Угљен-диоксид

Угљен-диоксид или угљеник(IV)-оксид је атмосферски природни гас који се састоји од једног атома угљеника и два атома кисеоника спојених ковалентним везама. Хемијска формула овог гаса је . У стандардним условима температуре и притиска је у гасовитом стању. У Земљиној атмосфери се налази у количини од око 0,041% (по запремини)^[9] Део је угљениковог циклуса, а биљке, алге и цијанобактерије га користе у процесу фотосинтезе (у присуству воде деловањем сунчеве светлости) за производњу угљених хидрата, чиме се као нуспроизвод отпушта кисеоник.^[10] Међутим, пошто се фотосинтеза не може одвијати у мраку, део угљен-диоксида биљке производе ноћу у процесу дисања.^[11]

Угљен-диоксид

Ball-and-stick model of carbon dioxide Space-filling model of carbon dioxide
Називи
Други називи Гас угљеничне киселине Карбонски анхидрид Каркбонски оксид Углјеник оксид Углјеник() оксид Суви лед (чврста фаза)
Идентификација
број	124-38-9 Y
3Д модел ()	интерактивна слика интерактивна слика
	B01131
Бајлштајн	1900390
	CHEBI:16526 Y
	274 Y
	100.004.271
број	204-696-9
Е-бројеви	E290 (конзерванси)
Гмелин Референца	989
KEGG[1]	D00004 Y
MeSH	Carbon+dioxide
[2][3]	280
	FF6400000
UNII	142M471B3J Y
UN број	1013 (гас), 1845 (чврст)
InChI=1S/CO2/c2-1-3 Y Кључ: CURLTUGMZLYLDI-UHFFFAOYSA-N Y InChI=1/CO2/c2-1-3 Кључ: CURLTUGMZLYLDI-UHFFFAOYAO
Својства
Хемијска формула	2
Моларна маса	44,01 g·mol−1
Агрегатно стање	Безбојни гас
Мирис	Ниске концентрације: нема Високе концентрације: оштар; кисео[4]
Густина	-{ 1562 3 (чврст при 1  и −78,5 °C) 1101 3 (течан при засићењу −37 °C) 1,977 3 (гас на 1  и 0 °C) }-
Тачка топљења	−56,6 °C; −69,8 °F; 216,6 K (Тројна тачка на 5,1 )
Критична тачка ()	31,1 °C (304,2 K), 7,38 MPa (73,8 bar)
Услови сублимације	−78,5 °C; −109,2 °F; 194,7 (1 )
Растворљивост у води	1,45 на 25 °C (77 °F), 100
Напон паре	5,73 (20 °C)
Киселост (pKa)	6,35, 10,33
Магнетна сусцептибилност	−20,5·10−6
Индекс рефракције ()	1,00045
Вискозност	0,07 на −78,5 °C
Диполни момент	0
Структура
Кристална решетка/структура	тригонална
Облик молекула (орбитале и хибридизација)	линеаран
Термохемија
Специфични топлотни капацитет,	37,135
Стандардна моларна ентропија (So298)	214
Стандардна енталпија стварања (ΔfHo298)	−393,5 −1
Фармакологија
код	V03AN02 (WHO)
Опасности
Безбедност приликом руковања	Сигма-Алдрич
NFPA 704	[5][6] 0 2 0 SA
Смртоносна доза или концентрација ():
(најнижа објављена)	90,000 (човек, 5 мин)[7]
Границе изложености здравља у САД ():
(дозвољено)	[8]
(препоручено)	[8]
(тренутна опасност)	40,000 [8]
Сродна једињења
Други анјони	Угљен дисулфид Угљеник диселенид Угљен дителурид
Други катјони	Силицијум-диоксид Германијум-диоксид Калај-диоксид Олово-диоксид
Сродна угљенични оксиди	Угљен-моноксид Угљеник субоксид Диугљен-моноксид Угљен триоксид
Сродна једињења	Угљена киселина Карбонил сулфид
Уколико није другачије напоменуто, подаци се односе на стандардно стање материјала (на 25°C [77°F], 100 kPa).
Y верификуј (шта је YН ?)
Референце инфокутије

Угљен-диоксид у природи настаје сагоревањем угља или угљоводоника, ферментацијом шећера у алкохолна пићима, као и дисањем свих живих организама. Људи и копнене животиње га избацују из дисајних органа. Емитују га вулкани, гејзири и врели извори воде те друга места где је Земљина кора танка. Ослобађа се и из карбонатних стена путем растварања. ₂ се може наћи у језерима на дубинама испод нивоа мора, те измешан са нафтом и природним гасом.^[12]

