Soda, volcan, Vénus, réfrigérateur, qu'ont-ils en commun ? Gaz carbonique. Nous avons collecté pour vous le plus Une information intéressante sur l'un des composés chimiques les plus importants sur Terre.
Qu'est-ce que le dioxyde de carbone
Le dioxyde de carbone est connu principalement pour état gazeux, c'est à dire. comme gaz carbonique avec un simple formule chimique CO2. Sous cette forme, il existe dans des conditions normales - lorsque pression atmosphérique et des températures « normales ». Mais à une pression accrue, supérieure à 5 850 kPa (comme, par exemple, la pression à une profondeur de mer d'environ 600 m), ce gaz se transforme en liquide. Et lorsqu'elle est fortement refroidie (moins 78,5°C), elle cristallise et devient ce qu'on appelle la neige carbonique, largement utilisée dans le commerce pour conserver les aliments surgelés dans les réfrigérateurs.
Le dioxyde de carbone liquide et la neige carbonique sont produits et utilisés dans activité humaine, mais ces formes sont instables et se désintègrent facilement.
Mais le dioxyde de carbone est distribué partout : il est libéré lors de la respiration des animaux et des plantes et constitue un composant important de composition chimique atmosphère et océan.
Propriétés du dioxyde de carbone
Le dioxyde de carbone CO2 est incolore et inodore. Dans des conditions normales, il n'a aucun goût. Cependant, si vous inhalez de fortes concentrations de dioxyde de carbone, vous pourriez ressentir un goût aigre dans la bouche, provoqué par la dissolution du dioxyde de carbone sur les muqueuses et dans la salive, formant une faible solution d'acide carbonique.
À propos, c'est la capacité du dioxyde de carbone à se dissoudre dans l'eau qui est utilisée pour fabriquer de l'eau gazeuse. Les bulles de limonade sont le même dioxyde de carbone. Le premier appareil pour saturer l'eau en CO2 a été inventé en 1770, et déjà en 1783, l'entreprenant Suisse Jacob Schweppes a commencé la production industrielle de soda (la marque Schweppes existe toujours).
Le dioxyde de carbone est 1,5 fois plus lourd que l'air, il a donc tendance à « se déposer » dans ses couches inférieures si la pièce est mal ventilée. On connaît l’effet « grotte du chien », où le CO2 est libéré directement du sol et s’accumule à une hauteur d’environ un demi-mètre. Un adulte, entrant dans une telle grotte, au plus fort de sa croissance, ne ressent pas l'excès de dioxyde de carbone, mais les chiens se retrouvent directement dans une épaisse couche de dioxyde de carbone et sont empoisonnés.
Le CO2 n’entretient pas la combustion, c’est pourquoi il est utilisé dans les extincteurs et les systèmes d’extinction d’incendie. L'astuce consistant à éteindre une bougie allumée avec le contenu d'un verre soi-disant vide (mais en fait du dioxyde de carbone) repose précisément sur cette propriété du dioxyde de carbone.
Dioxyde de carbone dans la nature : sources naturelles
Le dioxyde de carbone se forme dans la nature à partir de diverses sources :
- Respiration des animaux et des plantes.
Chaque écolier sait que les plantes absorbent le dioxyde de carbone CO2 de l'air et l'utilisent dans les processus de photosynthèse. Certaines femmes au foyer tentent de combler leurs lacunes avec une abondance de plantes d'intérieur. Cependant, les plantes non seulement absorbent, mais libèrent également du dioxyde de carbone en l'absence de lumière - cela fait partie du processus de respiration. Par conséquent, une jungle dans une chambre mal ventilée n’est pas une bonne idée : les niveaux de CO2 augmenteront encore plus la nuit. - Activité volcanique.
Le dioxyde de carbone fait partie des gaz volcaniques. Dans les zones à forte activité volcanique Le CO2 peut être libéré directement du sol – à partir de fissures et de fissures appelées mofets. La concentration de dioxyde de carbone dans les vallées à mofets est si élevée que de nombreux petits animaux meurent lorsqu'ils y arrivent. - Décomposition matière organique.
Le dioxyde de carbone se forme lors de la combustion et de la décomposition de la matière organique. D’importantes émissions naturelles de dioxyde de carbone accompagnent les incendies de forêt.
