Dioxyde de carbone - Définition

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 0,0375 % en volume, dans cette décennie (années 2000), soit 375 ppmv (parties par million en volume). Mais elle augmente rapidement, d'environ 2 ppmv/an, de par les activités humaines de consommation des combustibles fossiles : charbon, pétrole, gaz.

C'est un gaz à effet de serre.

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

Le CO₂ dissous dans l'eau forme avec elle de l'acide carbonique (H₂CO₃). Il est plus soluble dans l'eau froide que chaude. 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–). Dans ce cas, la solubilité est énormément augmentée. Par exemple, une solution aqueuse saturée de carbonate de potassium (K₂CO₃) a une concentration de 112% (en masse) en carbonate à 20°C.

Histoire

Le dioxyde de carbone fut découvert vers 1638 par un médecin belge du nom de Jan Baptist van Helmont qui lui donna le nom d'anhydride carbonique.

Les propriétés du dioxyde de carbone furent étudiées plus à fond 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 1776, 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

Forme gazeuse

Sous forme gazeuse, il est utilisé pour :

• carbonater des boissons (soda ou eau),
• créer une couche isolante (flux) dans l'industrie alimentaire ou pour la soudure,
• stimuler la croissance des plantes.

Forme liquide

Sous forme liquide, il est utilisé comme :

• refrigérant 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.

À NOTER : 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).

Forme solide

Le dioxyde de carbone sous forme solide ou glace carbonique appelée aussi Carboglace ou glace sèche est issue du CO₂ liquide sous forme de neige carbonique qui est ensuite compactée pour devenir glace carbonique.

Cette glace carbonique se sublime en ne laissant aucun résidu et produit très rapidement une grande quantité de froid (150 fr/h/kg à -78,5 °C), l'homme lui a donc rapidement trouvé de multiples utilisations.

• sous forme de " Pellets " (de la taille d'un grain de riz 3 mm de diametre) : essentiellement pour le nettoyage et le décapage cryogénique.
• en " Sticks " (batonet de 16 mm) : pour la conservation, le transport des produits sous température dirigée ( produits pharmaceutique, 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).

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.

• décaféination du café
• traitement du goût du bouchon dans les bouchons de lièges
• 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 il faut noter que 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 l'introduction ci-dessus.