquiera de
estas sustancias son transparentes en la región visible y en la región del infrarrojo, hasta
aproximadamente 3 m. Los vidrios silicatados pueden emplearse en la región entre 350
nm y 2000 nm. En la región visible también pueden utilizarse recipientes de plástico.
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Por lo tanto, para nuestros propósitos también hubiesen servido las cubetas de plástico
puesto que la medida se hacía a 608 nm y no se vería afectada por el material.
Otros posibles materiales que cumplen las condiciones anteriores podrían ser
sílice fundida, cuarzo o vidrio silicatado que tampoco absorben radiación en la región
visible.
4.- ¿Qué ventajas ha supuesto la obtención de un complejo coloreado?
El complejo coloreado obtenido nos ofrece la ventaja de que forma un par iónico
neutro con pilocarpina, la sustancia incolora de la que deseamos conocer su
concentración. Este par iónico, también coloreado, se puede extraer en un medio
orgánico, de forma que la medida de absorbancia se obtiene sólo en virtud de la
cantidad de pilocarpina que tenemos, ya que el ion complejo tetratiocianocobaltato (II)
en exceso permanece en la fase acuosa durante la extracción y no interviene en la
medida de absorbancia.
Al obtener un par iónico coloreado podemos determinar su concentración sin
más que medir su absorbancia en la región visible con el espectrofotómetro y con
ayuda de una recta de calibración. De esta forma evitamos las interferencias que
podrían aparecer en el caso de que procediésemos a calcular la concentración de
pilocarpina mediante la medida de absorción a 254 nm, ya que a esta longitud de onda
todos los compuestos con anillos aromáticos absorben radiación, por lo que la medida
podría ser distorsionada por la presencia de algún otro compuesto aromático sin
identificar.
3. Bibliografía
-
Skoog, Holler, Nieman, “PRINCIPIOS DE ANÁLISIS INSTRUMENTAL”, Mc-Graw
Hill, 2000
Geoff Rayner-Canham, “QUÍMICA INORGÁNICA DESCRIPTIVA”, Prentice Hall,
2000
Skoog, West, Holler, Crouch, “QUÍMICA ANALÍTICA”, Mc-Graw Hill, 2001
C. Nerín, C.E. Rubio, “PROBLEMAS DE QUÍMICA ANALÍTICA” (Tablas), Copy
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