Dioxyde de carbone

Dioxyde de carbone
Identification
Nom UICPA	Dioxyde de carbone
Synonymes	gaz carbonique anhydride carbonique
No CAS	124-38-9
No ECHA	100.004.271
No CE	204-696-9
PubChem	280
ChEBI	16526
No E	E290
SMILES	C(=O)=O PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1S/CO2/c2-1-3 InChIKey : CURLTUGMZLYLDI-UHFFFAOYSA-N
Apparence	gaz comprimé liquéfié, incolore, inodore.
Propriétés chimiques
Formule	CO2  [Isomères]
Masse molaire	44,009 5 ± 0,001 4 g/mol C 27,29 %, O 72,71 %,
Propriétés physiques
T° fusion	−78,48 °C (sublimation, 760 mmHg)
T° ébullition	−56,6 °C (5,12 atm)
Solubilité	dans l'eau à 20 °C : 88 mL/100 mL sous 1 bar de CO2, soit 1,69 g par kg d'eau (3,35 g à 0 °C ; 0,973 g à 40 °C ; 0,576 g à 60 °C)
Masse volumique	1,87 kg·m-3 (gaz à 15 °C 1,013 bar) plus dense que l'air équation : $\rho =2.768/0.26212^{(1+(1-T/304.21)^{0.2908})}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 216,58 à 304,21 K. Valeurs calculées : 0,71354 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 216,58 −56,57 26,828 1,1807 222,42 −50,73 26,33541 1,15902 225,34 −47,81 26,08345 1,14793 228,26 −44,89 25,82729 1,13666 231,19 −41,97 25,56666 1,12519 234,11 −39,04 25,30127 1,11351 237,03 −36,12 25,0308 1,10161 239,95 −33,2 24,75489 1,08946 242,87 −30,28 24,47312 1,07706 245,79 −27,36 24,18504 1,06438 248,71 −24,44 23,89014 1,05141 251,63 −21,52 23,58782 1,0381 254,55 −18,6 23,27739 1,02444 257,47 −15,68 22,95809 1,01039 260,4 −12,76 22,62898 0,9959 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 263,32 −9,83 22,28898 0,98094 266,24 −6,91 21,93681 0,96544 269,16 −3,99 21,57091 0,94934 272,08 −1,07 21,18936 0,93254 275 1,85 20,78979 0,91496 277,92 4,77 20,36917 0,89645 280,84 7,69 19,92355 0,87684 283,76 10,61 19,4476 0,85589 286,68 13,53 18,93392 0,83328 289,61 16,46 18,37158 0,80853 292,53 19,38 17,74341 0,78089 295,45 22,3 17,01963 0,74903 298,37 25,22 16,13969 0,71031 301,29 28,14 14,93702 0,65738 304,21 31,06 10,560 0,46475
Pression de vapeur saturante	5 720 kPa (20 °C) 569,1 mmHg (−82 °C); 104,2 mmHg (−100 °C); 10,5 mmHg (−120 °C) équation : $P_{vs}=exp(140.54+{\frac {-4735}{T}}+(-21.268)\times ln(T)+(4.0909E-2)\times T^{1})$ Pression en pascals et température en kelvins, de 216,58 à 304,21 K. Valeurs calculées : 6 447 890,53 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 216,58 −56,57 518 670 222,42 −50,73 664 086,24 225,34 −47,81 747 226,81 228,26 −44,89 837 848,22 231,19 −41,97 936 353,81 234,11 −39,04 1 043 154,91 237,03 −36,12 1 158 671,36 239,95 −33,2 1 283 332,07 242,87 −30,28 1 417 575,74 245,79 −27,36 1 561 851,69 248,71 −24,44 1 716 620,73 251,63 −21,52 1 882 356,14 254,55 −18,6 2 059 544,8 257,47 −15,68 2 248 688,3 260,4 −12,76 2 450 304,21 T (K) T (°C) P (Pa) 263,32 −9,83 2 664 927,43 266,24 −6,91 2 893 111,53 269,16 −3,99 3 135 430,32 272,08 −1,07 3 392 479,34 275 1,85 3 664 877,53 277,92 4,77 3 953 268,94 280,84 7,69 4 258 324,53 283,76 10,61 4 580 744,03 286,68 13,53 4 921 257,93 289,61 16,46 5 280 629,47 292,53 19,38 5 659 656,84 295,45 22,3 6 059 175,35 298,37 25,22 6 480 059,81 301,29 28,14 6 923 226,91 304,21 31,06 7 389 600
Viscosité dynamique	0,07 mPa·s à −78 °C
Point critique	31,3 °C ; 72,9 atm; 0,464 g·cm-3
Point triple	−56,6 °C à 5,11 atm
Conductivité thermique	3,840×10-5 cal·cm-1·s-1·K-1 à 20 °C
Vitesse du son	259 m·s-1 (0 °C,1 atm)
Thermochimie
ΔfH0gaz	−393,52 kJ·mol-1
