Dioxyde De Carbone

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Dioxyde De Carbone

Dioxyde de carbone

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  [IsomĂšres]
Masse molaire 44,0095 g∙mol-1
C 27,29 %, O 72,71 %,
Propriétés physiques
T° Ă©bullition -57 Â°C sous pression
SolubilitĂ© dans l'eau Ă  20 Â°C : 88 mL/100 mL[1]
Masse volumique 1,87 kg.m-3 (gaz Ă  25 Â°C 1,013 bar)
plus dense que l'air
Pression de vapeur saturante Ă  20 Â°C : 5720 kPa[1]
ViscositĂ© dynamique 0,07 mPa.s Ă  -78 Â°C
Point critique 31,1 Â°C Ă  7,4 MPa
Point triple -56,6 Â°C Ă  519 kPa
Thermochimie
ΔfH0gaz -393,5 kJ.mol-1
Précautions
Directive 67/548/EEC
Phrases S : 9, 23, 36, [2]
Transport
20
   1013   

22
   2187   

-
   1845   
[2]
SIMDUT[3]
A : Gaz comprimĂ©
A,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde de carbone, communĂ©ment appelĂ© gaz carbonique ou anhydride carbonique, est un composĂ© chimique composĂ© d'un atome de carbone et de deux atomes d'oxygĂšne et dont la formule brute est : CO2.

Cette molĂ©cule linĂ©aire a pour formule dĂ©veloppĂ©e : O=C=O.

Dans les conditions normales de température et de pression, le dioxyde de carbone est un gaz incolore, inodore et à la saveur piquante.

Il est prĂ©sent dans l'atmosphĂšre dans une proportion approximativement Ă©gale Ă  0,0375 % en volume, dans cette dĂ©cennie (annĂ©es 2000), soit 375 ppmv (parties par million en volume). En 2009, cette proportion atteint 386 ppm[4].


Il est produit notamment lors de la fermentation aĂ©robie ou de la combustion de composĂ©s organiques, et lors de la respiration des ĂȘtres vivants et des vĂ©gĂ©taux. Pour ces derniers, la photosynthĂšse piĂšge beaucoup plus de CO2 que leur respiration n’en produit.

Sommaire

Caractéristiques physico-chimiques

Structure cristalline de la « glace sĂšche Â» : cubique faces centrĂ©es.

À pression atmosphĂ©rique, il se sublime Ă  -78,5 Â°C[2] (passage de l'Ă©tat solide Ă  l'Ă©tat gazeux), mais ne fond pas (passage de l'Ă©tat solide Ă  l'Ă©tat liquide).

Carbon dioxide pressure-temperature phase diagram.svg
Diagramme de phase pression-température du dioxyde de carbone, montrant le point triple et le point critique.

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

Chaleur latente de vaporisation (°C) 234,5 kJ.kg−1
Chaleur latente de vaporisation (-16,7 Â°C) 276,8 kJ.kg−1
Chaleur latente de vaporisation (-28,9 Â°C) 301,7 kJ.kg−1
Chaleur latente de fusion (Ă  -56,6 Â°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 modĂ©rĂ©ment stable et il se dĂ©compose facilement en H2O et CO2. En revanche, lorsque le dioxyde de carbone se dissout dans une solution aqueuse basique (soude, potasse...), la base dĂ©protone l’acide carbonique pour former un ion hydrogĂ©nocarbonate (HCO3–), aussi appelĂ© ion bicarbonate, puis un ion carbonate (CO32–). C'est ainsi que la solubilitĂ© du CO2 est considĂ©rablement augmentĂ©e.
Par exemple, une solution aqueuse saturĂ©e de carbonate de potassium (K2CO3) a une concentration de 112 % (en masse) en carbonate Ă  120 Â°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 donc susceptible de précipiter lorsque 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 est l'un des premiers gaz Ă  avoir Ă©tĂ© dĂ©crit comme Ă©tant une substance distincte de l'air. Au XVIIe siĂšcle, le chimiste et mĂ©decin flamand Jean-Baptiste Van Helmont observa qu'en brĂ»lant du charbon de bois en vase clos, la masse des cendres rĂ©sultantes est infĂ©rieure Ă  celle du charbon. Son interprĂ©tation Ă©tait que la masse manquante s'Ă©tait transmutĂ©e en une substance invisible qu'il nomme « gas Â» ou spiritus sylvestre (« esprit sauvage Â»)[5].

