Reacciones químicas y estequiometría


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1 Capítulo Reacciones químicas y estequiometría En este capítulo se tratan aspectos fundamentales acerca de las reacciones químicas que se suceden en la naturaleza y de cómo estas reacciones pueden ser descritas a través de ecuaciones químicas. Se incluyen aspectos básicos relacionados con la utilización de gases y de disoluciones que reaccionan con otras sustancias. El contenido de este capítulo se apoya en los contenidos de los libros de Petrucci, Harwood y Herring (003), Brown, LeMay y Bursten (1998) y Mahan y Myers (1990)..1 La ecuación química La base de todo cambio químico es la Ley de conservación de la materia, establecida en 189 por Antoine Lavoisier, la cual puede entenderse actualmente de la siguiente manera: los átomos ni se crean ni se destruyen durante una reacción química. La misma cantidad de átomos estará presente antes y después de una reacción, aunque reorganizados de manera diferente. Una reacción química es un proceso en el cual determinados conjuntos de sustancias, denominadas reactivos o reactantes, se transforman o dan lugar a otro conjunto de sustancias, denominadas productos. En otras palabras, se produce una transformación química en la cual las cantidades de reactivos y de productos obtenidos están estrechamente relacionadas. Puede observarse alguna evidencia física o química de que una reacción tuvo lugar. Por ejemplo, si en un recipiente en el que ha ocurrido una reacción se observa un cambio de color, de temperatura, la formación de un compuesto en estado sólido (precipitado) o de un compuesto gaseoso, se tiene, entonces, evidencia física de la reacción química sucedida. Puede que no haya evidencia física en un proceso químico reactivo pero habrá alguna evidencia química de que ocurrió un cambio en el mismo. (Petrucci y cols., 003)

2 0.1.1 Notación simbólica Toda reacción química puede describirse utilizando cierta notación simbólica o abreviada, a través de una o varias ecuaciones químicas. En una ecuación química, las sustancias reactivas suelen escribirse del lado izquierdo de la ecuación empleando sus fórmulas químicas. Del lado derecho de la ecuación se escriben los productos de la reacción utilizando también para ellos sus fórmulas químicas. Los dos lados de la ecuación se conectan con una flecha apuntando a la derecha ( ) o con un signo igual (=). El signo + del lado de los reactivos se interpreta como reacciona con. Por ejemplo, la reacción: C 4 H ½ O 4 CO + 5 H O (.1) indica que el butano, C 4 H 10, reacciona con el oxígeno, O, para dar lugar a dos nuevos compuestos: dióxido de carbono, CO, y agua, H O. Los números que aparecen delante de cada compuesto reciben el nombre de coeficientes estequiométricos y sirven para ajustar o balancear la ecuación química, es decir, para hacer que se cumpla la Ley de conservación de la masa. Existen otros símbolos en esta notación. Algunos de ellos son: una flecha hacia abajo ( ), para indicar que hay precipitación, o que un compuesto se ha formado en estado sólido; una flecha hacia arriba ( ), para indicar que se ha formado un compuesto gaseoso; puede escribirse elementos o letras sobre la flecha, para indicar diferentes catalizadores (aceleradores de reacción), presentes en el medio a la hora de hacer reaccionar los compuestos; sobre la flecha también puede aparecer el símbolo, para indicar que se debe suministrar calor a la reacción para que se lleve a cabo. Mediante subíndices, entre parentesis, colocados en la esquina inferior derecha de los elementos o compuestos, se indican los estados de dicho compuesto, por ejemplo: (g) para indicar que el elemento está en estado gaseoso; (l) para líquidos; (s) para sólidos; (ac) para acuoso (diluido en medio acuoso). Ahora, la reacción (.1) se puede completar de la siguiente manera: C 4 H 10(g) + 6½ O (g) 4 CO (g) + 5 H O (l), (.) indicando que el gas butano, en presencia de oxígeno, reacciona con este para formar el gas dióxido de carbono y agua líquida. Para interpretar, por ejemplo, la reacción: 3 Fe (s) + 4 H O (g) Fe 3 O 4(s) + 4 H (g), (.3)