Cp	équation : $C_{P}=(-8.3043E6)+(104370)\times T+(-433.33)\times T^{2}+(0.60052)\times T^{3}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 220 à 290 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) Cp $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$ Cp $({\tfrac {J}{kg\times K}})$ 220 −53,15 78 270 1 778 224 −49,15 81 313 1 848 227 −46,15 82 961 1 885 229 −44,15 83 810 1 904 231 −42,15 84 492 1 920 234 −39,15 85 268 1 937 236 −37,15 85 661 1 946 238 −35,15 85 989 1 954 241 −32,15 86 422 1 964 243 −30,15 86 712 1 970 245 −28,15 87 039 1 978 248 −25,15 87 658 1 992 250 −23,15 88 200 2 004 252 −21,15 88 878 2 019 255 −18,15 90 214 2 050 T (K) T (°C) Cp $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$ Cp $({\tfrac {J}{kg\times K}})$ 257 −16,15 91 359 2 076 259 −14,15 92 742 2 107 262 −11,15 95 324 2 166 264 −9,15 97 427 2 214 266 −7,15 99 867 2 269 269 −4,15 104 225 2 368 271 −2,15 107 637 2 446 273 −0,15 111 489 2 533 276 2,85 118 152 2 685 278 4,85 123 228 2 800 280 6,85 128 843 2 928 283 9,85 138 342 3 143 285 11,85 145 433 3 305 287 13,85 153 166 3 480 290 16,85 166 030 3 773 équation : $C_{P}=(27.437)+(4.2315E-2)\times T+(-1.9555E-5)\times T^{2}+(3.9968E-9)\times T^{3}+(-2.9872E-13)\times T^{4}$ Capacité thermique du gaz en J·mol-1·K-1 et température en kelvins, de 50 à 5 000 K. Valeurs calculées : 38,418 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$ Cp $({\tfrac {J}{kg\times K}})$ 50 −223,15 29 504 670 380 106,85 40 906 929 545 271,85 45 311 1 030 710 436,85 48 978 1 113 875 601,85 51 993 1 181 1 040 766,85 54 440 1 237 1 205 931,85 56 396 1 281 1 370 1 096,85 57 931 1 316 1 535 1 261,85 59 112 1 343 1 700 1 426,85 60 000 1 363 1 865 1 591,85 60 651 1 378 2 030 1 756,85 61 114 1 389 2 195 1 921,85 61 436 1 396 2 360 2 086,85 61 655 1 401 2 525 2 251,85 61 807 1 404 T (K) T (°C) Cp $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$ Cp $({\tfrac {J}{kg\times K}})$ 2 690 2 416,85 61 919 1 407 2 855 2 581,85 62 017 1 409 3 020 2 746,85 62 117 1 411 3 185 2 911,85 62 234 1 414 3 350 3 076,85 62 375 1 417 3 515 3 241,85 62 543 1 421 3 680 3 406,85 62 735 1 425 3 845 3 571,85 62 943 1 430 4 010 3 736,85 63 152 1 435 4 175 3 901,85 63 346 1 439 4 340 4 066,85 63 499 1 443 4 505 4 231,85 63 581 1 445 4 670 4 396,85 63 560 1 444 4 835 4 561,85 63 393 1 440 5 000 4 726,85 63 037 1 432
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	13,773 ± 0,002 eV (gaz)
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 °
Volume	51,73 Å3
Propriétés optiques
Indice de réfraction	$n_{589}^{0}$ 1,000 45 (1 atm)
Précautions
SGH
Attention H280, P403 et P410 H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de la chaleur P403 : Stocker dans un endroit bien ventilé. P410 : Protéger du rayonnement solaire.
SIMDUT
A, A : Gaz comprimé température critique = 31,1 °C Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients
Transport
20    1013    Code Kemler : 20 : gaz asphyxiant ou qui ne présente pas de risque subsidiaire Numéro ONU : 1013 : DIOXYDE DE CARBONE Classe : 2.2 Étiquette : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); 22    2187    Code Kemler : 22 : gaz liquéfié réfrigéré, asphyxiant Numéro ONU : 2187 : DIOXYDE DE CARBONE LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe : 2.2 Étiquette : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); -    1845    Code Kemler : - Numéro ONU : 1845 : DIOXYDE DE CARBONE SOLIDE ; ou NEIGE CARBONIQUE Classe : 9 Étiquette : 9 : Matières et objets dangereux divers Emballage : Groupe d'emballage III : matières faiblement dangereuses.
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.