Les propriĂ©tĂ©s du dioxyde de carbone furent Ă©tudiĂ©es plus en dĂ©tail dans les annĂ©es 1750 par le chimiste et physicien Ă©cossais Joseph Black. Il dĂ©couvrit qu'en chauffant ou en versant un acide sur du calcaire (roche composĂ©e de carbonate de calcium), il en rĂ©sultait l'Ă©mission d'un gaz, qu'il nomma « air fixe Â», mettant Ă  mal la thĂ©orie du phlogiston encore enseignĂ©e Ă  cette Ă©poque. Il observa que celui-ci est plus dense que l'air et qu'il ne peut ni entretenir une flamme, ni la vie d'un animal. Black dĂ©couvrit Ă©galement que lorsque le dioxyde de carbone est introduit dans une solution calcaire (hydroxyde de calcium), il en rĂ©sulte un prĂ©cipitĂ© de carbonate de calcium. Il utilisa ce phĂ©nomĂšne pour illustrer le fait que le dioxyde de carbone est produit par la respiration animale et la fermentation microbienne[6].

En 1772, le chimiste anglais Joseph Priestley publia un ouvrage intitulĂ© Impregnating Water with Fixed Air dans lequel il dĂ©crivit un processus consistant Ă  verser de l'acide sulfurique (ou « huile de vitriol Â» comme on la nommait Ă  cette Ă©poque) sur de la craie afin de produire du dioxyde de carbone, puis forçant le gaz Ă  se dissoudre dans un bol d'eau. Il vint en fait d'« inventer Â» l'eau gazeuse[7]. Le procĂ©dĂ© est ensuite repris par Johann Jacob Schweppe qui fonda, en 1790, Ă  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 dioxygÚne.

Le dioxyde de carbone fut liquĂ©fiĂ© pour la premiĂšre fois en 1823 par Humphry Davy et Michael Faraday[8]. La premiĂšre description du dioxyde de carbone en phase solide fut Ă©crite par Charles Thilorier, qui en 1834 ouvrit un container pressurisĂ© de gaz carbonique liquĂ©fiĂ© et dĂ©couvrit que le refroidissement produit par la rapide Ă©vaporation du liquide gĂ©nĂ©rait de la « neige Â» de CO2[9],[10].

Utilisations

Sous forme gazeuse

Le CO2 a beaucoup d’utilisations, dont :

  • l’extinction des feux : beaucoup de datacenters (salles de serveurs d’ordinateurs) ou de salles des archives sont Ă©quipĂ©es d’un systĂšme qui, en cas d’incendie, remplit la salle de CO2 ce qui a pour effet d’éteindre le feu ;
  • composant pĂ©tillant dans les boissons gazeuses ;
  • en aquariophilie et culture sous serre pour une meilleure croissance des plantes ;
  • en emballages Ă  atmosphĂšre contrĂŽlĂ©e comme Ă©lĂ©ment neutralisant ;
  • en distribution d’eau potable, associĂ© au carbonate, pour relever la duretĂ© de l'eau (TH) des eaux trop agressives ;
  • solubilisation du calcaire dans les eaux dures (TH > 25 Â°F) ;
  • les pompes Ă  biĂšre : en Ă©tant en contact avec la surface de la biĂšre, il Ă©vite son oxydation et prolonge sa conservation, contrairement Ă  un compresseur utilisant de l'air (ambiant) ;
  • on se sert aussi parfois du CO2 dans les grands abattoirs de porcs afin de les insensibiliser avant de les saigner.

Sous forme liquide

Sous forme liquide, il est utilisĂ© comme :

  • rĂ©frigĂ©rant pour congeler certains aliments ;
  • rĂ©frigĂ©rant dans l’industrie Ă©lectronique ;
  • agent d’extinction dans les extincteurs dits « au dioxyde de carbone Â», on parle parfois de neige carbonique parce que le CO2 liquide se solidifie immĂ©diatement Ă  la sortie de l’extincteur en produisant une poudre blanche ;
  • agent propulseur (et parfois Ă©galement carbonatant) pour les boissons servies Ă  la pression.

