Dioxyde de carbone

Le dioxyde de carbone, couramment nommé gaz carbonique ou anhydride carbonique, est un composé chimique composé d'un atome de carbone et de deux atomes d'oxygène et dont la formule brute est : CO 2.



Catégories :

Oxyde de carbone - Composé inorganique du carbone - Gaz inorganique - Réfrigérant - Matériau - Gaz à effet de serre - Pollution de l'air

Définitions :

  • Gaz présent dans l'atmosphère à la concentration moyenne de 0, 03 %, qui trouble l'eau de chaux. Formule chimique : CO2. (source : pagesperso-orange)
  • Un gaz incolore, inodore et non toxique qui fait partie normale de l'air ambiant. Le dioxyde de carbone est aussi un produit de la combustion des combustibles fossiles.... (source : nbpower)
  • Gaz carbonique (CO2). Il participe à la prise des liants aériens (source : pierre-art-et-tradition)
Dioxyde de carbone
représentation 3D du dioxyde de carbone
représentation 3D du dioxyde de carbone
Général
Nom IUPAC Dioxyde de carbone
Synonymes gaz carbonique
Anhydride carbonique
No CAS 124-38-9
No EINECS 204-696-9
No E E290
SMILES
InChI
Apparence gaz comprimé liquéfié, incolore, inodore[1].
Propriétés chimiques
Formule brute CO2  [Isomères]
Masse molaire[2] 44, 0095 ± 0, 0014 g·mol-1
C 27, 29 %, O 72, 71 %,
Propriétés physiques
T° fusion -78, 48 °C (sublimation, 760 mmHg) [3]
T° ébullition -56, 6 °C (5, 2 atm) [3]
Solubilité dans l'eau à 20 °C : 88 mL/100 mL[1]
Masse volumique 1, 87 kg·m-3 (gaz à 25 °C 1, 013 bar)
plus dense que l'air
Pression de vapeur saturante 5 720 kPa (20 °C) [1]

569, 1 mmHg (-82 °C) ;
104, 2 mmHg (-100 °C) ;
10, 5 mmHg (-120 °C) [3]

Viscosité dynamique 0, 07 mPa·s à -78 °C
Point critique 31, 3 °C; 72, 9 atm; 0, 464 g·cm-3 [3]
Point triple -56, 6 °C à 5, 11 atm [3]
Conductivité thermique 3, 840×10-5 cal·cm-1·s-1·K-1 à 20 °C
Thermochimie
ΔfH0gaz -393, 52 kJ·mol-1 [5]
Cp
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation 13, 773 ± 0, 002 eV (gaz) [7]
Cristallographie
Classe cristalline ou groupe d'espace P42/mnm
Paramètres de maille a = 3, 535 Å

b = 3, 535 Å
c = 4, 140 Å
α = 90, 00 °
β = 90, 00 °

γ = 90, 00 ° [8]
Volume 51, 73 Å3 [8]
Propriétés optiques
Indice de réfraction nˆ{ 0 }_{ 589 }  1, 00045 (1 atm)
Précautions
Directive 67/548/EEC
Phrases S : 9, 23, 36, [9]
Transport
20
   1013   

22
   2187   

-
   1845   
[9]
SIMDUT[10]
A : Gaz comprimé
A,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde de carbone, couramment nommé gaz carbonique ou anhydride carbonique, est un composé chimique composé d'un atome de carbone et de deux atomes d'oxygène et dont la formule brute est : CO2. C'est par conséquent un oxyde de carbone.

Cette molécule linéaire a pour formule développée : 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.

Il est présent dans l'atmosphère dans une proportion approximativement égale à 0, 0375 % en volume, au début du XXIe siècle soit 375 ppmv (parties par million en volume). En 2009, cette proportion atteint 386 ppm[11].

Il est produit surtout lors de la fermentation aérobie ou de la combustion de composés organiques, et lors de la respiration des animaux mais aussi des végétaux. Pour ces derniers, la photosynthèse absorbe bien plus de CO2 que leur respiration n'en produit.

Caractéristiques physico-chimiques

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

À pression atmosphérique, il se sublime à -78, 5 °C[9] (passage de l'état solide à l'état gazeux), mais ne fond pas (passage de l'état solide à l'état liquide).

La phase liquide ne peut exister qu'à une pression minimale de 5, 19 hPa=5, 11 atm, et dans un intervalle de température allant de -56, 6 °C (point triple) à 31, 1 °C au maximum à 74 hPa=72, 9 atm (point critique).