Le dioxyde de carbone est naturellement présent dans l'atmosphère terrestre à une concentration de près de 0,039 % en volume au début des années 2010, c'est-à-dire 390 ppmv (parties par million en volume) ou 591 ppmm (parties par million en masse). En 2009, cette concentration atteignait précisément 386 ppmv, contre seulement 283,4 ppmv en 1839 d'après les carottes de glace prélevées dans la région du cap Poinsett dans l'Antarctique, soit une augmentation globale de 36,2 % en 170 ans.

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 %), 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 XX^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 avant la fin du XXI^e siècle, notamment tous ceux à exosquelette calcifié tels que les coraux et les coquillages, mais aussi de certains poissons.

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 (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).

Pression de vapeur saturante 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 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

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

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

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 :

• 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 :

CO_{2 (aq)} + H₂O_(l)  $\rightleftharpoons$  H₂CO_{3 (aq)}, avec K_h = [H₂CO₃] / [CO₂] ≈ 1,70 × 10^-3 à 25 °C.

Il est également 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 ion hydrogénocarbonate (HCO₃^–), aussi appelé ion bicarbonate, puis un ion carbonate (CO₃^2–). 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. 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).

Dans certaines conditions (haute pression + basse température) le CO₂ peut être piégé dans des cages d'eau dites clathrates. C'est un des moyens possibles de séparation industrielle du CO₂ contenu dans un gaz en pré- ou post-combustion. C'est aussi un des moyens envisagés de séquestration de CO₂ industrielle ou de stockage géologique étudié, éventuellement corrélativement à la dessalinisation d'eau de mer (il peut théoriquement même être substitué au Méthane d'hydrate de méthane). Une thèse a porté sur la mesure et modélisation des conditions de dissociation d’hydrates de gaz stabilisés en vue de l’application au captage du CO₂ .

Histoire

Le dioxyde de carbone est l'un des premiers gaz (avec la vapeur d'eau) à avoir été décrit comme étant une substance distincte 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 nomme « gas » ou spiritus sylvestre (« esprit sauvage »).

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 nomma « air fixe », mettant à mal la théorie du phlogiston encore enseignée à cette époque. 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 découvrit également que lorsque 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.

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 afin de produire du dioxyde de carbone, puis forçant le gaz à se dissoudre dans un bol d'eau. Il venait en fait d'« inventer » l'eau gazeuse. 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 Michael Faraday. 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.