Утицаји угљен-диоксида на околину су од значајног интереса. Угљен-диоксид је важан стакленички гас, који загрева површину Земље тако што смањује и онемогућава радијацију топлоте у свемир. Атмосферски угљен-диоксид је основни извор угљеника за живот на Земљи, а његова концентрација у Земљиној атмосфери пре индустријске револуције још од касног преткамбријума била је регулисана фотосинтетичким организмима. Међутим, од индустријске револуције до данас брзо је порасла концентрација ₂ у атмосфери због сагоревања карбонских (фосилних) горива (угља, нафте и природног гаса). Последица повећања концентрације ₂ у атмосфери је глобално загревање те антропогене климатске промене. Угљен-диоксид је највећи извор закисељавања океана пошто он при растварању у води производи угљену киселину^[13] која је слаба киселина те је њена јонизација у води некомплетна ().

Особине

Под нормалним условима угљен-диоксид је у гасовитом агрегатном стању. Без мириса је, загушљив, незапаљив, тежи од ваздуха. Адијабатском експанзијом (ширењем са високог на атмосферски притисак) делимично прелази у чврсто стање (суви лед).

Физичке

Фазни дијаграм температуре и притиска код угљен-диоксида, приказана је тројна и критична тачка угљен-диоксида

Узорци чврстог угљен-диоксида или сувог леда

То је гас без боје. У мањим концентрацијама је без мириса и укуса. У већим концентрацијама, гас има оштар кисели мирис. При стандардним условима температуре и притиска, густина му је око 1,98 ³ што је око 1,5 пута више од ваздуха те се у затвореним просторима често налази на дну просторије. Угљен-диоксид не може бити у течном стању при притиску испод 5,1 . При притиску од 1 (приближно „нормалном” притиску на нивоу мора), гас се претвара директно у чврсто стање на температури испод -78,5 °C а изнад те температуре ₂ у чврстом стању сублимира директно у гас. У свом чврстом стању, угљен-диоксид се често назива и суви лед.

Течни угљен-диоксид се формира само при притиску изнад 5,1 . Тројна тачка угљен-диоксида је на око 518 и −56,6 °C. Критична тачка је на 7,38 и 31,1 °C.^[14] Проучаван је и другачији облик угљен-диоксида у чврстом стању при високом притиску у аморфном облику сличном стаклу.^[15] Тај облик стакла назван карбонија се производи од суперохлађеног ₂ при изузетно високом притиску (40—48 или 400 хиљада ) у дијамантској комори. Ово откриће је потврдило теорију да би угљен-диоксид могао да постоји у облику сличном стаклу, попут других чланова исте елементарне породице једињења као што су силикон, силикатно стакло и германијум-диоксид. За разлику од силике и германијског стакла, карбонија стакло није стабилно на нормалном притиску и враћа се у гасно стање када се смањи притисак.

Хемијске

Структура и везе

Молекул угљен-диоксида је праволинијски и централно симетричан. Две везе су једнаке и кратке (116,3 ), а састоје се из двоструке везе.^[16] Пошто је централно симетричан, молекул нема електрични дипол. У складу са овом чињеницом, могуће је уочити само две вибрацијске линије у ИЦ спектру и то: антисиметрично проширење на 2349 ⁻¹ и савијање у близини 666 ⁻¹. Постоји и симетрично проширење на 1388 cm⁻¹ које се може уочити само путем Раманове спектроскопије.

У воденом раствору

Угљен-диоксид је доста топљив у води. Водени раствор реагује кисело ( око 4), због стварања угљеничне киселине:

CO₂ + H₂O ⇔ H₂CO₃

Ова равнотежа помакнута је јако улево, јер је више од 99% ₂ растворено као молекул, а само мали део реагује с водом, дајући киселину. Хенријева константа угљене киселине је ${\displaystyle K_{\mathrm {h} }={\frac {\rm {[H_{2}CO_{3}]}}{\rm {[CO_{2}(aq)]}}}=1,70\times 10^{-3}}$ (на 25 °C). Због тога, већи део угљен-диоксида није прешао у угљену киселину већ је остао као молекул ₂ без утицаја на вредност. Релативна концентрација ₂ и те депротонизованих форми ₃⁻ (бикарбонат) и ₃²⁻ (карбонат) зависе од . У неутралним и благо алкалним водама ( > 6,5) доминира бикарбонатна форма (>50%) и претежна је (>95%) при вредности морске воде. У веома алкалним водама ( > 10,4), доминира карбонатна форма (>50%). Океани, који су благо алкални са типичним вредностима од 8,2 до 8,5 садрже око 120 бикарбоната по литру.

