Dioxyde de carbone / Gaz carbonique

Le dioxyde de carbone est un composé chimique composé d'un atome de carbone et de deux atomes d'oxygène et dont la formule brute est : CO 2.



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Définitions :

  • Gaz à effet de serre présent naturellement dans l'air et produit en grande quantité par les activités humaines.... (source : socgen)
  • Gaz carbonique (CO2). Il participe à la prise des liants aériens. (source : ecole-avignon)
  • Gaz présent dans l'atmosphère à la concentration moyenne de 0, 03 %, qui trouble l'eau de chaux. Formule chimique : CO2. (source : pagesperso-orange)
Dioxyde de carbone
représentation 3D du dioxyde de carbone
représentation 3D du dioxyde de carbone
Général
Nom IUPAC Dioxyde de carbone
Synonymes gaz carbonique
N° CAS 124-38-9
N° EINECS 204-696-9
SMILES
InChI
Apparence Gaz incolore
Propriétés chimiques
Formule brute CO2  [Isomères]
Masse molaire 44, 009546 gmol-1
C 27, 29%, O 72, 71%,
Propriétés physiques
T° fusion -78, 5 °C (195 K)
T° ébullition -57 °C (216 K), pressurisé
Solubilité 1, 45 kg. m-3
Masse volumique 1, 87 kg. m-3 (gaz à 24, 9 °C 1, 013 bar)
PLUS dense que l'air
Pression de vapeur saturante 56, 5 atm à 20 °C
Viscosité dynamique 0, 07 mPa. s à -78 °C
Point critique 31, 1 °C à 7, 4 MPa
Point triple -56, 6 °C à 519 kPa
Thermochimie
ΔfH0gaz -393, 5 kJ. mol-1
Précautions
Signalisation CE
Phrases S 9, 23, 36, [1]
Transport
20
   1013   

22
   2187   

-
   1845   
[1]
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde de carbone (appelé quelquefois, de façon impropre : «gaz carbonique») est un composé chimique composé d'un atome de carbone et de deux atomes d'oxygène et dont la formule brute est : CO2.

Cette molécule linéaire a pour formule développée de Lewis : O=C=O.

Dans les conditions normales de température et de pression le dioxyde de carbone est un gaz incolore, inodore ainsi qu'à la saveur piquante couramment nommée gaz carbonique ou encore anhydride carbonique.

Il est présent dans l'atmosphère dans une proportion approximativement identique à 0, 0375 % en volume, dans cette décennie (années 2000), soit 375 ppmv (parties par million en volume).

Il est produit surtout lors de la fermentation aérobie ou de la combustion de composés organiques, et lors de la respiration des êtres vivants et des végétaux. Pour ces derniers, la photosynthèse piège bien plus de CO2 que sa respiration n'en produit.

Caractéristiques physiques

Structure cristalline de la «glace sèche» : cubique faces centrées.

À pression atmosphérique, il se sublime à -78, 5 °C[1] (passage de l'état solide à l'état gazeux), mais ne fond pas (passage de l'état solide à l'état liquide).

Diagramme de phase pression-température du dioxyde de carbone, montrant le point triple et le point critique.

La phase liquide ne peut exister qu'à une pression minimale de 5, 19 bar, et dans un intervalle de température allant de -56, 6 °C (point triple) à 31, 1 °C au maximum à 74 bar (point critique).

Chaleur latente de vaporisation (°C) 234, 5 kJ. kg-1
Chaleur latente de vaporisation (-16, 7 °C) 276, 8 kJ. kg-1
Chaleur latente de vaporisation (-28, 9 °C) 301, 7 kJ. kg-1
Chaleur latente de fusion (à -56, 6 °C) 199 kJ. kg-1

Solubilité aqueuse

Le CO2 dissous dans l'eau forme avec elle de l'acide carbonique (H2CO3). Il est aussi liposoluble.
L'acide carbonique n'est que modérément stable et il se décompose aisément en H2O et CO2. Par contre, quand le dioxyde de carbone se dissout dans une solution aqueuse basique (soude, potasse... ), la base déprotone l'acide carbonique pour former un hydrogénocarbonate (HCO3), aussi nommé bicarbonate, puis un carbonate (CO32–). C'est ainsi que la solubilité du CO2 est beaucoup augmentée.
A titre d'exemple, une solution aqueuse saturée de carbonate de potassium (K2CO3) a une concentration de 112 % (en masse) en carbonate à 120 °C.

C'est ainsi que le calcaire se dissout dans l'eau, dans la plage de pH dans laquelle l'hydrogénocarbonate acide est stable, il dissout le calcaire en produisant une solution d'hydrogénocarbonate (s) (de calcium et de magnésium... ). Il est par conséquent susceptible de précipiter quand le CO2 dissout est dégazé, comme dans la formation des stalagmites et des stalactites.
Ainsi, en présence de CO2, le calcaire a une solubilité suivant celle des gaz (qui diminue avec la température) et non de celle des solides (qui augmente avec la température).

Histoire

Le dioxyde de carbone fut découvert vers 1638 par un médecin belge du nom de Jean-Baptiste van Helmont qui lui donna le nom «d'anhydride carbonique».

Les propriétés du dioxyde de carbone furent étudiées plus en détail en 1750 par le chimiste et physicien britannique, Joseph Black. Vers 1754, il nomma ce gaz «air fixe», mettant à mal la théorie du phlogiston toujours enseignée à cette époque.

Le gaz carbonique fut ensuite isolé par le pasteur anglais Joseph Priestley en 1766.