Utilisations

Sous forme gazeuse

Le CO₂ a de nombreuses utilisations, 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 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, 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 ; il a été utilisé pour la conservation de la viande ;
• composant nécessaire au phénomène de photosynthèse qui permet aux végétaux de croître en transformant les matières inorganiques en matières organiques constituant ainsi leur bois.
• fluide caloporteur dans certains types de réacteurs nucléaires tels que ceux de la filière UNGG en France

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 qu'une partie du CO₂ liquide se solidifie immédiatement à la sortie de l’extincteur en produisant une poudre blanche en mélange avec du dioxyde de carbone gazeux ;
• 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

Bâtonnets de « glace carbonique » 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 issu de la solidification du CO₂ liquide. On obtient de la neige carbonique qui est ensuite comprimée pour obtenir de la glace carbonique.

Dans sa phase solide, cette glace carbonique se sublime en ne laissant aucun résidu, avec une enthalpie de sublimation de 573 kJ·kg^-1 (soit 25,2 kJ·mol^-1), à −78,5 °C et à 1 atm. On lui a donc rapidement trouvé de multiples utilisations en tant que 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) : essentiellement 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.) ;
  • dans l'évènementiel : la glace carbonique dans l'eau forme une fumée très dense qui glisse le long des parois du contenant ;
• pour la recherche fondamentale ou appliquée, par ex. :
  • en chimie, comme réfrigérant en mélange avec un solvant organique (le plus souvent l'acétone) afin de mieux conduire la chaleur, plus rarement comme réactif. Dans ce domaine, on utilise le terme de « Carboglace™ » en France, ou juste "carbo" dans le langage parlé, et jamais le terme « glace sèche » qui est par contre privilégié au Québec.
• 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 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) 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, notamment 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 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 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.

Toxicité

L'air contient aujourd'hui environ 0,04 % de CO₂. À partir d'une certaine concentration dans l'air, ce gaz s'avère dangereux voire mortel à cause du risque d'asphyxie par privation d'oxygène, bien que le CO₂ ne soit pas chimiquement toxique. La valeur limite d'exposition est de 3 % sur une durée de quinze 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.

L'inhalation de dioxyde de carbone concentré entraine un blocage de la ventilation, parfois décrit comme une violente sensation d'étranglement, un souffle coupé, une détresse respiratoire ou encore une oppression thoracique, pouvant rapidement mener au décès si l'exposition est prolongée.

Dans de fortes concentrations approchant les 50 à 100 %, telles que celles retrouvées dans les nappes de dioxyde de carbone d'origine artificielle en milieu professionnel, il peut se produire un effet de sidération nerveuse et une perte de conscience immédiate, suivie d'une mort rapide en l'absence d'aide extérieure. Ces accidents présentent un risque élevé de suraccident, des témoins pouvant se précipiter au secours de la victime sans penser à leur propre sécurité et devenir eux aussi victimes de l'intoxication.

Le dioxyde de carbone étant un gaz incolore et lourd s'accumulant en nappes, il est difficilement détectable par une personne non expérimentée. La question de la sécurité et de la prévention liée aux risques d'intoxication au dioxyde de carbone est une préoccupation majeure pour limiter les risques d'accident du travail.

Le CO₂ dans l'atmosphère terrestre

Augmentation annuelle de CO₂. En quarante ans, de 1960 à l'an 2000 (un peu plus d'une génération humaine), le taux moyen annuel de CO₂ a augmenté de 37 % (NOAA).

Évolution sur 50 ans du taux de CO₂ mesuré dans l'air à l'observatoire de Mauna Loa.
La figure en encart détaille la chute saisonnière du CO₂ durant la saison de végétation (d'avril à octobre) et son élévation en automne/hiver de l'hémisphère nord (la végétation terrestre est plus importante dans l'hémisphère nord).