3 1 se podría decir que en presencia de calor se hace reaccionar hierro, en estado sólido, con vapor de agua para formar un óxido de hierro, en estado sólido, liberándose hidrógeno gaseoso..1. Ajuste de ecuaciones Toda ecuación química, para que sea correcta, debe estar equilibrada. Recuérdese que el principio de este paso es respetar la ley de conservación de la masa, por lo que la cantidad de átomos de cada elemento, a ambos lados de la ecuación, debe ser la misma. Los factores numéricos necesarios para ajustar una ecuación química se llaman coeficientes estequiométricos. En la ecuación (.), por ejemplo, los coeficientes estequiométricos indicarían que se necesita combinar 1 molécula de butano, C 4 H 10, con 6½ moléculas de oxígeno, O, para formar 4 moléculas de CO y 5 de H O. Esto significa que hay un balance de materia en la reacción química descrita por esta ecuación: a ambos lados de la ecuación hay 4 átomos de C, 10 átomos de H y 13 átomos de O. A nivel práctico, es mejor pensar en estas relaciones estequiométricas como relaciones en moles más que en moléculas individuales. En este caso, la reacción (.) se interpretará de la siguiente manera: 1 mol de C 4 H 10 reacciona con 6½ moles de O para formar 4 moles de CO y 5 moles de H O. Si se consideran los elementos, se puede decir que a ambos lados de la ecuación hay 4 moles de átomos de C, 10 moles de átomos de H (5 moles de moléculas de H ) y 13 moles de átomos de O (6½ moles de moléculas de O ). Ejemplo.1: Ajustar la siguiente ecuación: Na (s) + H O (l) NaOH (ac) + H (g). (.4) Solución: En primer lugar, se debe chequear si realmente la ecuación no está ajustada. Al contar los átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha se tiene que hay 1 átomo de Na de cada lado, 1 átomo de O de cada lado pero hay átomos de H del lado izquierdo mientras que del lado derecho hay 3 átomos de H. Por lo tanto, la ecuación no está ajustada. Por tanteo, se plantea colocar un coeficiente de delante de la molécula de H O, a fin de intentar balancear los átomos de H. Esto implica que se debe colocar un coeficiente de delante de la molécula de NaOH para lograr igualar a 4, en ambos lados de la ecuación, los átomos de H. Se tiene, entonces: Na (s) + H O (l) NaOH (ac) + H (g). (.5)

4 La reacción (.5) tiene balanceadas las cantidades de átomos de H y de O, pero no de Na. Sin embargo, es bastante sencillo lograr esto último colocando un coeficiente de delante del Na puro, quedando finalmente: Na (s) + H O (l) NaOH (ac) + H (g). (.6).1.3 Tipos de reacciones Existen diversos criterios para clasificar las reacciones químicas. Ninguno de ellos es más apropiado que otro ni es exclusivo, dependiendo tan solo de la característica que se desee reflejar en dicha clasificación. Una primera clasificación se obtiene cuando se considera la variedad de los cambios químicos: Reacción de combinación (o de síntesis): H (g) + O (g) H O (l) (.) Reacción de descomposición (o de análisis): H O (l) H (g) + O (g) (.8) Reacción de desplazamiento simple (o sustitución): Na (s) + HCl (ac) NaCl (ac) + H (g) (.9) Reacción de doble desplazamiento (o metatesis): NaCl (ac) + AgNO 3(ac) NaNO 3(ac) + AgCl (s) (.10) Otra manera de clasificar las reacciones es considerar la energía involucrada en la reacción. En este caso, se habla de reacciones endotérmicas y exotérmicas: Una reacción endotérmica es aquella a la que se le debe suministrar energía (que absorbe calor) para que puede llevarse a cabo. Por ejemplo: Fe O 3(s) + 3 C (s) Fe (s) + 3 CO (g) H = +, Btu (.11) donde el valor de H positivo indica que hay absorción de calor. Una reacción exotérmica es aquella que libera energía (hay desprendimiento de calor) cuando se lleva a cabo. Por ejemplo: C 6 H 14(l) + 19/ O (g) 6 CO (g) + H O (l) H = 43kJ (.1) donde el valor de H negativo indica que hay desprendimiento de calor. Se conocen también las reacciones Redox, cuya característica es que los estados de oxidación de los átomos involucrados en la reacción cambian. Por ejemplo: S O 3 (ac) + I (ac) S 4 O 6 (ac) + I (ac), (.13)