Quand il est utilisé comme fluide frigorigÚne, le CO2 porte la dénomination R744.

À pression atmosphĂ©rique, le dioxyde de carbone n’est jamais sous forme liquide. Il passe directement de la forme solide Ă  la forme gazeuse (sublimation).

Sous forme solide

Granulats de « glace sĂšche Â» se sublimant Ă  l'air.

Le dioxyde de carbone sous forme solide a de nombreuses appellations : « glace carbonique Â», « neige carbonique Â», « carboglace Â», « glace sĂšche Â». Il est issu de la solidification du CO2 liquide. On obtient de la neige carbonique qui est ensuite comprimĂ©e pour obtenir de la glace carbonique.

Cette glace carbonique se sublime en ne laissant aucun rĂ©sidu et consomme une grande quantitĂ© de chaleur (150 cal/kg, soit 628 J/kg, Ă  -78,5 Â°C)[rĂ©f. nĂ©cessaire]. On lui a donc rapidement trouvĂ© de multiples utilisations en tant que rĂ©frigĂ©rant.

Il est commercialisĂ© sous diffĂ©rentes prĂ©sentations selon son usage :

  • en pellets (de la taille d'un grain de riz de 3 mm de diamĂštre) : essentiellement pour le nettoyage et le dĂ©capage cryogĂ©nique ;
  • en sticks (bĂątonnet de 16 mm) : pour la conservation, le transport des produits sous tempĂ©rature dirigĂ©e (produits pharmaceutiques, transport de surgelĂ©s, transport d'Ă©chantillons, etc.) ;
  • pour la recherche fondamentale ou appliquĂ©e ;
  • pour la vinification : il ralentit la fermentation et Ă©vite l'oxydation ;
  • en plaquette ou en blocs :
    • pour le ravitaillement aĂ©rien (catering), les traiteurs, les pompes funĂšbres, etc.
  • en pains :
    • pour faire de la fumĂ©e Ă©paisse (effets spĂ©ciaux, cinĂ©ma, vidĂ©o).

Le dioxyde de carbone sous forme solide est Ă©galement prĂ©sent en abondance aux pĂŽles de la planĂšte Mars, oĂč il forme de vĂ©ritables calottes glaciaires.

En phase supercritique

Au-delà de son point critique, le dioxyde de carbone entre dans une phase appelée 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 :

  • Ă  la dĂ©cafĂ©ination du cafĂ© ;
  • Ă  l'Ă©limination de la 2,4,6-trichloroanisole (TCA) des bouchons de liĂšge traitĂ©s au chlore (ou Ă  l'hypochlorite) pour Ă©viter de donner un goĂ»t bouchonnĂ© au vin aprĂšs sa mise en bouteille ;
  • Ă  la mise en forme de principes actifs micronisĂ©s et sous forme nanomĂ©trique ;
  • Ă  l'extraction de composĂ©s chimiques ou biologiques ;
  • Ă  la purification de composĂ©s chimiques (phase mobile en chromatographie, notamment en SFC) ;
  • pour le transport et le stockage lors de la sĂ©questration gĂ©ologique du dioxyde de carbone (dans de rares applications industrielles).

Réactivité

L'Ă©lectronĂ©gativitĂ© des atomes d'oxygĂšne rend le carbone central trĂšs Ă©lectrophile. De trĂšs nombreux nuclĂ©ophiles peuvent donc rĂ©agir avec le dioxyde de carbone mais le produit de la rĂ©action n'est pas forcĂ©ment stable. En gĂ©nĂ©ral, on place de la carboglace dans un rĂ©cipient fermĂ© muni d'un tuyau ; la carboglace se sublime et on fait buller le dioxyde de carbone gazeux dans le milieu rĂ©actionnel.