Le dioxyde de carbone est « stocké » dans la nature sous forme de composés carbonés dans les minéraux : charbon, pétrole, tourbe, calcaire. D’énormes réserves de CO2 se trouvent sous forme dissoute dans les océans du monde.
Le rejet de dioxyde de carbone d'un réservoir ouvert peut conduire à une catastrophe limnologique, comme cela s'est produit par exemple en 1984 et 1986. dans les lacs Manoun et Nyos au Cameroun. Les deux lacs se sont formés sur le site de cratères volcaniques - ils sont maintenant éteints, mais dans les profondeurs, le magma volcanique libère encore du dioxyde de carbone, qui monte jusqu'aux eaux des lacs et s'y dissout. En raison d'un certain nombre de processus climatiques et géologiques, la concentration de dioxyde de carbone dans les eaux a dépassé une valeur critique. A été libéré dans l'atmosphère grande quantité du dioxyde de carbone, qui est descendu comme une avalanche sur les pentes des montagnes. Environ 1 800 personnes ont été victimes de catastrophes limnologiques sur les lacs camerounais.
Sources artificielles de dioxyde de carbone
Les principales sources anthropiques de dioxyde de carbone sont :
- les émissions industrielles associées aux processus de combustion ;
- transport automobile.
Malgré le fait que la part des transports respectueux de l'environnement dans le monde augmente, la grande majorité de la population mondiale n'aura pas de sitôt l'opportunité (ou le désir) de passer à de nouvelles voitures.
La déforestation active à des fins industrielles entraîne également une augmentation de la concentration de dioxyde de carbone CO2 dans l'air.
Le CO2 est l'un des produits finaux du métabolisme (la dégradation du glucose et des graisses). Il est sécrété dans les tissus et transporté par l'hémoglobine jusqu'aux poumons, par lesquels il est expiré. L'air expiré par une personne contient environ 4,5 % de dioxyde de carbone (45 000 ppm), soit 60 à 110 fois plus que l'air inhalé.
Le dioxyde de carbone joue un rôle important dans la régulation du flux sanguin et de la respiration. Une augmentation des niveaux de CO2 dans le sang provoque la dilatation des capillaires, permettant à davantage de sang de passer, ce qui apporte de l'oxygène aux tissus et élimine le dioxyde de carbone.
Le système respiratoire est également stimulé par une augmentation du dioxyde de carbone, et non par un manque d’oxygène, comme cela pourrait paraître. En réalité, le manque d'oxygène n'est pas ressenti par le corps pendant longtemps et il est fort possible que dans un air raréfié, une personne perde connaissance avant de ressentir le manque d'air. La propriété stimulante du CO2 est utilisée dans les appareils de respiration artificielle : où le dioxyde de carbone est mélangé à l’oxygène pour « démarrer » le système respiratoire.
Le dioxyde de carbone et nous : pourquoi le CO2 est dangereux
Le dioxyde de carbone est nécessaire au corps humain, tout comme l'oxygène. Mais tout comme pour l’oxygène, un excès de dioxyde de carbone nuit à notre bien-être.
Une concentration élevée de CO2 dans l'air entraîne une intoxication de l'organisme et provoque un état d'hypercapnie. En cas d'hypercapnie, une personne éprouve des difficultés respiratoires, des nausées, des maux de tête et peut même perdre connaissance. Si la teneur en dioxyde de carbone ne diminue pas, un manque d'oxygène se produit. Le fait est que le dioxyde de carbone et l'oxygène se déplacent dans tout le corps par le même « moyen de transport » : l'hémoglobine. Normalement, ils « voyagent » ensemble, s’attachant à différents endroits de la molécule d’hémoglobine. Cependant, des concentrations accrues de dioxyde de carbone dans le sang réduisent la capacité de l’oxygène à se lier à l’hémoglobine. La quantité d'oxygène dans le sang diminue et une hypoxie se produit.
De telles conséquences malsaines pour le corps se produisent lors de l'inhalation d'air avec une teneur en CO2 supérieure à 5 000 ppm (il peut s'agir par exemple de l'air des mines). Pour être juste, dans vie ordinaire nous ne rencontrons pratiquement jamais un tel air. Cependant, une concentration beaucoup plus faible de dioxyde de carbone n’a pas le meilleur effet sur la santé.
