La estequiometría en la industria, el medio ambiente y la sociedad

Las fábricas de cemento calientan piedra caliza en grandes hornos: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$.

1. a) Señala el reactivo y los productos de la reacción.
2. b) Explica por qué una cementera emite dióxido de carbono aunque el horno se calentara solo con electricidad renovable: ¿de dónde sale ese gas?

En un alto horno, el mineral de hierro reacciona con monóxido de carbono: $\text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\ \text{CO} \rightarrow 2\ \text{Fe} + 3\ \text{CO}_2$.

1. a) Señala los reactivos y los productos.
2. b) Explica con una frase qué le hace el monóxido de carbono al óxido de hierro: ¿qué sustancia se queda con su oxígeno?

Una cementera alimenta su horno con $500\ \text{kg}$ de carbonato de calcio: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$, como muestra el esquema del horno.

Sabiendo que por cada $100\ \text{kg}$ de carbonato se obtienen $56\ \text{kg}$ de cal viva y $44\ \text{kg}$ de dióxido de carbono, calcula:

1. a) La masa de cal viva ($\text{CaO}$) producida.
2. b) La masa de $\text{CO}_2$ emitida a la atmósfera.

Un alto horno procesa $320\ \text{kg}$ de óxido de hierro(III): $\text{Fe}_2\text{O}_3 + 3\ \text{CO} \rightarrow 2\ \text{Fe} + 3\ \text{CO}_2$. La proporción de la ecuación es: $160\ \text{g}$ de óxido dan $112\ \text{g}$ de hierro y $132\ \text{g}$ de dióxido de carbono. Calcula:

1. a) La masa de hierro obtenida.
2. b) La masa de dióxido de carbono emitida.

Una central térmica quema carbón, que simplificando es carbono: $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$. Calcula qué masa de dióxido de carbono se emite por cada $12\ \text{kg}$ de carbono quemados (masas atómicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

En una prueba, una caldera industrial quema $120\ \text{kg}$ de carbón, que puedes considerar carbono puro: $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$. Calcula, pasando por los moles o por proporciones, la masa de dióxido de carbono emitida (masas atómicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

No todos los combustibles fósiles ensucian igual. Compara sus emisiones por gramo quemado:

• Metano: $\text{CH}_4 + 2\ \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\ \text{H}_2\text{O}$; $16\ \text{g}$ de metano emiten $44\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$.

• Propano: $\text{C}_3\text{H}_8 + 5\ \text{O}_2 \rightarrow 3\ \text{CO}_2 + 4\ \text{H}_2\text{O}$; $44\ \text{g}$ de propano emiten $132\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$.

• Carbón (carbono): $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$; $12\ \text{g}$ de carbono emiten $44\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$.

1. a) Calcula los gramos de $\text{CO}_2$ emitidos por cada gramo de combustible en los tres casos (redondea a un decimal si hace falta).
2. b) Ordénalos de menos a más contaminante por gramo.
3. c) Explica, mirando la composición de cada combustible, por qué el gas natural se considera el fósil «menos sucio», y aclara si eso significa que no contribuya al cambio climático.

El jefe de producción de una planta química dice que su reactor trabaja «con un rendimiento del $90\ \%$».

1. a) Explica con tus palabras qué significa ese dato, pensando en la diferencia entre lo que predice la ecuación ajustada y lo que sale de verdad del reactor.
2. b) Razona por qué en la práctica el rendimiento de un proceso industrial nunca llega exactamente al $100\ \%$.

Una cementera compra $1\,000\ \text{kg}$ de piedra caliza con una pureza del $90\ \%$ en carbonato de calcio (el resto son impurezas inertes) y la calcina por completo: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$.

1. a) ¿Qué masa de carbonato de calcio contiene la partida?
2. b) Calcula la masa de cal viva ($\text{CaO}$) que obtiene.
3. c) Calcula la masa de $\text{CO}_2$ que emite solo por la reacción química.

(proporción: $100\ \text{kg}$ de $\text{CaCO}_3$ dan $56\ \text{kg}$ de $\text{CaO}$ y $44\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$).