Quelques exemples de rĂ©action :

  • avec une amine : on appelle cette rĂ©action une carbonatation. Le produit est un hydrogĂ©nocarbonate d'ammonium (R3N + CO2 + H2O → R3NH+HCO3–).
  • avec un carbanion : on forme un acide carboxylique aprĂšs hydrolyse.
  • avec l'eau.

Toxicité

L'air contient aujourd'hui environ 0,04 % de CO2. À partir d'une certaine concentration dans l'air, ce gaz s'avĂšre dangereux voire mortel. La valeur limite d'exposition est de 3 % sur une durĂ©e de 15 minutes. Cette valeur ne doit jamais ĂȘtre dĂ©passĂ©e. Au-delĂ , les effets sur la santĂ© sont d'autant plus graves que la teneur en CO2 augmente. Ainsi, Ă  2 % de CO2 dans l’air, l'amplitude respiratoire augmente. À 4 %, la frĂ©quence respiratoire s'accĂ©lĂšre. À 10 %, peuvent apparaĂźtre des troubles visuels, des tremblements et des sueurs. À 15 %, c'est la perte de connaissance brutale. À 25 %, un arrĂȘt respiratoire entraĂźne le dĂ©cĂšs.

Recherche

Le comportement et les impacts de ce gaz dans l'air font l'objet d'une recherche active. 500 scientifiques sont conviĂ©s Ă  IĂ©na (Allemagne) du 13 au 19 septembre 2009 pour faire le point sur la connaissance, lors de la 8Ăšme « ConfĂ©rence internationale de recherche sur le dioxyde de carbone Â» (la premiĂšre date de 1981) [11].

Notes et références

  1. ↑ a , b  et c  DIOXYDE DE CARBONE, fiche de sĂ©curitĂ© du Programme International sur la SĂ©curitĂ© des Substances Chimiques, consultĂ©e le 9 mai 2009
  2. ↑ a , b  et c  EntrĂ©e du numĂ©ro CAS « 124-38-9 Â» dans la base de donnĂ©es de produits chimiques GESTIS de la BGIA (organisme allemand responsable de la sĂ©curitĂ© et de la santĂ© au travail) (allemand, anglais), accĂšs le 6 dĂ©cembre 2008 (JavaScript nĂ©cessaire)
  3. ↑ « Dioxyde de carbone Â» dans la base de donnĂ©es de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme canadien responsable de la sĂ©curitĂ© et de la santĂ© au travail), consultĂ© le 25 avril 2009
  4. ↑ DonnĂ©es du NOAA et du Mauna Loa Observatory (MLO).
  5. ↑ (en) « Carbon Dioxide : Spiritus Sylvestre Â»Ebbe Almqvist, History of industrial gases, Springer, 2003 (ISBN 9780306472770) , p.
  6. ↑ Sigaud de La Fond, Essai sur diffĂ©rentes espĂšces d'air-fixe ou de gaz 
, Chez P. Fr. Gueffier, Paris, 1785 
  7. ↑ Joseph Priestley, « Observations on Different Kinds of Air Â», dans Philosophical Transactions, vol. 62, 1772, p. 147–264 (ISSN 0260-7085) [texte intĂ©gral lien DOI] 
  8. ↑ Humphry Davy, « On the Application of Liquids Formed by the Condensation of Gases as Mechanical Agents Â», dans Philosophical Transactions, vol. 113, 1823, p. 199–205 (ISSN 0261-0523) [[pdf] texte intĂ©gral lien DOI] 
  9. ↑ Charles Thilorier, « Solidification de l'Acide carbonique Â», dans Comptes rendus hebdomadaires des sĂ©ances de l'AcadĂ©mie des sciences, vol. 1, 1835, p. 194 [texte intĂ©gral] 
  10. ↑ H.D. Roller Duane, « Thilorier and the First Solidification of a "Permanent" Gas (1835) Â», dans Isis, vol. 43, no 2, 1952, p. 109–113 (ISSN 0021-1753) [lien DOI] 
  11. ↑ A propos de la « 8Ăšme ConfĂ©rence internationale de recherche sur le dioxyde de carbone Â» (sur le site de l'Institut Max Planck de biogĂ©ochimie, qui en est l'organisateur)

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes

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