5 3 en la cual el I se reduce (gana electrones) a I - y el anión S O - 3 se oxida (pierde electrones) para formar S 4 O - 6. Existen también reacciones de combustión, en las cuales una sustancia con propiedades combustibles se combina con un elemento oxidante (que, por lo general, es oxígeno) para generar calor y otros compuestos oxidados. Por ende, estas reacciones son exotérmicas. La reacción (.) es un ejemplo de reacción de combustión. Otro ejemplo es: CH S + 6 F CF 4 + HF + SF 6 (.14) Igualmente se conocen las reacciones de formación, donde los reactivos que dan lugar a los productos son estrictamente los elementos en su forma natural más estable. Están las reacciones ácido-base, que describen las interacciones entre un ácido y una base. Se habla también de reacciones orgánicas o inorgánicas, dependiendo de si el carbono actua como compuesto principal o no en dichas reacciones. Quedan aún por mencionar otros criterios de clasificación no menos importantes, aunque los anteriormente descritos son los más útiles en este contexto..1.4 Reacciones químicas comunes Dependiendo de las propiedades químicas de las sustancias que interactuan en una reacción, hay patrones de reactividad que se suceden en la reacción. Para sustancias similares, los cambios químicos son repetitivos e incluso predecibles. En esta parte, se muestran algunas reacciones químicas típicas o comunes. Reacción 1: Metal + Oxígeno Oxido básico Fe + O FeO [Oxido de hierro (II)] (.15) 4 Al + 3 O Al O 3 [Oxido de aluminio] (.) Reacción : No metal + Oxígeno Oxido ácido o Anhídrido N + 3 O N O 3 [Oxido de nitrógeno (III)] (.1) Cl + O Cl O [Oxido de cloro (VII)] (.18) Reacción 3: Oxido básico + Agua Base o Hidróxido MgO + H O Mg(OH) [Hidróxido de magnesio] (.19) Na O + H O NaOH [Hidróxido de sodio] (.0) Reacción 4: Oxido ácido + Agua Acido oxiácido Mn O + H O HMnO 4 [Permanganato (VII) de hidrógeno] (.1) SO + H O H SO 3 [Sulfato (IV) de hidrógeno] (.) Reacción 5: Metal activo + Acido Sal + Hidrógeno

6 4 Al + 3 H SO 4 Al (SO 4 ) H (.3) Fe + HCl FeCl + H (.4) Reacción 6: Oxiácido + Hidróxido Sal + Agua 3 H SO 4 + Al(OH) 3 Al (SO 4 ) H O (.5) HCl + Ba(OH) BaCl + H O (.5) Reacción : Metal activo + Hidrógeno (E.O. -1) Hidruro metálico Fe + 3 H FeH 3 [Hidruro de hierro (III)] (.6) Na + H NaH [Hidruro de sodio] (.) Reacción 8: No metal + Hidrógeno (E.O. +1) Hidruro no metálico F + H HF [Fluoruro de hidrógeno] (.8) Se + H H Se [Seleniuro de dihidrógeno] (.9).1.5 Estequiometría de las ecuaciones químicas Toda ecuación química debe ilustrar, haciendo uso de la notación simbólica apropiada, los cambios químicos ocurridos en un proceso y debe estar ajustada. Los coeficientes estequiométricos indican las relaciones cuantitativas en las que se combinan o se producen las sustancias involucradas en el cambio. Por ejemplo, en la reacción (.30): Ag O (s) 4 Ag (s) + O (g) (.30) los coeficientes estequiométricos permiten hacer las siguientes afirmaciones: Se producen 4 moles de Ag por cada moles de Ag O que se consumen Se produce 1 mol de O por cada moles de Ag O que se consumen Se producen 4 moles de Ag por cada mol de O que se produce. Estas afirmaciones se pueden convertir en factores de conversión o factores estequiométricos que relacionan las cantidades de cada uno de las sustancias que intervienen en la reacción. A partir de ellos, es posible determinar cualquier información cuantitativa que se requiera conocer al respecto. Véase los ejemplos siguientes. Ejemplo.: El Si H 6 arde cuando se expone al aire. La ecuación (.31) representa la reacción estudiada. (a) Cuánta agua y óxido se produce cuando se queman,4 moles de Si H 6?; (b) Cúanto se consume de oxígeno en la reacción? Si H 6 + O 4 SiO + 6 H O (.31)

