Dioxyde de carbone

Dioxyde de carbone
Réprésentation en 2D du CO2 Représentation en 3D du Co2
Structure du dioxyde de carbone.
Identification
Nom UICPA Dioxyde de carbone
Synonymes

- Gaz carbonique
- Anhydride carbonique

No CAS 124-38-9
No EINECS 204-696-9
Code ATC AN02
PubChem 280
ChEBI 16526
No E E290
SMILES
InChI
Apparence Gaz comprimé liquéfié, incolore et inodore [1].
Propriétés chimiques
Formule brute C O2   [Isomères]
Masse molaire [2] 44,0095 ± 0,0014  g/ mol
C 27,29 %, O 72,71 %,
Propriétés physiques
fusion −78,48 °C (sublimation à 760  mmHg) [3]
ébullition −56,6 °C (5,12 atm) [3]
Solubilité Dans l'eau à 20 °C :
88 mL/100 mL [1] sous 1 bar de CO2, soit 1,69 g par kg d'eau (3,35 g à °C ; 0,973 g à 40 °C et 0,576 g à 60 °C) [4]
Masse volumique 1,87 kg·m-3 ( gaz à 15 °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) et
10,5 mmHg (−120 °C) [3]

Viscosité dynamique 0,07 mPa·s à −78 °C
Point critique 31,3 °C ; 72,9 atm et 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
Vitesse du son 259 m·s-1 (°C,1 atm) [6]
Thermochimie
gaz -393,52 kJ·mol-1 [7]
Cp
Propriétés électroniques
1re  énergie d'ionisation 13,773 ± 0,002 eV (gaz) [9]
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 ° [10]
Volume 51,73 Å3 [10]
Propriétés optiques
Indice de réfraction  1,00045 (1 atm)
Précautions
SGH [12]
SGH04 : Gaz sous pression
Attention
H280, P403, P410,
SIMDUT [13]
A : Gaz comprimé
A,
Directive 67/548/EEC [11]


Transport
20
    1013   

22
    2187   

-
    1845   
[11]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxyde de carbone, aussi appelé gaz carbonique ou anhydride carbonique, est un composé inorganique dont la formule chimique est CO2, la molécule ayant une structure linéaire de la forme O= C= O. Il se présente, sous les conditions normales de température et de pression, comme un gaz incolore, inodore, à la saveur piquante.

Le CO2 est utilisé par l' anabolisme des végétaux pour produire de la biomasse à travers la photosynthèse, processus qui consiste à réduire le dioxyde de carbone par l' eau, grâce à l'énergie lumineuse reçue du soleil et captée par la chlorophylle, en libérant de l' oxygène pour produire des oses, et en premier lieu du glucose par le cycle de Calvin. Le CO2 est libéré, à travers le cycle de Krebs, par le catabolisme des plantes, des animaux, des fungi (mycètes, ou champignons) et des micro-organismes. Ce catabolisme consiste notamment à oxyder les lipides et les glucides en eau et en dioxyde de carbone grâce à l' oxygène de l' air pour produire de l'énergie et du pouvoir réducteur, sous forme respectivement d' ATP et de NADH + H+. Le CO2 est par conséquent un élément fondamental du cycle du carbone sur notre planète. Il est également produit par la combustion des énergies fossiles telles que le charbon, le gaz naturel et le pétrole, ainsi que par celle de toutes les matières organiques en général. Des quantités significatives de CO2 sont par ailleurs rejetées par les volcans et autres phénomènes géothermiques tels que les geysers.

En septembre 2016 le dioxyde de carbone était présent dans l' atmosphère terrestre à une concentration de 401 ppmv (parties par million en volume), soit 0,0401 % [14]. En 2009, cette concentration atteignait précisément 386 ppmv [15], contre seulement 283,4 ppmv en 1839 d'après les carottes de glace prélevées dans la région du cap Poinsett dans l' Antarctique [16], soit une augmentation globale d'environ 42 % en 177 ans [17].

Le CO2 est un gaz à effet de serre bien connu, transparent en lumière visible mais absorbant dans le domaine infrarouge, de sorte qu'il tend à bloquer la réémission vers l'espace de l' énergie thermique reçue au sol sous l'effet du rayonnement solaire ; il serait responsable de 26 % de l' effet de serre à l'œuvre dans notre atmosphère (la vapeur d'eau en assurant 60 %) [18], où l'augmentation de sa concentration serait en partie responsable du réchauffement climatique constaté à l'échelle de notre planète depuis les dernières décennies du e siècle. Par ailleurs, l' acidification des océans résultant de la dissolution du dioxyde de carbone atmosphérique pourrait compromettre la survie de nombreux organismes marins [19] avant la fin du XXIe siècle [20], notamment tous ceux à exosquelette calcifié tels que les coraux [21], [22] et les coquillages [23], mais aussi de certains poissons [24].

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 [11] (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 519 kPa (soit 5,12 atm), et dans un intervalle de température allant de −56,6 °C ( point triple) à 31,1 °C au maximum à 7,38 MPa (soit 72,8 atm) ( point critique).

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

Il existerait au moins cinq phases solides moléculaires (existant à « basse » pression, moins de 30 à 60 GPa) et trois phases solides polymériques (aux pressions plus élevées) du CO2 [26] :

  • phases moléculaires :
    • I : la « glace sèche », jusqu'à 800 K et 11-12 GPa
    • II : entre 400 et 5-600 K et une pression de 12 à environ 50 GPa
    • III : au-delà de 12 GPA et moins de 500 K
    • IV : au-delà de 11 GPa et plus de 500 K
    • VII : de 600 à 900 K (jusqu'à 1000 K en incluant la partie supercritique) et 11 à 20 GPa
  • phases polymériques :
    • V : plus de 30 GPa et plus d'environ 1 300 K
    • VI : température comprise entre environ 500 K et 1 300 K et pression supérieure à de 30 (à 1300 K) à 50 GPa (à 500 K)
    • amorphe, à moins de 500 K et plus de 50 GPa

Solubilité aqueuse

Le CO2 se dissout dans l’eau et y forme de l’ acide carbonique H2CO3 : CO2 (aq) + H2O(l)    H2CO3 (aq), avec Kh = [H2CO3] / [CO2] ≈ 1,70×10-3 à 25 °C.

Il est également liposoluble (soluble dans les corps gras).

L’acide carbonique n’est que modérément stable et il se décompose facilement en H2O et CO2. En revanche, lorsque 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 appelé ion bicarbonate, puis un ion carbonate CO2–3. De cette façon, la solubilité du CO2 est considérablement augmentée.
Par 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 donc susceptible de précipiter lorsque le CO2 dissous est dégazé, comme dans la formation des stalagmites et des stalactites. Le calcaire a ainsi, en présence de CO2, une solubilité qui diminue quand la température augmente, à l'instar des gaz et au contraire de la plupart des solides (dont la solubilité augmente généralement avec la température).

Dans certaines conditions (haute pression + basse température) le CO2 peut être piégé dans des cages d'eau dites clathrates [27], [28], [29]. C'est un des moyens possibles de séparation industrielle du CO2 contenu dans un gaz [30] en pré- ou post-combustion [31]. C'est aussi un des moyens envisagés de séquestration de CO2 industrielle [32], [33] ou de stockage géologique étudié, éventuellement corrélativement à la dessalinisation d'eau de mer [34], [35] (il peut théoriquement même être substitué au Méthane d' hydrate de méthane) [36].

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