Selon certaines découvertes, même 1 000 ppm de CO2 provoquent de la fatigue et des maux de tête chez la moitié des sujets. De nombreuses personnes commencent à ressentir une sensation de congestion et d'inconfort encore plus tôt. Avec une nouvelle augmentation critique de la concentration de dioxyde de carbone jusqu’à 1 500 – 2 500 ppm, le cerveau est « paresseux » pour prendre l’initiative, traiter les informations et prendre des décisions.
Et si un niveau de 5 000 ppm est quasiment impossible dans Vie courante, alors 1 000 et même 2 500 ppm peuvent facilement faire partie de la réalité l'homme moderne. La nôtre a montré que dans les salles de classe rarement ventilées, les niveaux de CO2 restent la plupart du temps supérieurs à 1 500 ppm, et dépassent parfois 2 000 ppm. Il y a tout lieu de croire que la situation est similaire dans de nombreux bureaux et même dans des appartements.
Les physiologistes considèrent que 800 ppm est un niveau de dioxyde de carbone sans danger pour le bien-être humain.
Une autre étude a établi un lien entre les niveaux de CO2 et le stress oxydatif : plus le niveau de dioxyde de carbone est élevé, plus nous souffrons de stress oxydatif, qui endommage les cellules de notre corps.
Dioxyde de carbone dans l'atmosphère terrestre
Il n'y a qu'environ 0,04 % de CO2 dans l'atmosphère de notre planète (soit environ 400 ppm), et plus récemment c'était encore moins : le dioxyde de carbone n'a franchi la barre des 400 ppm qu'à l'automne 2016. Les scientifiques attribuent l'augmentation du taux de CO2 dans l'atmosphère à l'industrialisation : au milieu du XVIIIe siècle, à la veille de la révolution industrielle, il n'était que d'environ 270 ppm.
Imaginons cette situation :
Vous travaillez dans un laboratoire et avez décidé de mener une expérience. Pour ce faire, vous avez ouvert l'armoire contenant les réactifs et avez soudainement vu l'image suivante sur l'une des étagères. Deux pots de réactifs avaient leurs étiquettes décollées et restaient en toute sécurité à proximité. Dans le même temps, il n'est plus possible de déterminer exactement quel pot correspond à quelle étiquette, et les signes extérieurs des substances par lesquels on pourrait les distinguer sont les mêmes.
Dans ce cas, le problème peut être résolu en utilisant ce qu'on appelle réactions qualitatives.
Réactions qualitatives sont appelées réactions qui permettent de distinguer une substance d'une autre, ainsi que de découvrir composition de haute qualité substances inconnues.
Par exemple, on sait que les cations de certains métaux, lorsque leurs sels sont ajoutés à la flamme du brûleur, la colorent d'une certaine couleur :
Cette méthode ne peut fonctionner que si les substances distinguées changent différemment la couleur de la flamme, ou si l'une d'entre elles ne change pas de couleur du tout.
Mais disons que, par hasard, les substances déterminées ne colorent pas la flamme, ou ne la colorent pas de la même couleur.
Dans ces cas-là, il faudra distinguer les substances à l’aide d’autres réactifs.
Dans quel cas peut-on distinguer une substance d’une autre à l’aide de n’importe quel réactif ?
Il existe deux options :
- Une substance réagit avec le réactif ajouté, mais pas la seconde. Dans ce cas, il doit être clairement visible que la réaction de l'une des substances de départ avec le réactif ajouté a réellement eu lieu, c'est-à-dire qu'un signe extérieur de celle-ci est observé - un précipité s'est formé, un gaz a été libéré, un changement de couleur s'est produit , etc.
