Molalidad

 

Molalidad

1.- Objetivos

1. Definir y comprender el concepto de molalidad y diferenciarlo de otras medidas de concentración.
2. Explorar en profundidad las razones y ventajas de usar la molalidad en ciertos contextos químicos.
3. Aplicar la fórmula de la molalidad en ejercicios de cálculo detallados para una comprensión práctica.
4. Investigar aplicaciones prácticas de la molalidad en diversos campos, incluyendo la industria y la investigación científica.
5. Proveer una base teórica sólida sobre propiedades coligativas y cómo se relacionan directamente con la molalidad.

2.- Introducción

La molalidad es una unidad de concentración esencial para el estudio de las soluciones en química cuando se estudian propiedades que dependen de la cantidad de partículas en solución y no de su naturaleza o del volumen de esta. La molalidad mide la cantidad de moles de soluto en relación con la masa del solvente (expresada en kilogramos), lo que la hace ideal para análisis que involucran cambios de temperatura o presión. A diferencia de la molaridad, que varía con el volumen de la solución y se ve afectada por cambios en la temperatura, la molalidad se mantiene constante bajo estas condiciones porque depende de la masa del solvente, que no cambia con la temperatura. Este carácter estable permite que la molalidad se use en cálculos termodinámicos, reacciones bioquímicas y estudios de propiedades coligativas, como el punto de ebullición y la presión osmótica.

3.- Fundamentos Teóricos

3.1.- Definición y Expresión de la Molalidad

La molalidad (m) se define como:

donde:

• Los moles de soluto representan la cantidad de partículas disueltas en la solución.
• Los kilogramos de solvente corresponden exclusivamente a la masa del solvente y no de la solución completa.

Esta relación se expresa en mol/kg y se usa en situaciones donde la concentración de soluto se necesita en términos que no varíen con los cambios en volumen debidos a temperatura o presión.

3.2.- Comparación entre Molalidad y Molaridad

Aunque la molalidad y la molaridad pueden parecer similares, existen diferencias clave que determinan cuándo tienen que utilizarse cada una:

1. Molalidad (m): Se basa en la masa del solvente y es independiente de cambios de volumen, haciendo que sea particularmente útil en experimentos a altas o bajas temperaturas.
2. Molaridad (M): Expresa la cantidad de moles de soluto por litro de solución y, a diferencia de la molalidad, depende del volumen total de la solución, que puede variar con cambios de temperatura.

Esta diferencia es esencial en química, ya que la molalidad se mantiene constante incluso con variaciones térmicas, mientras que la molaridad cambia, haciendo que la primera sea especialmente adecuada para cálculos relacionados con propiedades coligativas.

3.3.- Propiedades Coligativas y su Relación con la Molalidad

Las propiedades coligativas son aquellas propiedades de las soluciones que dependen únicamente del número de partículas de soluto presentes en una cantidad determinada de solvente, sin importar su naturaleza química. Las propiedades coligativas incluyen:

1. Elevación del punto de ebullición: Cuando se añade un soluto no volátil a un solvente, el punto de ebullición de la solución aumenta. Este cambio es directamente proporcional a la molalidad del soluto.

donde ΔT_e es el incremento en el punto de ebullición, K_e​ es la constante ebulloscópica del solvente y m es la molalidad de la solución.

2. Descenso del punto de congelación: Al añadir un soluto no volátil, el punto de congelación del solvente disminuye. Al igual que la elevación del punto de ebullición, este descenso es proporcional a la molalidad.

donde ΔT_c es el descenso del punto de congelación, K_c​ es la constante crioscópica del solvente y m es la molalidad de la solución.

3. Presión osmótica y presión de vapor: Aunque menos utilizada en cálculos de presión osmótica, la molalidad ayuda a estudiar cómo las soluciones se comportan en términos de presión cuando se añade un soluto. La reducción de la presión de vapor de un solvente debido a un soluto no volátil se expresa comúnmente en función de la molalidad en soluciones diluidas.