Una caldera quema $60\ \text{kg}$ de un carbón cuya pureza en carbono es del $80\ \%$ (el resto no arde): $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$.

1. a) ¿Qué masa de carbono se quema realmente?
2. b) Calcula la masa de dióxido de carbono emitida (masas atómicas: $\text{C} = 12\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).
3. c) Explica por qué las empresas deben conocer la pureza de su combustible para declarar sus emisiones, y no basta con pesar el carbón que compran.

Una planta de amoniaco alimenta su reactor con $140\ \text{kg}$ de nitrógeno: $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. La ecuación predice que $28\ \text{g}$ de nitrógeno dan $34\ \text{g}$ de amoniaco, pero el reactor trabaja con un rendimiento del $60\ \%$.

1. a) Calcula la masa teórica de amoniaco que se obtendría con rendimiento total.
2. b) Calcula la masa que realmente se produce.
3. c) Las plantas recirculan una y otra vez los gases que no han reaccionado al reactor. Explica qué consiguen con ello y qué relación tiene con el rendimiento y con el costo del proceso.

El amoniaco que se fabrica en grandes plantas, $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$, es la materia prima de los fertilizantes.

1. a) ¿Cuántos moles de amoniaco se obtienen, como máximo, a partir de $1\ \text{mol}$ de nitrógeno?
2. b) Explica por qué se dice que esta reacción «fija» el nitrógeno del aire y por qué es tan importante para la agricultura.

El llamado hidrógeno verde se obtiene por electrólisis del agua: $2\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\ \text{H}_2 + \text{O}_2$.

1. a) ¿Qué masa de hidrógeno se obtiene al descomponer $2\ \text{mol}$ de agua? (masa molar: $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$).
2. b) Explica qué condición debe cumplir la electricidad usada para que este hidrógeno se pueda llamar «verde».

Los airbags de los carros se inflan en milisegundos gracias a la descomposición de la azida de sodio: $2\ \text{NaN}_3 \rightarrow 2\ \text{Na} + 3\ \text{N}_2$.

1. a) ¿Cuántos moles de nitrógeno se forman al descomponerse $2\ \text{mol}$ de azida?
2. b) ¿Qué gas es el que infla el airbag? Razona por qué conviene que sea un gas muy poco reactivo.

Una planta de fertilizantes alimenta su reactor con $140\ \text{kg}$ de nitrógeno: $\text{N}_2 + 3\ \text{H}_2 \rightarrow 2\ \text{NH}_3$. Ten en cuenta la proporción de la ecuación: $28\ \text{g}$ de nitrógeno reaccionan con $6\ \text{g}$ de hidrógeno y dan $34\ \text{g}$ de amoniaco. Calcula:

1. a) La masa de hidrógeno que la planta necesita comprar.
2. b) La masa de amoniaco que produciría si el proceso fuera total.

El aluminio se obtiene por electrólisis de su óxido disuelto: $2\ \text{Al}_2\text{O}_3 \rightarrow 4\ \text{Al} + 3\ \text{O}_2$. La proporción es: $204\ \text{g}$ de óxido dan $108\ \text{g}$ de aluminio.

1. a) Calcula la masa de aluminio que sale de una cuba electrolítica cargada con $204\ \text{kg}$ de óxido de aluminio.
2. b) La electrólisis consume muchísima electricidad. Razona por qué reciclar latas de aluminio ahorra tanta energía como se publicita.

Algunas etapas de cohetes queman hidrógeno líquido: $2\ \text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\ \text{H}_2\text{O}$. En un ensayo en tierra se queman $12\ \text{g}$ de hidrógeno. Calcula, pasando por los moles:

1. a) La masa de oxígeno que se consume.
2. b) La masa de vapor de agua que se forma.

(masas molares: $\text{H}_2 = 2\ \text{g/mol}$; $\text{O}_2 = 32\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2\text{O} = 18\ \text{g/mol}$).

Un airbag necesita inflarse con $3\ \text{mol}$ de nitrógeno. La reacción que lo suministra es $2\ \text{NaN}_3 \rightarrow 2\ \text{Na} + 3\ \text{N}_2$.