Пошто је угљена киселина дипротична, има две константе киселе дисоцијације, прва је за дисоцијацију у бикарбонатни јон (хидроген карбонат) (₃⁻):

на 25 °C.^[16]

Ово је права прва константа киселинске дисоцијације, дефинисана као ${\displaystyle K_{a1}={\frac {\rm {[HCO_{3}^{-}][H^{+}]}}{\rm {[H_{2}CO_{3}]}}}}$, где деноминатор укључује само ковалентну везу , а не укључује хидратизовани . Много мања и много чешће спомињана вредност око 4,16x10⁻⁷ је видљива вредност израчуната на бази (нетачне) претпоставке да је сав растворени ₂ присутан као угљена киселина, тако да је ${\displaystyle K_{\mathrm {a1} }{\rm {(vidlji)}}={\frac {\rm {[HCO_{3}^{-}][H^{+}]}}{\rm {[H_{2}CO_{3}]+[CO_{2}(aq)]}}}}$. Пошто већина раствореног угљен-диоксида остаје као молекул, (видљива) има далеко већи деноминатор и много мању вриједност од стварне .^[17]

Бикарбонатни јон је амфотерична врста која може реаговати и као киселина и као база, у зависности од вредности раствора. Код виших вредности, он се у великој мери дисоцира на карбонатни јон (₃²⁻):

У организмима, производња угљене киселине се катализује путем ензима карбонатне анхидразе.

Реакције

₂ је слаби електрофил. Његова реакција са водом илуструје ову особину, при чему је хидроксид нуклеофил. С њим реагују и други нуклеофили. На пример, карбанјон који се добија из Григнардовог реагенса и органолитијумских једињења реагује са угљен-диоксидом те даје карбоксилате:

(где је или , а = алкил или арил).

У металним-угљик-диоксид комплексима ₂ служи као лиганд, а може послужити при конверзији ₂ у друге хемикалије^[18]

Редукција ₂ у угљен-моноксид је обично „тешка” и спора реакција:

Редокс потенцијал за ову реакцију при вредности од приближно 7 се креће око -0,53 у односу на стандардну водоникову електроду. Ензим угљен-моноксид дехидрогеназа који садржи никал је катализатор у овом процесу.^[19]

Примена

• У производњи пића и газираних напитака, заштиту и претакање;
• У хемијској индустрији за добијање карбоната, бикарбоната, ђубрива, синтезних смеса, у неутрализацији алкалних раствора, производњи боја, итд.;
• У техници заваривања, у металургији, ливарству, у хлађењу и заштити производа.

Примена у гашењу пожара

Главни чланак: Пожар

Угљен-диоксид је ефикасно средство које на запаљену материју делује искључиво угушујуће, тако што је изолује од околног ваздуха, при чему је расхлађујући ефекат релативно мали. Он је погодно средство за гашење пожара у затвореним просторијама, јер истискује ваздух из просторија, кад у већини случајева долази до престанка процеса горења. Употребљава се најбоље за гашење пожара на електричним уређајима и инсталацијама под напоном (класе Е), мањих количина запаљивих течности и гасова, пожара класе Б и Ц, док се за гашење пожара лаких метала не препоручује.^[20]

Начин производње и испоруке

• Добија се пречишћавањем сировог угљендиоксида из природних извора или из процеса хемијске индустрије и утечњавањем у робни гас.
• У челичним судовима - боцама, под притиском од 70-150 бара у течном агрегатном стању или у течном агрегатном стању специјалним транспортним судовима под притиском до суда корисника гаса.

Поступак и материјали

• Гас у сувом стању није кородиван. За влажан гас је неопходна примена легираних челика. За течност се користе легирани челици за ниске температуре. Дозвољена је употреба већине пластичних материјала.
• У раду са гасом или течношћу под притиском треба се придржавати прописаних упутстава и мера заштите.

Суви лед

Суви лед је угљендиоксид у чврстом агрегатном стању на температури од -79º . Суви лед се производи од течног угљендиоксида при контролисаним условима у специјално конструисаној машини. При овом процесу настаје прво суви снег, а компресијом и суви лед, који се затим пресује кроз екструдерску плочу, и тако добија производ различитих димензија.

• Суви лед се испоручује у блоковима димензија 25 x 25 x 40 , просечне тежине око 25 .
• Пакује се и транспортује у изолованим контејнерима у које стаје око 250 .

Употреба

Употребе сувог леда су разне од хлађења хране и пића у кетерингу, транспорта крви, крвне плазме и органа на ниским температурама, до чишћења и одмашћивања површина

Примена

Основна употреба је за хлађење у транспорту.