3.4.- Ventajas y Limitaciones de la Molalidad

3.4.1.- Ventajas:

• Independencia de la temperatura: Al depender de la masa y no del volumen, la molalidad es constante bajo diferentes temperaturas, lo que la hace ideal para estudios termodinámicos.
• Aplicabilidad en propiedades coligativas: La molalidad es preferida en cálculos de propiedades coligativas como el punto de congelación y el punto de ebullición.

4.3.2.- Limitaciones:

• Uso restringido a soluciones donde la masa del solvente es fácil de medir: En ciertas soluciones complejas, determinar la masa exacta del solvente puede ser complicado.
• No se utiliza en estudios volumétricos: Para cálculos donde el volumen es importante, como en titulación, la molalidad es menos práctica que la molaridad.

5.- Ejercicios Resueltos

Ejercicio 1

Calcular la molalidad de una solución que contiene 35 gramos de cloruro de sodio (NaCl) disueltos en 250 gramos de agua.

Solución:

Respuesta: La molalidad de la solución es aproximadamente 2.392 moles/Kg.

 

Ejercicio 2

Una solución se prepara disolviendo 85 gramos de glucosa (C₆H₁₂O₆) en 600 gramos de agua. Calcula la molalidad.

Solución:

Respuesta: La molalidad de la solución es aproximadamente 0.787 moles/kg.

Ejercicio 3

Ejercicio 3 de Molalidad

6.- Aplicaciones Prácticas de la Molalidad

1. Anticongelantes en motores: Los anticongelantes, comúnmente son a base de glicol o etilenglicol, se utilizan en soluciones de alta molalidad para reducir el punto de congelación del agua en los motores y evitar daños en el sistema.
2. Soluciones médicas y biológicas: La molalidad es útil en la preparación de soluciones intravenosas y de análisis biológico donde se requiere precisión en la concentración de sustancias y donde los efectos térmicos podrían afectar el volumen de la solución.
3. Industria farmacéutica: Las formulaciones de medicamentos que requieren estabilidad a diferentes temperaturas y presión, como soluciones de infusión, se preparan usando molalidad para asegurar que la concentración de soluto se mantenga constante.

7.- Referencias Bibliográficas

1. Chang, R. (2005). Química. México: McGraw-Hill.
2. Petrucci, R. H., Harwood, W. S., & Herring, F. G. (2002). Química General: Principios y Aplicaciones Modernas. Prentice Hall.
3. Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2007). Chemistry. Boston: Houghton Mifflin.
4. Atkins, P., & de Paula, J. (2006). Fisicoquímica. Oxford: Oxford University Press.
5. Levine, I. N. (2009). Física y Química. México: McGraw-Hill.

Molaridad

     

                                                               

                                                                           Molaridad

Objetivos

1. Definir el concepto de molaridad y comprender su importancia en la química y en la preparación de soluciones.
2. Explicar la relación entre cantidad de soluto, volumen de solución y concentración molar.
3. Calcular la molaridad en diversos contextos experimentales y prácticos, incluyendo la preparación y dilución de soluciones.
4. Resolver problemas relacionados con molaridad en contextos de reacciones químicas y aplicaciones analíticas.

 Introducción

La molaridad es uno de los modos de expresar la concentración de una solución y es fundamental en química analítica, bioquímica y otros campos experimentales. La molaridad, representada con el símbolo M, indica el número de moles de soluto que se encuentran en un litro de solución, permitiendo calcular con precisión la cantidad de reactivos necesarios en reacciones químicas y preparaciones de laboratorio. Este concepto facilita la cuantificación de los reactivos y productos en soluciones, siendo esencial en estudios de cinética, equilibrio y estequiometría.