Comparaison des courbes de température, CO₂ et d'activité solaire.
La part anthropique du réchauffement semble augmenter depuis la révolution industrielle.
Légende et sources :
* Bleu clair : CO₂ d'après les carottes de glace polaire, NOAA/ Law Dome
* Bleu : CO₂ à Mauna Loa, NOAA/Mauna Loa
* Rouge : température (°C), Unité de recherche climatique (Univ. East Anglia)
* Orange : taches solaires, Solar Influences Data Analysis Center (SIDC)

Première courbe de reconstitution sur 1 000 ans des températures passées à partir des carottes de glaces polaires. Cette courbe, reprise par le GIEC a été contestée par les climato-sceptiques jugeant qu'elle sous-estimait les taux de CO₂ des années 1920 ou antérieures, ou que les bulles piégées dans la glace ne sont pas assez représentatives des teneurs passées en gaz de l'air. D'autres travaux plus récents ont confirmé un profil de ce type^{[réf. nécessaire]}. La rapidité d'augmentation du CO₂ depuis la révolution industrielle n'est pas contestée, et semble sans commune mesure avec ce qui est rétrospectivement observées pour les derniers millénaires (ici depuis la fin de la dernière glaciation).

Évolution des teneurs connues de CO₂ de l'atmosphère terrestre. Pour rendre ces variations plus visibles, l'échelle temporelle n'est pas linéaire

Le dioxyde de carbone n'est normalement présent dans l'atmosphère terrestre qu'à l'état de traces. Il est mesuré via un indice, nommé "Annual Greenhouse Gas Index" (AGGI) depuis 1979 par un réseau d'une centaine de stations sur terre et en mer, disposées de l'Arctique au pôle Sud.

Depuis la révolution industrielle, en raison de la combustion constante de très grandes quantité de carbone fossile, alors que la régression des incendies, des forêts et des superficies végétalisées se poursuit, le taux de CO₂ dans l'air augmente régulièrement (actuellement : 395 parties par million (ppm) en volume ou 591 ppm en masse. Ceci correspond à une masse totale de CO₂ atmosphérique d'environ 3,16×10¹⁵ kg (environ 3 000 gigatonnes). L'année 1990 (qui correspond à un surplus d'environ 2,1 watts/m² par rapport à 1980) est l'année de référence retenue pour le protocole de Kyoto (elle a donc un « indice AGGI » de 1). Un groupe de recherche spécifique sur le cycle du carbone et les gaz a effet de serre a été mis en place

À un instant « t », la teneur en CO₂ diffère dans chaque hémisphère, avec dans chaque hémisphère des variations saisonnière régulières (cf motif « en dents de scie » sur le graphique de droite, montrant une baisse du CO₂ en saison de végétation et une augmentation en hiver). Il existe aussi des variations régionales en particulier au niveau de la couche limite atmosphérique, c'est-à-dire dans les couches proches du sol.

Les taux de CO₂ sont généralement plus élevés dans les zones urbaines et dans les habitations (jusqu'à 10 fois le niveau de fond).

Peu après la formation de la terre (bien avant l'apparition de la vie), alors que le soleil était presque deux fois moins « chaud », la pression initiale de CO₂ était environ 100 000 fois plus élevée qu'aujourd’hui (30 à 60 atmosphères de CO₂ (soit 3 000 000 à 6 000 000 pascals), soit 100 000 fois la quantité actuelle de CO₂ il y a environ 4,5 milliards d'années).

Puis la vie et la photosynthèse sont apparues, prélevant le CO₂ de l'atmosphère et de l'eau pour le transformer en roches carbonatées et en charbon, pétrole et gaz naturel, en grande partie enfouis dans les profondeurs de la terre. Le taux de CO₂ a néanmoins encore connu quelques pics de bien moindre importance (20 fois plus élevée qu'aujourd'hui il y a environ un demi milliard d'années, mais le soleil était alors moins chaud qu'aujourd'hui (le rayonnement solaire croît avec le temps ; il a augmenté d'environ 40 % dans les 4 derniers milliards d'années). Le taux de CO₂ a encore chuté de 4-5 fois durant le Jurassique, puis a diminué lentement, sauf, de manière accélérée durant un épisode géologiquement bref, dit « évènement Azolla » (il y a environ 49 millions d'années).