En 1781, le chimiste français Antoine-Laurent De Lavoisier mit en évidence que ce gaz est le produit de la combustion du carbone avec le dioxygène.

Dès 1875 se répandirent les premières boissons artificiellement gazeuses grâce à l'invention des récipients pressurisés.

Sous forme gazeuse

Le CO2 a énormément d'usages, dont :

  • l'extinction des feux : énormément de datacenters (salles de serveurs d'ordinateurs) ou de salles des archives sont équipées d'un dispositif qui, en cas d'incendie, remplit la salle de CO2 ce qui a comme effet d'éteindre le feu ;
  • élément pétillant dans les boissons gazeuses ;
  • en aquariophilie et culture sous serre pour une meilleure croissance des plantes ;
  • en emballages à atmosphère contrôlée comme élément neutralisant ;
  • en distribution d'eau potable, associé au carbonate, pour relever la dureté de l'eau (TH) des eaux trop agressives ;
  • solubilisation du calcaire dans les eaux dures (TH > 25°F)  ;
  • les pompes à bière. En étant en contact avec la surface de la bière, il évite son oxydation et prolonge sa conservation, au contraire de un compresseur utilisant de l'air (ambiant)  ;
  • on se sert aussi quelquefois du CO2 dans les grands abattoirs de porcs pour les insensibiliser avant de les saigner.

Sous forme liquide

Sous forme liquide, il est utilisé comme :

  • réfrigérant pour congeler certains aliments ;
  • réfrigérant dans l'industrie électronique ;
  • agent d'extinction dans les extincteurs dits «au dioxyde de carbone», on parle quelquefois de neige carbonique parce que le CO2 liquide se solidifie immédiatement à la sortie de l'extincteur en produisant une poudre blanche ;
  • agent propulseur (et quelquefois aussi carbonatant) pour les boissons servies à la pression.

Lorsqu'il est utilisé comme fluide frigorigène, le CO2 porte l'expression R744.

À pression atmosphérique, le dioxyde de carbone n'est jamais sous forme liquide. Il passe directement de la forme solide à la forme gazeuse (sublimation).

Sous forme solide

Granulats de «glace sèche» se sublimant à l'air.

Le dioxyde de carbone sous forme solide a de nombreuses appellations : «glace carbonique», «neige carbonique», «carboglace», «glace sèche». Il est issue de la solidification du CO2 liquide, on obtient de la neige carbonique qui est ensuite compactée pour devenir glace carbonique.

Cette glace carbonique se sublime en ne laissant aucun résidu et consomme une grande quantité de chaleur (150 cal/kg, soit 628 J/kg, à -78, 5 °C) , on lui a par conséquent rapidement trouvé de multiples utilisations de réfrigération, par son action de pompe à chaleur.

Il est commercialisé sous différentes présentations selon son usage :

  • en pellets (de la taille d'un grain de riz 3 mm de diamètre)  : principalement pour le nettoyage et le décapage cryogénique ;
  • en sticks (bâtonnet de 16 mm)  : pour la conservation, le transport des produits sous température dirigée (produits pharmaceutiques, transport de surgelés, transport d'échantillons, etc. )  ;
  • pour la recherche principale ou appliquée ;
  • pour la vinification : ralentit la fermentation et évite l'oxydation ;
  • en plaquette ou en blocs :
    • pour le ravitaillement aérien (catering), les traiteurs, les pompes funèbres, etc.
  • en pains :
    • pour faire de la fumée épaisse (effets spéciaux, cinéma, vidéo).

Le dioxyde de carbone sous forme solide est aussi présent en abondance aux pôles de la planète Mars, où il forme de véritables calottes glaciaires.

En phase supercritique

Au delà de son point critique, le dioxyde de carbone entre dans une phase nommée supercritique. La courbe d'équilibre liquide-gaz est interrompue au niveau du point critique, assurant à la phase supercritique un continuum des propriétés physico-chimiques sans changement de phase. C'est une phase aussi dense qu'un liquide mais assurant des propriétés de transport (viscosité, diffusion) proche d'un gaz. Le dioxyde de carbone supercritique est utilisée comme solvant vert, les extraits étant exempt de trace de solvant.
Sous cette forme, il sert :

  • décaféination du café ;
  • élimination de la 2, 4, 6-trichloroanisole (TCA) des bouchons de liège traités au chlore (ou à l'hypochlorite) pour éviter de donner un goût bouchonné au vin après sa mise en bouteille ;
  • mise en forme de principes actifs micronisés et sous forme nanométrique ;
  • extraction de composés chimiques ou biologiques ;
  • purification de composés chimiques (phase mobile en chromatographie, surtout en HPLC)  ;
  • pour le transport et le stockage lors de la séquestration géologique du dioxyde de carbone (dans de rares applications industrielles).

Réactivité

L'électronégativité des atomes d'oxygène rend le carbone central particulièrement électrophile. De très nombreux nucléophiles peuvent par conséquent réagir avec le dioxyde de carbone mais le produit de la réaction n'est pas nécessairement stable. Généralement, on place de la carboglace dans un récipient fermé pourvu d'un tuyau ; la carboglace se sublime et on fait buller le dioxyde de carbone gazeux dans le milieu réactionnel.

Quelques exemples de réaction :

Voir aussi

Liens externes

Références

  1. abc Entrée du numéro CAS 124-38-9 dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la BGIA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 6 décembre 2008 (JavaScript indispensable)


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La version présentée ici à été extraite depuis cette source le 19/05/2009.
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