Fundamentos Teóricos

1. Definición de Molaridad: La molaridad (M) es una medida de concentración que se define como la cantidad de moles de soluto presente en un litro de solución. Esta se expresa matemáticamente como:

2. Componentes de la Molaridad:
• Soluto: Sustancia que se disuelve en la solución. Por ejemplo, en una solución de cloruro de potasio (KCl), el KCl es el soluto.
• Solvente: Sustancia en la que se disuelve el soluto. Generalmente es agua.
• Solución: Mezcla homogénea de soluto y solvente.
3. Cálculo de Moles de Soluto: Para calcular los moles de soluto, se utiliza la masa en gramos y su masa molecular. A esta última también se le denomina masa molar:

4. Importancia de la Molaridad: La molaridad permite:
• Preparar soluciones con concentraciones precisas, fundamentales para estudios de reacciones y aplicaciones en análisis cuantitativo.
• Calcular cantidades exactas de reactivos en reacciones químicas.
• Realizar diluciones y preparar soluciones madre (soluciones altamente concentradas) y soluciones de trabajo (diluciones a concentraciones específicas).
• Facilitar cálculos en reacciones químicas al relacionar el volumen de la solución con la cantidad de sustancia presente en ella.
5. Dilución de Soluciones: Cuando se diluye una solución, el número de moles de soluto permanece constante, pero el volumen de la solución cambia (aumenta). La relación entre la concentración inicial y el volumen final se expresa mediante la fórmula:

Donde:

• M₁ y V₁: Son la Molaridad y volumen de la solución inicial respectivamente.
• M₂ y V₂: Son la Molaridad y volumen de la solución diluida respectivamente.

Ejercicios Resueltos

Cálculo básico de molaridad:

Ejercicio 1: Calcule la molaridad de una solución que contiene 23 g de NaCl disueltos en 0.75 litros de solución.

• Solución:

Preparación de una solución

Ejercicio 2: ¿Cuántos gramos de KNO₃ se necesitan para preparar 1 litro de una solución de 0.15 M?

• Solución:
1. Los moles de KNO₃ se obtienen al despejar moles de soluto de la ecuación de molaridad:

Al sustituir los valores nos queda que:

2. Masa molar del KNO₃ = 101.1 g/mol.
3. Para determinar la masa que se necesita de KNO₃, se despeja el término de masa de la ecuación de masa molar (MM) que es igual a:

Entonces:

Al sustiruir los valores respectivos nos queda que:

Dilución de una solución

Ejercicio 3: Se tienen 500 mL de una solución de HCl de 3 M, y se quiere diluir a una concentración de 2 M. ¿Qué volumen final debe alcanzar la solución diluida?

• Solución: Utilizares la ecuación de dilución:

1. Datos:

M₁ = 3 M

V₁ = 0.5 L

M₂ = 2 M

V₂ = ¿?

2. Debemos despejar el término V₂ de la ecuación de dilución, y nos queda que:

Al sustituir los valores tenemos que:

En resumen, el volumen final de la solución debe ser 0.75 L.

Relación entre masa y molaridad en disoluciones acuosas

Ejercicio 4: Si se disuelven 4 gramos de ácido acético (CH₃COOH) en suficiente agua hasta obtener 250 mL de solución, ¿cuál será la molaridad de la solución?

• Solución:
1. Masa molar de CH₃COOH = 60.05 g/mol.
2. Empleando la ecuación de la masa molar obtendremos los moles de CH₃COOH:

3. Luego utilizando la ecuación de Molaridad, tenemos que:

Aplicaciones Prácticas de la Molaridad

1. Reacciones en disolución: La molaridad permite medir la cantidad exacta de reactivos en disolución, esencial para calcular el rendimiento en reacciones.
2. Análisis de concentraciones en química analítica: Ayuda a determinar concentraciones de sustancias en muestras ambientales, clínicas y farmacológicas.
3. Preparación de reactivos: En el laboratorio, conocer la molaridad facilita la preparación de soluciones con concentraciones específicas para procedimientos experimentales.