Le volcanisme émet aussi du CO₂ (jusqu'à 40 % des gaz émis par certains volcans lors des éruptions subaériennes sont du dioxyde de carbone) et certaines sources chaudes en émettent aussi (par exemple sur le site italien de Bossoleto près de Rapolano Terme où dans une dépression en forme de cuvette d'environ 100 m de diamètre, par nuit calme, le taux de CO₂ peut grimper de 75 % en quelques heures, assez pour tuer les insectes et petits animaux. Mais la masse de gaz se réchauffe rapidement quand le site est ensoleillé et est alors dispersée par les courants de convection de l'air durant la journée . Localement des concentrations élevées de CO₂, produites par la perturbation de l'eau d'un lac profond saturé en CO₂ peuvent aussi tuer (exemple : 37 morts lors d'une éruption de CO₂ à partir du lac Monoun au Cameroun en 1984 et 1700 victimes autour du lac Nyos (Cameroun également) en 1986 .

Les émissions de CO₂ par les activités humaines sont actuellement plus de 130 fois supérieures à la quantité émise par les volcans, d'un montant de près de 27 milliards de tonnes par an en 2007. En 2012, la Chine est le premier émetteur mondial de dioxyde de carbone avec 27 % du total, et les États-Unis, en deuxième position, produit 14 % du total mondial.

Nutrition végétale

Le principal élément nutritif intervenant dans la nutrition végétale est le carbone, tiré du dioxyde de carbone de l'air par les plantes autotrophes grâce au processus de la photosynthèse. Des apports de CO₂ sont effectués dans les cultures sous serres afin d'accélérer la croissance des végétaux. On recommande en général un taux moyen de 1 000 ppm.

Gaz à effet de serre et acidifiant

Le CO₂ serait le deuxième gaz à effet de serre le plus important dans l'atmosphère après la vapeur d'eau, contribuant respectivement à hauteur de 26 % et 60 % à ce phénomène. La réalité du réchauffement climatique observé à l'échelle planétaire depuis le siècle dernier n'est aujourd'hui plus guère contestée d'un point de vue scientifique, mais la part exacte de responsabilité du dioxyde de carbone dans ce processus (par rapport au méthane notamment) doit encore être précisée, grâce aux enregistrements fossiles des paléoclimats notamment.
Une réduction des émissions anthropiques est visée par le protocole de Kyōto ainsi que par la directive 2003/87/CE ; sa séquestration géologique à long terme fait l'objet de recherches mais est une solution controversée quand il s'agit simplement d'injecter du CO₂ dans les couches géologiques.

Effets écosystémiques de l'augmentation du taux de CO₂ dans l'eau et dans l'air

Dans l'eau

Le CO₂ a un certain effet eutrophisant (c'est un nutriment de base, essentiel pour les plantes), mais il est aussi un facteur d'acidification des océans et de certaines masses d'eau douce, qui peut négativement interférer avec de nombreuses espèces (dont certaines microalgues et autres microorganismes aquatiques protégées par des structures calcaires que l'acide carbonique peut dissoudre). L'acidification favorise aussi la libération et la circulation et donc la biodisponibiltié de la plupart des métaux lourds, métalloïdes ou radionucléides (naturellement présent dans les sédiments ou d'origine anthropique depuis la révolution industrielle surtout).

Dans l'air

L'augmentation de la teneur de l'atmosphère en CO₂ peut aussi avoir des effets différentiés voire antagonistes selon son taux, le contexte environnemental et biogéographique et selon des données plus récentes selon la saison et les variations saisonnières de la pluviométrie (au dessus des forêts notamment) ;

Il existe chez les écologues associés à l'étude des effets du changement climatique un consensus sur le fait qu'au delà d'une augmentation de 2 °C en un siècle, les écosystèmes terrestres et marins seront sérieusement négativement affectés.

En 2013, la réponse réelle des écosystèmes au CO₂ et ses modulations biogéographiques sont encore considérées comme complexes et à mieux comprendre, en raison de nombreux « feedbacks biogéochimiques ». Elle doit être néanmoins élucidée si l'on veut correctement évaluer voire prédire les capacités planétaires ou locales des écosystèmes en termes de stockage naturel du carbone et d'amortissement des effets du dérèglement climatique induit par l'Homme.