Види још

• Угљен субоксид
• Угљен-моноксид

Референце

1. Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H.
2.  уреди
3. Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
4. „Carbon Dioxide” (PDF). Air Products. Архивирано из оригинала (PDF) 29. 07. 2020. г. Приступљено 27. 12. 2018.
5. „Safety Data Sheet – Carbon Dioxide Gas – version 0.03 11/11” (PDF). AirGas.com. 12. 2. 2018. Приступљено 4. 8. 2018.
6. „Carbon dioxide, refrigerated liquid” (PDF). Praxair. стр. 9. Архивирано из оригинала (PDF) 29. 7. 2018. г. Приступљено 26. 7. 2018.
7. „Carbon dioxide”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
8. NIOSH Џепни водич хемијских хазарда. „#0103”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH).
9. ESRL Global Monitoring Division - Global Greenhouse Gas Reference Network
10. Kaufman & Franz 1996.
11. Food Factories. www.legacyproject.org. Pristupljeno 10. oktobar 2011.
12. „General Properties and Uses of Carbon Dioxide, Good Plant Design and Operation for Onshore Carbon Capture Installations and Onshore Pipelines”. Energy Institute. Архивирано из оригинала 26. 6. 2012. г. Приступљено 14. 3. 2012.
13. National Research Council. "Summary." Ocean Acidification: A National Strategy to Meet the Challenges of a Changing Ocean. . 1. Print.
14. National Institute of Standards and Technology. „Carbon dioxide”. Приступљено 21. 1. 2008. Пронађени су сувишни параметри: |naslov= и |title= (помоћ)
15. Santoro, M. (2006). „Amorphous silica-like carbon dioxide”. Nature. 441 (7095): 857—860. Bibcode:2006Natur.441..857S. PMID 16778885. S2CID 4363092. doi:10.1038/nature04879.
16. Norman N. Greenwood; Alan Earnshaw (1997): Chemistry of the Elements (2. izd.). Butterworth–Heinemann. Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan (1984). Chemistry of the Elements. Elsevier Science & Technology. ISBN 978-0-08-022056-7.
17. Jolly, William L., Modern Inorganic Chemistry (McGraw-Hill 1984), pp. 196
18. M. Aresta (Ed.) "Carbon Dioxide as a Chemical Feedstock" 2010, Wiley-VCH: Weinheim. Aresta, Michele (8. 3. 2010). Carbon Dioxide as Chemical Feedstock. Wiley. ISBN 978-3-527-32475-0.CS1 одржавање: Формат датума (веза)
19. Colin Finn, Sorcha Schnittger, Lesley J. Yellowlees, Jason B. Love "Molecular approaches to the electrochemical reduction of carbon dioxide" Chemical Communications 2011, 0000.
20. Шимон Ђармати, Хемија опасних материја, Виша политехничка школа, Београд,2006.

Литература

• Kaufman, Donald G.; Franz, Cecilia M. (1996). Biosphere 2000: protecting our global environment. Kendall/Hunt Pub. Co. ISBN 978-0-7872-0460-0. Приступљено 11. 10. 2011.
• Seppänen, O.A.; Fisk, W.J.; Mendell, M.J. (децембар 1999). „Association of Ventilation Rates and CO₂ Concentrations with Health and Other Responses in Commercial and Institutional Buildings” (PDF). Indoor Air. 9 (4): 226—252. PMID 10649857. doi:10.1111/j.1600-0668.1999.00003.x. Архивирано из оригинала (PDF) 27. 12. 2016. г.
• Shendell, D.G.; Prill, R.; Fisk, W.J.; Apte, M.G.; Blake, D.; Faulkner, D. (октобар 2004). „Associations between classroom CO₂ concentrations and student attendance in Washington and Idaho” (PDF). Indoor Air. 14 (5): 333—341. PMID 15330793. doi:10.1111/j.1600-0668.2004.00251.x. Архивирано из оригинала (PDF) 27. 12. 2016. г.
• Soentgen, Jens (фебруар 2014). „Hot air: The science and politics of CO₂”. Global Environment. 7 (1): 134—171. doi:10.3197/197337314X13927191904925.
• Good plant design and operation for onshore carbon capture installations and onshore pipelines: a recommended practice guidance document. Global CCS Institute. Energy Institute and Global Carbon Capture and Storage Institute. 1. 9. 2010. Архивирано из оригинала 7. 11. 2018. г. Приступљено 27. 12. 2018. „'This new title is an essential guide for engineers, managers, procurement specialists and designers working on global carbon capture and storage projects.'”

Спољашње везе

• Произвођач у Београду
• Интернационална карта хемијске безбедности 0021