 

Referencias Bibliográficas

• Chang, R., & Goldsby, K. (2014). Química. McGraw-Hill.
• Petrucci, R. H., Harwood, W. S., Herring, F. G., & Madura, J. D. (2017). Química General: Principios y aplicaciones modernas. Pearson.
• Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., & Woodward, P. (2018). Química, la ciencia central. Pearson.
• Atkins, P., & Jones, L. (2010). Principios de Química. Reverté.
• Zumdahl, S., & Zumdahl, S. (2014). Química. Cengage Learning.

 

Práctica de Laboratorio: Indicadores de pH - Ácidos y Bases

 

Práctica de Laboratorio: Indicadores de pH - Ácidos y Bases

1.- Objetivo General

Estudiar el comportamiento de los ácidos y bases mediante la elaboración y uso de un indicador de pH natural a base de col lombarda, permitiendo la identificación de sustancias ácidas y básicas y el desarrollo de habilidades experimentales en química.

1.1.- Objetivos Específicos

1. Preparar un indicador natural de pH utilizando col lombarda.
2. Identificar sustancias ácidas y básicas a través del cambio de color en el indicador natural.
3. Evaluar las propiedades de diferentes ácidos y bases mediante observación de reacciones de neutralización.
4. Promover el uso de recursos naturales para el aprendizaje experimental de la química en el entorno cotidiano.

2.- Introducción

La química de ácidos y bases ha sido un pilar en la comprensión de reacciones y propiedades de sustancias. Las definiciones clásicas presentan a los ácidos como sustancias que liberan iones hidrógeno (H⁺) en solución acuosa, y a las bases como aquellas que liberan iones hidróxido (OH^-). Estas propiedades les confieren características únicas y reacciones distintivas.

El pH, un parámetro fundamental, mide el grado de acidez o alcalinidad, en una escala de 0 a 14, donde valores menores a 7 indican un medio ácido, mayores a 7 un medio básico, y un pH de 7 se considera neutro. Los indicadores ácido-base, como el extracto de col lombarda, pueden cambiar de color según el pH del medio, proporcionando una forma visual rápida de determinar la naturaleza de la sustancia en análisis.

Esta práctica experimental utiliza la col lombarda para preparar un indicador natural, evaluando así diversas muestras. Además, se observan reacciones de neutralización entre ácidos y bases, lo cual demuestra la capacidad del indicador para visualizar cambios en la acidez y alcalinidad de las soluciones.

3.- Materiales y Reactivos

• Recipiente para hervir
• Colador
• Vasos (uno para cada muestra)
• Cucharas, tenedores o agitadores
• Cuchillo

3.1.- Muestras

• Agua, hojas de repollo morado, zumo de limón, detergente, vinagre, bicarbonato, champú, desinfectante, destapa cañerías, antiácido, ácido clorhídrico, tiza, cal y ácido bórico.

4.- Procedimiento Experimental

1. Preparar el indicador de pH natural hirviendo hojas de col lombarda hasta obtener una solución colorida.
2. Colocar en vasos la misma cantidad del indicador preparado.
3. Añadir pequeñas cantidades de las muestras al indicador y observar los cambios de color.
4. Registrar el color y clasificar cada muestra según su acidez o basicidad.
5. Realizar una reacción de neutralización añadiendo una muestra ácida y una muestra básica en el mismo recipiente con el indicador, observando el cambio hacia un pH más neutro.

Vídeo sobre el procedimiento

5.- Análisis de Resultados

Completa la siguiente tabla con las observaciones obtenidas:

Muestra	Viraje (Color)	Naturaleza de la Sustancia (Ácido o Base)	Tipo de Ácido o Base (Lewis, Brønsted, Arrhenius)

 

6.- Preguntas para el Reporte de Práctica

1. ¿Por qué crees que es importante la medida de pH de las sustancias que usamos en nuestra vida diaria?
2. Clasifica cada una de las siguientes sustancias como ácidas o básicas: H₃PO₄, Ca(OH)₂, H₂S, H₂SO₄, NaOH, HCl, KOH, HNO₃, Mg(OH)₂, H₂CO₃.