7 5 Solución: Parte (a). La ecuación (.31) está ajustada. Para dar respuesta a la primera parte del ejercicio, hay que tener en cuenta que: por cada moles consumidos de Si H 6 se producen 4 moles de SiO y 6 moles de H O. Además, por cada moles consumidos de Si H 6 se consumen moles de O. Ahora bien, se queman,4 moles de Si H 6. Calculemos las cantidades producidas de la siguiente manera: 4 molessio? moles producidos de SiO =,4 molessih6 x = 4,8 moles SiO. molessi H 6 moles HO? moles producidos de H O =,4 molessih6 x =, moles H O. molessi H Utilizando los factores estequiométricos resultó muy sencillo calcular los valores pedidos. Parte (b). Para esta parte, se aplica la relación estequiométrica existente entre los dos reactivos que participan en la reacción:? moles consumidos de O = moles O,4 molessih6 x = 8,4 moles O. molessi H Ejemplo.3: Se hacen reaccionar 14,0g de dióxido de manganeso, según la ecuación (.3). (a) Cuántos moles se producen de H O y de Cl?; (b) Cuántos gramos se consumen de HCl?; (c) Cuántos gramos se producen de MnCl? MnO + 4 HCl MnCl + Cl + H O (.3) Solución: Se trata de un caso similar al del ejemplo anterior, solo que nos dan la cantidad de MnO en gramos, por lo que es necesario llevar primero esta cantidad a moles. Nota: Recuérdese que los coeficientes estequiométricos proporcionan relaciones molares y no relaciones másicas. Parte (a) Masa molar del MnO : (1)x(54,938)+()x(15,999) = 86,936 g MnO / mol MnO. 14,0 g MnO moles HO?moles prod. H O = = 0,3 moles H O. 86,936 g MnO / mol MnO 1mol MnO 14,0 g MnO 1mol Cl?moles prod. Cl = = 0,1 moles Cl. 86,936 g MnO / mol MnO 1mol MnO Parte (b). Para calcular los gramos consumidos de HCl es necesario determinar primero la masa molar del HCl:

8 6 Masa molar del HCl: (1)x(1,009)+(1)x(35,453) = 36,461 g HCl/ mol HCl. 14,0 g MnO 4 mol HCl? gramos consum. HCl =... 86,936 g MnO / mol MnO 1mol MnO 36,461g HCl... = 3,5 g HCl. 1mol HCl Parte (c). Se requiere calcular la masa molar del MnCl : Masa molar del MnCl : (1)x(54,938)+()x(35,453) = 15,84 g MnCl / mol MnCl. 14,0 g MnO 1mol MnCl? gramos prod. MnCl =... 86,936 g MnO / mol MnO 1mol MnO 15,84 g MnCl 1mol MnCl... 0,3 g MnCl..1.6 Determinación del reactivo limitante y en exceso En los ejemplos anteriores se ha supuesto que las cantidades de reactivos presentes en la reacción son estequiométricamete exactas, es decir, ni sobran ni faltan reactivos. Se supone, entonces, que estos se consumen en su totalidad y forman la máxima cantidad posible de productos. Sin embargo, en una situación real esto no es lo que suele suceder. Estudiaremos ahora los casos donde al menos una de las sustancias está presente en menor cantidad que las demás y por lo tanto, es esta sustancia (el reactivo limitante) quien limitará las cantidades de productos formados. En consecuencia, quedarán algunos reactivos sin consumirse totalmente (reactivos en exceso). Ejemplo.4: Se queman 10 gmol de heptano en presencia de oxígeno, lográndose la combustión completa del gas, es decir, solo se producen CO (g) y H O (l) (véase la reacción.33) Se dispone de 150 gmol de O para la reacción. (a) Cuál es el reactivo limitante?; (b) Cúantos moles se producen de H O?; (c) Cuántos gramos del reactivo en exceso quedaron sin reaccionar? C H (g) + 11 O (g) CO (g) + 8 H O (l), (.33) Solución: Parte (a). Hay que determinar primero qué reactivo está limitando la reacción. Para ello, se hace uso de la relación estequiométrica entre los reactivos presentes, la cual indica que: Para consumir 1 mol de C H se deben consumir 11 moles de O.