Pression de vapeur saturante[12]
Température Pression État
-138, 15 °C 0, 1 kPa solide
-133, 15 °C 0, 2 kPa solide
-128, 15 °C 0, 4 kPa solide
-123, 15 °C 0, 8 kPa solide
-118, 15 °C 1, 7 kPa solide
-113, 15 °C 3, 1 kPa solide
-108, 15 °C 5, 7 kPa solide
-103, 15 °C 9, 9 kPa solide
-98, 15 °C 16, 8 kPa solide
-93, 15 °C 27, 6 kPa solide
-88, 15 °C 44, 0 kPa solide
-83, 15 °C 68, 4 kPa solide
-78, 15 °C 104 kPa solide
-73, 15 °C 155 kPa solide
-68, 15 °C 227 kPa solide
-63, 15 °C 327 kPa solide
-58, 15 °C 465 kPa solide
-56, 6 °C 518 kPa point triple[3]
Température Pression État
-53, 15 °C 599 kPa liquide
-48, 15 °C 734 kPa liquide
-43, 15 °C 893 kPa liquide
-38, 15 °C 1 075 kPa liquide
-33, 15 °C 1 283 kPa liquide
-28, 15 °C 1 519 kPa liquide
-23, 15 °C 1 785 kPa liquide
-18, 15 °C 2 085 kPa liquide
-13, 15 °C 2 419 kPa liquide
-8, 15 °C 2 790 kPa liquide
-3, 15 °C 3 203 kPa liquide
1, 85 °C 3 658 kPa liquide
6, 85 °C 4 161 kPa liquide
11, 85 °C 4 714 kPa liquide
16, 85 °C 5 318 kPa liquide
21, 85 °C 5 984 kPa liquide
26, 85 °C 6 713 kPa liquide
31, 3 °C 7 387 kPa point critique[3]
Structure cristalline de la «glace sèche» : cubique à faces centrées.
Chaleurs latentes de transition d'état
Transition Température Chaleur latente
Vaporisation °C 234, 5 kJ. kg−1
Vaporisation -16, 7 °C 276, 8 kJ. kg−1
Vaporisation -28, 9 °C 301, 7 kJ. kg−1
Fusion -56, 6 °C 199 kJ. kg−1

Solubilité aqueuse

Le CO2 se dissout dans l'eau et 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 ion hydrogénocarbonate (HCO3), aussi nommé ion bicarbonate, puis un ion carbonate (CO32–). De cette façon, la solubilité du CO2 est énormément augmentée.
A titre d'exemple, une solution aqueuse saturée de carbonate de potassium (K2CO3) a une concentration de 112 % (en masse) en carbonate à 20 °C.

C'est ainsi que le calcaire se dissout dans l'eau, dans la plage de pH dans laquelle l'hydrogénocarbonate acide est stable, en produisant une solution d'hydrogénocarbonate (s) (de calcium et de magnésium... ). Il est par conséquent susceptible de précipiter quand le CO2 dissous 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 fait partie des premiers gaz (avec la vapeur d'eau) à avoir été décrit comme étant une substance différente de l'air. Au XVIIe siècle, le chimiste et médecin flamand Jean-Baptiste Van Helmont observa qu'en brûlant du charbon de bois en vase clos, la masse des cendres résultantes est inférieure à celle du charbon. Son interprétation était que la masse manquante s'était transmutée en une substance invisible qu'il appelle «gas» ou spiritus sylvestre («esprit sauvage») [13].

Les propriétés du dioxyde de carbone furent étudiées plus en détail dans les années 1750 par le chimiste et physicien écossais Joseph Black. Il découvrit qu'en chauffant ou en versant un acide sur du calcaire (roche composée de carbonate de calcium), il en résultait l'émission d'un gaz, qu'il appela «air fixe», mettant à mal la théorie du phlogiston toujours enseignée à cette époque. Il observa que ce dernier est plus dense que l'air et qu'il ne peut ni entretenir une flamme, ni la vie d'un animal. Black découvrit aussi que quand le dioxyde de carbone est introduit dans une solution calcaire (hydroxyde de calcium), il en résulte un précipité de carbonate de calcium. Il utilisa ce phénomène pour illustrer le fait que le dioxyde de carbone est produit par la respiration animale et la fermentation microbienne[14].

En 1772, le chimiste anglais Joseph Priestley publia un ouvrage intitulé Impregnating Water with Fixed Air dans lequel il décrivit un processus consistant à verser de l'acide sulfurique (ou «huile de vitriol» comme on la nommait à cette époque) sur de la craie pour produire du dioxyde de carbone, puis forçant le gaz à se dissoudre dans un bol d'eau. Il vint en fait d'«inventer» l'eau gazeuse[15]. Le procédé est ensuite repris par Johann Jacob Schweppe qui fonda, en 1790, à Londres une usine de production de soda connue sous le nom de Schweppes.

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

Le dioxyde de carbone fut liquéfié pour la première fois en 1823 par Humphry Davy et Michæl Faraday[16]. La première description du dioxyde de carbone en phase solide fut écrite par Charles Thilorier, qui en 1834 ouvrit un container pressurisé de gaz carbonique liquéfié et découvrit que le refroidissement produit par la rapide évaporation du liquide générait de la «neige» de CO2[17], [18].