ÁCIDOS:

BASES:

3. ¿Para qué se utiliza un indicador ácido-base?
4. Escribe el tipo de pH (ácido o básico) que podrían tener las siguientes sustancias:
• Café: ________
• Jugo gástrico: ________
• Sangre: ________
• Orina: ________
• Jugo de naranja: ________
• Crema de dientes: ________
• Saliva: ________
• Agua: ________
5. ¿Cuál es el nombre científico del repollo morado?
6. ¿A qué se debe su color morado?
7. ¿Por qué puede utilizarse el extracto de repollo morado como un indicador ácido-base?
8. ¿Es posible preparar otro indicador ácido-base natural que no sea de repollo morado? En caso afirmativo, menciona algunos ejemplos.

Evidencias

Incluye tus impresiones sobre esta práctica, describiendo:

• El momento de preparación del indicador.
• Los vasos con el indicador.
• Los vasos con el indicador y las muestras.
• La reacción de neutralización.

Referencias Bibliográficas

• Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., & Murphy, C. J. (2009). Química: la ciencia central. Pearson Education.
• Chang, R., & Goldsby, K. (2012). Química. McGraw-Hill.
• Petrucci, R. H., Harwood, W. S., Herring, F. G., & Madura, J. D. (2017). Química general. Pearson Education.
• Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2017). Química. Cengage Learning.

Práctica de Laboratorio: Aislamiento de Principios Activos de Comprimidos Comerciales empleado reacciones Ácido-Base.

 

 

Práctica de Laboratorio: Aislamiento de Principios Activos de Comprimidos Comerciales empleado reacciones Ácido-Base.

1.- Objetivo General

Realizar el aislamiento de principios activos de comprimidos comerciales a través de reacciones ácido-base, evaluando los cambios de solubilidad de las especies activas en función del pH del medio.

1.1.- Objetivos Específicos

1. Identificar las características de los principios activos y excipientes presentes en los comprimidos comerciales.
2. Aplicar reacciones ácido-base para precipitar y recuperar los principios activos de los comprimidos.
3. Analizar la formación de sales y precipitados como evidencia del aislamiento de compuestos activos en condiciones controladas de pH.
4. Evaluar el rendimiento del proceso de aislamiento mediante la determinación del porcentaje de recuperación del principio activo.

2.- Introducción

El aislamiento de principios activos en la farmacéutica es fundamental para entender los componentes esenciales de las formulaciones comerciales y su funcionamiento. Los principios activos son compuestos químicos responsables del efecto terapéutico de los medicamentos, mientras que los excipientes son sustancias añadidas que ayudan en la administración y conservación del principio activo, sin poseer efectos farmacológicos propios. Aislar estos principios activos permite estudiar sus propiedades, reactividad y estabilidad, esenciales para el desarrollo de formulaciones y el análisis de su eficacia.

Los principios activos en comprimidos como el ibuprofeno y el ácido mefenámico suelen presentarse en forma de sales o compuestos ionizables que responden a variaciones de pH. Mediante reacciones ácido-base, es posible manipular su solubilidad y lograr su aislamiento de los excipientes. En este contexto, la disolución de un comprimido en una base fuerte (como el NaOH) permite la formación de sales solubles de los principios activos. Al neutralizar esta solución con un ácido fuerte (como el HCl), se genera la forma ácida no disociada de los principios activos, precipitando el compuesto deseado. Este proceso resulta útil no solo en el ámbito analítico, sino también en la industria para purificar y estudiar los principios activos de medicamentos y compuestos terapéuticos.

Además de la importancia terapéutica, la práctica permite observar y analizar conceptos químicos fundamentales como la formación de precipitados, el equilibrio ácido-base y el control de pH en la reactividad de los compuestos. El uso de un indicador de pH, como la fenolftaleína, facilita la visualización de los cambios de pH, mostrando los puntos de neutralización y regeneración del principio activo en su forma precipitada. Este tipo de reacciones químicas también ejemplifica cómo una propiedad simple (como la solubilidad en función del pH) puede aprovecharse para separar y aislar compuestos en soluciones complejas.