9 El oxígeno requerido para consumir 10 gmol de C H será: 11moles O? moles requeridos O = 10 gmol C H = 110 gmol O. 1mol C H Se dispone de 150 gmol de O, que es más de lo que se requiere para consumir en su totalidad el heptano. Por lo tanto, el oxígeno está en exceso y el heptano es el reactivo limitante. Nota: Otra forma de establecer quién es el reactivo limitante es hacer la comparación directa entre los coeficientes estequiométricos de los reactivos y las cantidades disponibles, a fin de determinar quién está en mayor proporción. Esto es: 11moles O? 150 moles O. 1mol C H > 10 moles C H En este caso, el factor de la derecha, 150/10, es mayor que 11/1 (valor de referencia de la izquierda), lo que indica que hay más reactivo O del necesario. Imagine, por ejemplo, que las relaciones cuantitativas dadas fueran las siguientes: 11moles O? 90 moles O, 1mol C H > 10 moles C H el factor de la parte derecha, 90/10, resultaría inferior al factor estequiométrico de referencia de la izquierda, 11/1, indicando en ese caso que el reactivo limitante es el oxígeno. Parte (b). Habiendo determinado que el heptano es el reactivo limitante, se procede a calcular los moles de agua que se produjeron en la reacción. 8 gmol HO? moles prod. H O = 10 gmol C H = 80 gmol H O. 1gmol C H Parte (c). El reactivo en exceso es el oxígeno, O. Para determinar los gramos de oxígeno que quedaron sin reaccionar es necesario conocer la masa molar de esta sustancia: Masa molar del O = ()x(15,999) = 31,998 g O / mol O. Ahora bien, los moles de oxígeno sin reaccionar se determinan de la siguiente manera: moles O disponibles inicialmente - moles O que reaccionaron. Esto es: 11gmol O moles O sin reaccionar = 150 gmol - 10 gmol C H = 40 gmol O. 1gmol C H 31,998 g O? gramos O sin reaccionar = 40 gmol O 180 g O. 1gmol O

10 8 Ejercicio de práctica El propileno, C 3 H 6, reacciona con amoniaco, NH 3, y oxígeno para formar acrilonitrilo, C 3 H 3 N (véase la reacción.34). Se alimentan 10 moles en total al reactor de los tres reactivos, de los cuales se sabe que hay 50 g de propileno, 1,5 moles de amoniaco y el resto es de oxígeno. (a) Cuál es el reactivo limitante?; (b) Cuántos moles quedan sin reaccionar de los reactivos en exceso?; (c) cuántos moles de agua se producen? C 3 H 6 + NH 3 + 3/ O C 3 H 3 N + 3 H O (.34) Respuestas: (a) Propileno, C 3 H 6. (b) O : 5,53 moles; NH 3 : 0,310 moles. (c) 3,5 moles H O..1. Rendimiento de una reacción química La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante se llama rendimiento teórico. La cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción se denomina rendimiento real. El rendimiento real casi siempre es menor que (y nunca puede ser mayor que) el rendimiento teórico. Esta diferencia tiene muy diversas causas. Por ejemplo, es posible que una parte de los reactivos no reaccione, o que reaccione de una forma diferente de la deseada (reacciones secundarias). Además, no siempre es posible recuperar todo el producto de la mezcla de reacción. El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico (calculado): (Brown y cols., 1998, p. 9) rendimiento real Porcentaje de rendimiento = x 100%. (.35) rendimiento teórico En el ejemplo.3 se calculó que se forman 0,3 g de MnCl a partir de 14,0 g de MnO. Este valor corresponde al rendimiento teórico de la reacción. Si resultara que realmente se obtuvieran 1,6 g de MnCl (rendimiento real), el porcentaje de rendimiento de la reacción (.3) sería: 1,6 g x 100 % = 86, %. 0, 3 g Ejemplo.5: El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones y en la construcción de bicicletas. Se obtiene por la reacción del cloruro de titanio con magnesio fundido, según:

11 9 TiCl 4(g) + Mg (l) Ti (s) + MgCl (l). (.36) En cierta operación industrial 3,5x10 g de TiCl 4 reaccionan con 1,13x10 g de Mg. Determinar (a) el rendimiento teórico del Ti, en gramos; (b) el porcentaje del rendimiento si realmente se obtiene,91x10 6 g de Ti. Solución: Parte (a). Es preciso determinar primero el reactivo limitante: Masa molar TiCl 4 = (1)x(4,86)+(4)x(35,453) = 189,68 g TiCl 4 / mol TiCl 4. Moles TiCl 4 = 3,5x10 g TiCl 4 1mol TiCl4 189,68 g TiCl 4 = 1,88x10 5 mol TiCl 4. 1mol Mg Moles Mg = 1,13x10 g Mg = 4,65x10 5 mol Mg. 4,305 g Mg Dado que (4,65x10 5 / 1,88x10 5 ) > ( / 1), el reactivo limitante es el TiCl 4.? gramos producidos Ti = 1,88x10 5 1mol Ti mol TiCl4 1mol TiCl El rendimiento teórico de la reacción es 9,00x10 6 g Ti. 4 4,86 g Ti 1mol Ti 9,00x10 6 g Ti. Parte (b). Nos indican que el rendimiento real (lo que realmente se obtiene) es,91x10 6 g de Ti. A partir de la ecuación (.35) se puede calcular el rendimiento porcentual: Rendimiento porcentual =,91x10 9,00x g x 100 % = 8,9 %. g Ejercicio de práctica Cuántos gramos de ácido acético, C H 4 O, deben reaccionar con un exceso de PCl 3 para obtener 100 g de cloruro de acetilo, C H 3 OCl, si la reacción tiene un rendimiento del 83 por ciento? (véase la ecuación.3.) 3 C H 4 O + PCl 3 3 C H 3 OCl + H 3 PO 3 (.3) Respuesta: (a) 9,15 g de ácido acético. En una reacción para producir cierta sal se pone en contacto níquel con ácido sulfúrico, produciéndose sulfato de níquel (la sal) y gas hidrógeno como producto secundario: Ni + H SO 4 NiSO 4 + H. (.38) Se tienen 5 g de níquel y 00 ml de ácido, cuya densidad es 1,84 g/ml. Si el rendimiento de la reacción es del 89%: (a) Cuál es el rendimiento real?; (b) Cuántos gramos de gas hidrógeno se producen?

12 80 Respuestas: (a) 11, g. (El reactivo limitante es el Ni y el rendimiento teórico es de 13,1 g de NiSO 4 ). (b) 0,1515 g de H.. Gases ideales Los gases son una de las formas en que se presenta la materia en el universo. Sustancias gaseosas de naturaleza distinta se encuentran a nuestro alrededor en todo momento. Respiramos aire (que es una mezcla de gases), la atmósfera está compuesta de gases, utilizamos gases como combustible, agentes limpiadores, y demás. Se entiende por gas un estado de la materia en el cual las moléculas individuales que componen el gas están relativamente alejadas unas de otras, ejercen poca fuerza de atracción entre sí (a diferencia de estado de agregación de los líquidos y sólidos, donde las moléculas están bastante unidas), haciendo que no tenga ni forma ni volumen definidos. Los gases tienen propiedades químicas que pueden ser muy distintas para unos u otros pero comparten similares propiedades físicas. En general, tienen densidad y viscosidad bajas, comparadas con las de los líquidos y sólidos. Pueden comprimirse o expandirse fácilmente, sometiéndolos a cambios de temperatura o presión, por lo que se les denomina compresibles. Suelen ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene de manera homogénea. Las propiedades físicas macroscópicas más importantes para un gas son la presión, temperatura y densidad (o la inversa de ésta: el volumen específico). Estas propiedades son estudiadas en la sección..1. Otras propiedades físicas de caracter microscópico como la teoría cinética molecular, los movimientos brownianos y las fuerzas intermoleculares, no son abordadas en este texto pues escapan al alcance del mismo. Ahora bien, existen diferentes modelos matemáticos que permiten explicar y predecir el comportamiento de los gases en diversas condiciones de operación, pero no se dispone de un único modelo que explique su comportamiento de manera generalizada. Todos los modelos incluyen simplificaciones, y dependiendo de la naturaleza de las suposiciones hechas se hablará, por ejemplo, de un modelo para gases perfectos, gases ideales o gases reales. En este capítulo se trata uno de los casos simplificados de comportamiento de los gases: los gases ideales. Este modelo simplificado es suficientemente apropiado estudiar

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