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	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,
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 XXI^e 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

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]

Chaleurs latentes de transition d'état

Transition	Température	Chaleur latente
Vaporisation	0 °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 (CO₃^2–). 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 XVII^e 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 :

• 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 pour effet d'éteindre le feu ;
• composant 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 ; il a été utilisé pour la conservation de la viande.
• l'extraction de la caféine du café (pour produire du café décaféiné d'une part et de la caféine d'autre part).

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

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 :

• en granules (de la taille d'un grain de riz de 3 mm de diamètre)  : principalement pour le nettoyage et le décapage cryogénique ;
• en bâtonnets (d'une longueur d'environ 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 : il 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) 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 :

• à la décaféination du café ;
• à l'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 ;
• à la mise en forme de principes actifs micronisés et sous forme nanométrique ;
• à l'extraction de composés chimiques ou biologiques ;
• à la purification de composés chimiques (phase mobile en chromatographie, surtout en SFC)  ;
• 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 :

• avec une amine : on nomme cette réaction une carbonatation. Le produit est un hydrogénocarbonate d'ammonium (R₃N + CO₂ + H₂O → R₃NH⁺HCO₃^–).
• avec un carbanion : on forme un acide carboxylique après hydrolyse.
• avec l'eau.

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 8^e conférence internationale de recherche sur le dioxyde de carbone (la première s'est tenue en 1981) ^[19].

Notes et références

Principaux mots-clés de cette page : kpa - carbone - liquide - dioxyde - solide - gaz - carbonique - forme - air - point - produit - eau - pression - chimiques - température - phase - acide - isbn - propriétés - état - masse - atm - critique - transport - 2009 - glace - carbonate - composé - calcaire - effet -

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