3.- Fundamentos Teóricos

Principios Activos y Excipientes en Comprimidos Comerciales

Los principios activos son los componentes que proporcionan el efecto terapéutico de un medicamento. Estos compuestos, como el ibuprofeno y el ácido mefenámico, pertenecen a la clase de los antiinflamatorios no esteroides (AINEs), utilizados para reducir la inflamación, el dolor y la fiebre. En una tableta, los principios activos se mezclan con excipientes, sustancias inertes que facilitan la administración del medicamento pero que no afectan su eficacia terapéutica. Los excipientes pueden incluir agentes de carga, aglutinantes, desintegrantes y recubrimientos, que cumplen funciones de soporte, protección y facilitan la biodisponibilidad del principio activo en el organismo.

Reacciones Ácido-Base y Formación de Sales

En química, las reacciones ácido-base son procesos en los que un ácido cede protones (H⁺) y una base los acepta. Cuando un principio activo con propiedades ácidas o básicas se encuentra en una solución alcalina o ácida, puede ionizarse o protonarse, respectivamente, formando sales. Este comportamiento es esencial en el aislamiento de compuestos que dependen del pH para su solubilidad. Por ejemplo, el ibuprofeno y el ácido mefenámico se disuelven en medios básicos al transformarse en sus sales de sodio, que son solubles en agua. Al neutralizar la solución alcalina con un ácido fuerte, se genera la especie ácida de los principios activos, los cuales suelen ser menos solubles en agua, provocando su precipitación y facilitando su separación.

Aislamiento de Principios Activos mediante Precipitación

El aislamiento de compuestos mediante precipitación es una técnica de separación común en química. La precipitación ocurre cuando una sustancia se vuelve insoluble en el medio en que está disuelta, formando sólidos suspendidos en la solución. En este proceso, el pH juega un papel crucial al cambiar la forma de los compuestos y su solubilidad. En el caso del ibuprofeno y el ácido mefenámico, la disolución en una solución alcalina forma sales solubles que pueden separarse de los excipientes mediante filtración. Posteriormente, la neutralización con ácido provoca la formación de precipitados de los principios activos, facilitando su recolección. Ver el Esquema 1.

Esquema 1.- Reacciones ácido-base del ibuprofeno (1) y el ácido mefenámico (3).

Equilibrio Químico en Reacciones Ácido-Base

El concepto de equilibrio químico es fundamental en esta práctica, especialmente en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio ácido-base se refiere al estado en el que las concentraciones de ácido y base en una solución se estabilizan. En este caso, el equilibrio entre las formas ionizada y no ionizada del principio activo depende del pH de la solución. Al alcanzar el punto de neutralización, el equilibrio se desplaza, promoviendo la precipitación del principio activo. El uso de indicadores, como la fenolftaleína, permite visualizar este cambio en el equilibrio mediante el viraje de color, que indica la presencia o ausencia de iones hidrógeno (H⁺) y, por lo tanto, el cambio en la acidez de la solución.

Aplicación Práctica y Análisis del Rendimiento

La determinación del rendimiento del aislamiento del principio activo implica la comparación de la cantidad de compuesto recuperado frente a la cantidad original presente en la tableta. Este rendimiento refleja la eficiencia del proceso de aislamiento y permite evaluar factores que podrían optimizar la recuperación del principio activo. Las técnicas de aislamiento como la precipitación y la filtración son ampliamente utilizadas en el laboratorio para purificar compuestos de mezclas complejas y representan procedimientos clave en la industria farmacéutica para asegurar la calidad y pureza de los productos medicinales.

