O ácido acetilsalicílico comumente chamado de aspirina

A Aspirina®, droga mais usada no mundo inteiro, é um analgésico (combate às dores) e antipirético (combate à febre), com propriedades anti-inflamatórias (combate inflamações). Ela é um grande exemplo de como um chá caseiro pode se tornar um medicamento sintético com a evolução das pesquisas sobre o seu princípio ativo.

No Egito Antigo, combatiam-se as inflamações com um extrato obtido da casca do salgueiro (árvore do gênero Salix). No Brasil ainda é comum a ingestão de chás como o de fedegoso (Cassia occidentalis).

Com o passar do tempo, estudos foram feitos sobre esses chás. Em 1838, o químico italiano Raffaele Piria conseguiu obter ácido salicílico da salicina, sendo que esse último era um composto de estrutura complexa, o qual se acreditava ser o princípio ativo da casca do salgueiro.

Mas um marco mesmo ocorreu em 1859, quando o químico alemão Adolf Hermann Kolbe (1818-1884) desenvolveu o método de sintetização do ácido acetilsalicílico, a partir do ácido salicílico.

O ácido acetilsalicílico é comercializado hoje como Aspirina®, pois Kolbe trabalhava nos laboratórios das Indústrias Bayer, quando fez essa descoberta. Assim, em 1899, as indústrias químicas Bayer patentearam esse medicamento com esse nome de Aspirina®, que veio da reunião da letra a de acetil com o nome acidum spiricum, que é o antigo nome do ácido salicílico.

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Conforme mostrado logo abaixo, a fórmula do ácido acetilsalicílico é um composto orgânico de funções mistas, sendo que ele possui um grupo funcional ácido carboxílico e um éster presente em sua estrutura:

Hoje, a reação feita para a sua obtenção é entre o ácido salicílico e o anidrido acético. Se os comprimidos da Aspirina® ficarem guardados por um longo tempo, poderemos sentir um cheiro de vinagre, o que indica que o seu consumo não é recomendado, podendo causar violenta irritação. Isso significa que a Aspirina® sofreu decomposição por hidrólise, originando o ácido salicílico e ácido acético (ácido presente no vinagre).

A Aspirina® revolucionou a indústria farmacêutica e as técnicas de tratamento que até então eram amparadas na medicina popular. Inclusive, ela foi o primeiro medicamento a ser testado clinicamente antes de seu lançamento. Outros dois pontos interessantes: a aspirina foi o primeiro comprimido produzido (pois o seu pó quase não é solúvel em água) e foi feita uma cartilha pela indústria para informar seus benefícios.

O ácido salicílico causava muitos efeitos adversos, pois era irritante à mucosa gástrica. A Aspirina® é bem menos irritante, porém se a pessoa fizer um uso prolongado desse medicamento ela também sentirá efeitos adversos, como dores no estômago e úlceras.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

Letra b). Como as alternativas indicam várias possibilidades de respostas, devemos determinar o reagente em excesso, o reagente limitante, suas massas e também a massa dos produtos originada.

1o Passo: Balancear a equação. Caso não se recorde de como uma equação química deve ser balanceada, clique aqui.

1 Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g)

2o Passo: Determinar as massas molares de todos os participantes da reação por meio das massas atômicas dos elementos. Caso não se recorde de como é realizado o cálculo da massa molar, clique aqui.

• Fe2O3 = 2.56 + 3.16 = 160 g/mol

• CO = 12 + 16 = 28 g/mol

• Fe = 56 g/mol

• CO2= 12 + 2.16 = 44g/mol

3o Passo: Determinar quem é o reagente em excesso e quem é o reagente limitante.

Como temos a proporção molar de 1 mol para 3 mol nos reagentes, logo, a massa molar do Fe2O3 na equação é de 160 g (160.1) e a do CO é de 84 g (28.3). O exercício indica que 1,60 g de Fe2O3 e 3,00 g de CO foram utilizados. A relação entre as massas do Fe2O3 é maior que a do CO, como visto abaixo:

• Fe2O3 = 160 = 100, logo, é o reagente limitante;
                1,6

• CO = 84 = 28, logo, é o reagente em excesso (torna a letra “a” incorreta).
           3

4o Passo: Determinar a massa de CO que realmente foi utilizada na reação.

Para isso, devemos montar uma regra de três envolvendo os dados do reagente limitante e a massa molar do CO na equação:

1 Fe2O3(s) + 3 CO(g)

160g--------84g

1,6g-------- x

320.x = 1,6.84

x = 134,4
      160

x = 0,84 g

5o Passo: Determinar a quantidade em excesso de CO.

Para calcular a quantidade de CO que sobrará, basta subtrair 3 g, que foram indicados pelo exercício, pelos 0,42 g realmente utilizados:

3- 0,84 = 2,16 g (torna a letra “c” incorreta)

6o Passo: Determinar a massa de Fe formada

Para determinar a massa do Fe formada, basta montar uma regra de três utilizando o reagente limitante:

1 Fe2O3(s) → 2 Fe(s)

160g--------112g

1,6g-------- x

320.x = 1,6.112

x = 179,2
      160

x = 1,12 g (alternativa b)

7o Passo: Determinar a massa de CO2 formada.

Para determinar a massa do CO2 formada, basta montar uma regra de três utilizando o reagente limitante:

1 Fe2O3(s) → 3 CO2(g)

160g--------132g

1,6g-------- x

320.x = 1,6.132

x = 211,2
     320

x = 0,66 g

¿Qué es el acido acetil salicilico y para qué sirve?

¿Cómo se llama el ácido acetilsalicílico?

¿Qué contiene la acetilsalicílico?

¿Qué grupo funcional presenta el ácido acetil salicílico o aspirina?