Utilisations

Sous forme gazeuse

Le CO2 a énormément d'utilisations, dont :

Sous forme liquide

Sous forme liquide, il est utilisé comme :

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 issu de la solidification du CO2 liquide. On obtient de la neige carbonique qui est ensuite comprimée pour obtenir de la 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) [réf.  nécessaire]. On lui a par conséquent rapidement trouvé de multiples utilisations comme réfrigérant.

Il est commercialisé sous différentes présentations selon son usage :

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) proches de celles d'un gaz. Le dioxyde de carbone supercritique est utilisé comme solvant vert, les extraits étant exempts de trace de solvant.
Sous cette forme, il sert :

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 :

Toxicité

L'air contient actuellement à peu près 0, 04 % de CO2. À partir d'une certaine concentration dans l'air, ce gaz s'avère dangereux ou alors mortel. La valeur limite d'exposition est de 3 % sur une durée de 15 minutes. Cette valeur ne doit jamais être dépassée. Au-delà, les effets sur la santé sont d'autant plus graves que la teneur en CO2 augmente. Ainsi, à 2 % de CO2 dans l'air, l'amplitude respiratoire augmente. À 4 %, la fréquence respiratoire s'accélère. À 10 %, peuvent apparaître des troubles visuels, des tremblements et des sueurs. À 15 %, c'est la perte de connaissance brutale. À 25 %, un arrêt respiratoire entraîne le décès.

Gaz à effet de serre

Le CO2 est le deuxième gaz à effet de serre principal dans l'atmosphère après la vapeur d'eau. À ce titre, la réduction des émissions anthropiques est visée par le Protocole de Kyōto ; sa séquestration géologique à long terme fait l'objet de recherches en cours.

Recherche

Le comportement et les impacts de ce gaz dans l'air font l'objet d'une recherche active. 500 scientifiques ont été conviés à Iéna, en Allemagne, du 13 au 19 septembre 2009 pour faire le point sur la connaissance, lors de la 8e conférence internationale de recherche sur le dioxyde de carbone (la première s'est tenue en 1981) [19].

Notes et références

  1. DIOXYDE DE CARBONE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée selon Atomic weights of the elements 2007 sur www. chem. qmul. ac. uk
  3. Carbon dioxide sur Hazardous Substances Data Bank. Consulté le 8 mars 2010
  4. (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers'Handbook, McGraw-Hill, USA, 1997, 7e éd. , 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5) , p.  2-50 
  5. (en) Irvin Glassman, Richard A. Yetter, Combustion, Elsevier, 2008, 4e éd. , 773 p. (ISBN 978-0-12-088573-2) , p.  6 
  6. (en) Carl L. Yaws, Handbook of Thermodynamic Diagrams, vol.  1, 2 et 3, Gulf Pub. Co., Huston, Texas, 1996 (ISBN 0-88415-857-8, ISBN 0-88415-858-6, ISBN 0-88415-859-4)  
  7. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2008, 89e éd. , 2736 p. (ISBN 9781420066791) , p.  10-205 
  8. Carbon Dioxide sur www. reciprocalnet. org. Consulté le 12 décembre 2009
  9. 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)
  10. «Dioxyde de carbone» dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  11. Données du NOAA et du Mauna Loa Observatory (MLO) .
  12. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90e éd. , Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) , p.  6-107 
  13. (en) «Carbon Dioxide : Spiritus Sylvestre»Ebbe Almqvist, History of industrial gases, Springer, 2003 (ISBN 9780306472770)  , p.
  14. Sigaud de La Fond, Essai sur différentes espèces d'air-fixe ou de gaz …, Chez P. Fr. Gueffier, Paris, 1785 
  15. Joseph Priestley, «Observations on Different Kinds of Air», dans Philosophical Transactions, vol.  62, 1772, p.  147–264 (ISSN 0260-7085) texte intégral, lien DOI ] 
  16. Humphry Davy, «On the Application of Liquids Formed by the Condensation of Gases as Mechanical Agents», dans Philosophical Transactions, vol.  113, 1823, p.  199–205 (ISSN 0261-0523) [pdf]texte intégral, lien DOI ] 
  17. Charles Thilorier, «Solidification de l'Acide carbonique», dans Comptes rendus hebdomadaires des séances de l'Académie des sciences, vol.  1, 1835, p.  194 texte intégral ] 
  18. H. D. Roller Duane, «Thilorier and the First Solidification of a "Permanent" Gas (1835) », dans Isis, vol.  43, no 2, 1952, p.  109–113 (ISSN 0021-1753) lien DOI ] 
  19. (en) 8th International Carbon Dioxide Conference (ICDC8) - Site officiel



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