4.- Materiales y Reactivos

• Mortero y maso
• Erlenmeyer de 125 mL
• Embudo
• Papel de filtro
• Vaso de precipitados
• Gotero o pipeta
• Balanza
• NaOH al 10%
• HCl al 10%

• Tabletas de ibuprofeno y/o ácido mefenámico

5.- Procedimiento

1. Preparación del comprimido: Pesa el o los comprimidos comerciales (ibuprofeno o ácido mefenámico) y toma nota de su masa inicial. Tritúralos en un mortero hasta obtener un polvo fino y transfiere el polvo resultante a un Erlenmeyer de 125 mL con 50 mL de agua destilada.
2. Disolución en medio alcalino: Agrega lentamente NaOH al 10% hasta que se observe la disolución casi completa del polvo. Durante este proceso, se formarán las sales sódicas solubles de los principios activos. Remueve la mezcla para asegurar una disolución homogénea.
3. Filtración para separar excipientes: Filtra la solución resultante para remover los excipientes insolubles. Recoge el filtrado en un recipiente limpio.
4. Precipitación del principio activo: Añade HCl al 10% al filtrado lentamente, observando el cambio de pH. La adición de ácido provoca la regeneración de la forma ácida del principio activo, que precipitará debido a su menor solubilidad en medio ácido. Continúa añadiendo HCl hasta que el pH sea ácido y se observe una precipitación completa.
5. Recolección y secado del principio activo: Filtra nuevamente la solución para separar el precipitado. Recoge el precipitado, sécalo cuidadosamente y pésalo para calcular el porcentaje de recuperación del principio activo con respecto a la masa inicial del comprimido.
6. Determine el punto de fusión: Determine el punto de fusión y compárelo con el reportado en la literatura.

6.- Cuestionario

1. ¿Cuál es la diferencia entre un principio activo y un excipiente en un comprimido farmacéutico?

2. Describe el papel del NaOH en el proceso de aislamiento de los principios activos.

3. ¿Qué sucede químicamente cuando se añade HCl a la solución alcalina que contiene los principios activos?

4. ¿Por qué los principios activos precipitan cuando se acidifica la solución?

5. ¿Qué tipo de reacciones químicas están involucradas en esta práctica? Clasifícalas y justifica tu respuesta.

6. ¿Qué utilidad tiene conocer el punto de fusión del principio activo aislado?

7. ¿Cómo se calcula el porcentaje de recuperación del principio activo? ¿Qué factores pueden afectar este valor?

8. Menciona al menos tres precauciones que se deben tener durante esta práctica para asegurar resultados fiables y seguros.

9. ¿Qué conclusiones puedes extraer sobre el comportamiento ácido-base del ibuprofeno o del ácido mefenámico a partir de esta práctica?

7.- Referencias Bibliográficas

• Acree, W. E. (2014). IUPAC-NIST Solubility Data Series. 102. Solubility of Nonsteroidal Anti-inflammatory Drugs (NSAIDs) in Neat Organic Solvents and Organic Solvent Mixtures. Journal of Physical and Chemical Reference Data, 43(2), 023102. https://doi.org/10.1063/1.4869683
• Bani-Jaber, A., Hamdan, I., & Al-Khalidi, B. (2007). Sodium Mefenamate as a Solution for the Formulation and Dissolution Problems of Mefenamic Acid. Chemical & Pharmaceutical Bulletin, 55(8), 1136–1140. https://doi.org/10.1248/cpb.55.1136
• Bueno Garesse, E. (2004). Aprendiendo química en casa. Revista Eureka sobre Enseñanza y Divulgación de las Ciencias, 1(1), 45–51. https://doi.org/10.25267/Rev_Eureka_ensen_divulg_cienc.2004.v1.i1.04
• Viera, L. I., Ramírez, S. S., & Fleisner, A. (2017). El laboratorio en Química Orgánica: una propuesta para la promoción de competencias científico-tecnológicas. Educación Química, 28(4), 262–268. https://doi.org/10.1016/j.eq.2017.04.002