Les rétroactions médiés par le cycle hydrologique sont particulièrement importantes et la pluviométrie y joue un rôle majeur. La physiologie des plantes a au moins un rôle bien connu ; jusqu'à un certain stade (au delà duquel la plante dépérit), l'augmentation du taux de CO₂ de l'air réduit la conductance stomatique et augmente les besoins en eau de la plante (la quantité d'eau nécessaire pour produire une unité de matière sèche). Il a été estimé (en 2008) que les effets de l'augmentation du CO₂ dans l'air sur l'écosystème devrait donc être exacerbés quand l'eau est un facteur limitant (mais les apports d'azote sont aussi à prendre en compte) ; ceci a été démontré par quelques expériences, mais est un facteur qui a été "oublié" par de nombreuses études.

Cette relation semble si forte qu'elle permet - en zone tempérée de prédire avec précision les variations annuelles de la stimulation de la biomasse aérienne suite à l'élévation du taux CO₂ dans une prairie mixte contenant des végétaux de type C3 et C4, sur la base du total des précipitations saisonnières ; les pluies d'été ayant un effet positif, alors que celles d'automne et du printemps ont des effets négatifs sur la réponse au CO₂. L'effet du taux croissant de CO₂ dépendra donc principalement des nouveaux équilibres ou déséquilibres qui s'établiront entre les précipitations estivales et d'automne / printemps.

Le lien à l'azote (autre élément perturbé par les activités humaines dont par l'agriculture industrielle, l'industrie et les émissions de la circulation automobile) est ici retrouvé : c'est en partie car les fortes précipitations en saisons froides et humides conduisent à limiter l'accès des plantes terrestres à l'azote qu'elles réduisent ou interdisent la stimulation de la biomasse par un taux de CO₂ élevé. Il a aussi été noté que cette prédiction valait aussi pour des parcelles « réchauffées » de 2 °C ou non-réchauffées, et était similaire pour les plantes en C3 et de la biomasse totale, ce qui semble permettre aux prospectivistes de faire des prévisions robustes sur les réponses aux concentrations élevées de CO₂ de l'écosystème. Ceci est un atout précieux car les projections climatiques des modèles à haute résolution confirment la très forte probabilité de changements importants dans la répartition annuelle des pluies, même là où la quantité annuelle totale de pluie tombée au sol ne changera pas. Ces données scientifiquement confirmées (en 2013) devraient aider à expliquer certaines différences apparues dans les résultats des expériences basées sur l'exposition de plantes à un taux accru de CO₂, et améliorer l'efficacité prospective des modèles qui ne tenaient pas assez compte des effets saisonniers des précipitations sur les réponses de la biodiversité au CO₂ 14, dont en milieux forestiers.

Enfin, les effets de l'augmentation du CO₂ sur les plantes se montrent plus préoccupants que ce qui était prédit par les premiers modèles des années 1990 et du début des années 2000. Morgan et al. sur la base d'expériences de laboratoire et in situ, ont confirmé dès 2004 que dans les écosystèmes émergés, le CO₂, même quand il améliore la productivité en termes de biomasse, peut néanmoins avoir des effets négatifs en modifiant la composition des espèces et en réduisant la digestibilité des graminées courtes par exemple dans la végétation steppique)

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).

Articles connexes

• Émissions de CO₂
• Gaz à effet de serre
• Réchauffement climatique
• Cycle du carbone
• Eutrophisation
• Liste des pays par émissions de dioxyde de carbone
• Puits de carbone
• Lac Monoun
• Lac Nyos
• Lac Kivu
• Carboxythérapie

Bibliographie

• Gérard Borvon, Histoire du carbone et du CO2. De l’origine de la vie jusqu’au dérèglement climatique, Vuibert, 2013, 256 pages

liens externes

• Une brève histoire du CO2.