Dioxyde de carbone

Modèle:Chimiebox Le dioxyde de carbone (appelé parfois, 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 et à la saveur piquante communément appelée gaz carbonique ou encore anhydride carbonique.

Il est présent dans l'atmosphère dans une proportion approximativement égale à 0,037 5 % en volume, dans cette décennie (années 2000), soit 375 ppmv (parties par million en volume).

Il est produit notamment 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 beaucoup plus de CO₂ que sa respiration n’en produit.

Caractéristiques physiques

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

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

A pression atmosphérique, il se sublime à Modèle:Tmp (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 bar, et dans un intervalle de température allant de Modèle:Tmp (point triple) à Modèle:Tmp au maximum à 74 bar (point critique).

Chaleur latente de vaporisation (Modèle:Tmp)	234,5 kJ.kg-1
Chaleur latente de vaporisation (Modèle:Tmp)	276,8 kJ.kg-1
Chaleur latente de vaporisation (Modèle:Tmp)	301,7 kJ.kg-1
Chaleur latente de fusion (à Modèle:Tmp)	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 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 hydrogénocarbonate (HCO₃^–), aussi appelé bicarbonate, puis un carbonate (CO₃^2–). C'est ainsi que la solubilité du CO₂ est énormément augmentée.
Par exemple, une solution aqueuse saturée de carbonate de potassium (K₂CO₃) a une concentration de 112 % (en masse) en carbonate à Modèle:Tmp.

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 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 appela ce gaz « air fixe », mettant à mal la théorie du phlogiston encore enseignée à cette époque.

Le gaz carbonique fut par la suite 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.

Utilisations

Sous forme gazeuse

Le CO₂ a beaucoup d’usages, dont :

• l’extinction des feux : beaucoup de datacenters (salles de serveurs d’ordinateurs) ou de salles des archives sont équipées d’un système 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, contrairement à 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 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 parfois 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 parfois également carbonatant) pour les boissons servies à la pression.

Quand il est utilisé comme fluide frigorigène, le CO₂ porte la dénomination 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 fr/kg, soit 628 J/kg, à Modèle:Tmp)^{[réf. nécessaire]}, on lui a donc 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) : essentiellement 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 fondamentale 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 également 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 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) 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, notamment 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 très électrophile. De très nombreux nucléophiles peuvent donc réagir avec le dioxyde de carbone mais le produit de la réaction n'est pas forcément stable. En général, on place de la carboglace dans un récipient fermé muni d'un tuyau ; la carboglace se sublime et l'on fait buller le dioxyde de carbone gazeux dans le milieu réactionnel.

Quelques exemples de réaction :

• Avec une amine : on appelle 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.

Voir aussi

• Émissions de CO₂
• Gaz à effet de serre
• Cycle du carbone
• Liste des pays par émissions de dioxyde de carbone
• Puits de carbone

Liens externes

• Taxe CO₂ sur les véhicules polluants
• Usage de glace carbonique pour agroalimentaire ou soudage