1. a) ¿Cuántos moles de azida de sodio deben descomponerse?
2. b) Calcula la masa de azida que debe contener el cartucho del airbag (masas molares: $\text{NaN}_3 = 65\ \text{g/mol}$).
3. c) Razona por qué al fabricante le interesa conocer este cálculo con precisión: qué pasaría si el cartucho llevara mucha menos o mucha más azida de la calculada.

Algunos carbones llevan azufre como impureza, que al quemarse reacciona: $\text{S} + \text{O}_2 \rightarrow \text{SO}_2$.

1. a) Calcula qué masa de dióxido de azufre se forma al quemar $32\ \text{g}$ de azufre (masas molares: $\text{S} = 32\ \text{g/mol}$; $\text{SO}_2 = 64\ \text{g/mol}$).
2. b) Nombra el problema ambiental asociado a las emisiones de $\text{SO}_2$.

Para limpiar los gases de una central térmica se hace pasar el humo por un lecho de piedra caliza, que atrapa el dióxido de azufre: $\text{SO}_2 + \text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaSO}_3 + \text{CO}_2$. La central emite $128\ \text{kg}$ de $\text{SO}_2$ al día. Calcula, pasando por los moles o por proporciones, la masa de carbonato de calcio que hace falta a diario para atraparlo todo (masas molares: $\text{SO}_2 = 64\ \text{g/mol}$; $\text{CaCO}_3 = 100\ \text{g/mol}$).

En la fotosíntesis, las plantas fabrican glucosa y liberan oxígeno: $6\ \text{CO}_2 + 6\ \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6\ \text{O}_2$. La proporción de la ecuación es: por cada $264\ \text{g}$ de $\text{CO}_2$ absorbidos se liberan $192\ \text{g}$ de $\text{O}_2$. Se estima que los árboles de un parque urbano fijan $1\,320\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ al año, como muestra la figura.

Calcula:

1. a) La masa de oxígeno que devuelven al aire en un año.
2. b) Comenta por qué los parques urbanos se consideran «pulmones» de la ciudad.

Para tratar el vertido ácido de una fábrica se usa cal apagada (hidróxido de calcio), que neutraliza el ácido sulfúrico: $\text{Ca(OH)}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{CaSO}_4 + 2\ \text{H}_2\text{O}$. El depósito contiene $392\ \text{kg}$ de ácido sulfúrico. Calcula, pasando por los moles o por proporciones, la masa de hidróxido de calcio que hay que encargar para neutralizarlo por completo (masas molares: $\text{Ca(OH)}_2 = 74\ \text{g/mol}$; $\text{H}_2\text{SO}_4 = 98\ \text{g/mol}$).

En la contabilidad ambiental de una cementera hay que distinguir dos fuentes de $\text{CO}_2$: la reacción química de la piedra, $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$, que emite $44\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ por cada $56\ \text{kg}$ de cal producida, y el combustible que se quema para calentar el horno.

1. a) Explica por qué mejorar el aislamiento del horno y la eficiencia de sus quemadores reduce solo una de las dos fuentes.
2. b) Razona qué tendría que cambiar para reducir la otra fuente: ¿serviría usar electricidad renovable? ¿Y capturar el gas antes de que salga por la chimenea?

Una cementera estudia capturar el $\text{CO}_2$ de su chimenea haciéndolo reaccionar de nuevo con cal: $\text{CO}_2 + \text{CaO} \rightarrow \text{CaCO}_3$. Su horno emite $220\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ al producir $280\ \text{kg}$ de cal viva (proporción: $44\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$ reaccionan con $56\ \text{kg}$ de $\text{CaO}$).

1. a) Calcula qué masa de cal haría falta para capturar esos $220\ \text{kg}$ de $\text{CO}_2$.
2. b) Compara el resultado con la cal que la fábrica produce y explica la conclusión: ¿puede una cementera capturar todo su $\text{CO}_2$ usando solo su propio producto?
3. c) Propón qué otras salidas se estudian para ese gas (otros materiales que lo fijen o su almacenamiento) y valora brevemente la idea.