Par exemple, vous ne pouvez pas distinguer l'eau d'une solution d'hydroxyde de sodium en utilisant d'acide chlorhydrique, malgré le fait que les alcalis réagissent bien avec les acides :
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Cela est dû à l'absence de tout signes extérieurs réactions. Une solution claire et incolore d'acide chlorhydrique lorsqu'elle est mélangée à une solution d'hydroxyde incolore forme la même solution claire :
Mais d'un autre côté, vous pouvez distinguer l'eau d'une solution aqueuse d'alcali, par exemple en utilisant une solution de chlorure de magnésium - dans cette réaction, un précipité blanc se forme :
2NaOH + MgCl 2 = Mg(OH) 2 ↓+ 2NaCl
2) Les substances peuvent également être distinguées les unes des autres si elles réagissent toutes deux avec le réactif ajouté, mais de manière différente.
Par exemple, vous pouvez distinguer une solution de carbonate de sodium d'une solution de nitrate d'argent en utilisant une solution d'acide chlorhydrique.
L'acide chlorhydrique réagit avec le carbonate de sodium pour libérer un gaz incolore et inodore - le dioxyde de carbone (CO 2) :
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
et avec du nitrate d'argent pour former un précipité de fromage blanc AgCl
HCl + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Les tableaux ci-dessous présentent diverses options détection d'ions spécifiques :
Réactions qualitatives aux cations
| Cation | Réactif | Signe de réaction |
| Ba 2+ | DONC 4 2- |
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ |
| Cu 2+ | 1) Précipitation de couleur bleue : Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ 2) Précipité noir : Cu 2+ + S 2- = CuS↓ |
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| Pb 2+ | S2- | Précipité noir : Pb 2+ + S 2- = PbS↓ |
| Ag+ | Cl- |
Précipitation d'un précipité blanc, insoluble dans HNO 3, mais soluble dans l'ammoniac NH 3 ·H 2 O : Ag + + Cl − → AgCl↓ |
| Fe 2+ |
2) Hexacyanoferrate de potassium (III) (sel de sang rouge) K 3 |
1) Précipitation d'un précipité blanc qui vire au vert à l'air : Fe 2+ + 2OH − = Fe(OH) 2 ↓ 2) Précipitation d'un précipité bleu (bleu de Turnboole) : K + + Fe 2+ + 3- = KFe↓ |
| Fe 3+ |
2) Hexacyanoferrate de potassium (II) (sel de sang jaune) K 4 3) Ion rodanure SCN - |
1) Précipité brun : Fe 3+ + 3OH − = Fe(OH) 3 ↓ 2) Précipitation de précipité bleu (bleu de Prusse) : K + + Fe 3+ + 4- = KFe↓ 3) L’apparition d’une coloration rouge intense (rouge sang) : Fe 3+ + 3SCN − = Fe(SCN) 3 |
| Al 3+ | Alcali (propriétés amphotères de l'hydroxyde) |
Précipitation d'un précipité blanc d'hydroxyde d'aluminium lors de l'ajout d'une petite quantité d'alcali : OH − + Al 3+ = Al(OH) 3 et sa dissolution lors d'un nouveau versement : Al(OH) 3 + NaOH = Na |
| NH4+ | OH − , chauffage | Émission de gaz à odeur âcre : NH 4 + + OH − = NH 3 + H 2 O Tournage bleu de papier tournesol humide |
| H+ (environnement acide) |
Indicateurs : − tournesol − orange de méthyle |
Coloration rouge |
Réactions qualitatives aux anions
| Anion | Impact ou réactif | Signe de réaction. Équation de réaction |
| DONC 4 2- | Ba 2+ |
Précipitation d'un précipité blanc, insoluble dans les acides : Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ |
| NON 3 − |
1) Ajouter H 2 SO 4 (conc.) et Cu, chauffer 2) Mélange de H 2 SO 4 + FeSO 4 |
1) Formation d'une solution de couleur bleue contenant des ions Cu 2+, libération de gaz brun (NO 2) 2) L'apparition de la couleur du sulfate de nitroso-fer (II) 2+. La couleur va du violet au brun (réaction de l'anneau brun) |
| OREN 4 3- | Ag+ |
Précipitation d'un précipité jaune clair en milieu neutre : 3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓ |
| CrO4 2- | Ba 2+ |
Formation d'un précipité jaune, insoluble dans l'acide acétique, mais soluble dans HCl : Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓ |
| S2- | Pb 2+ |
Précipité noir : Pb 2+ + S 2- = PbS↓ |
| CO3 2- |
1) Précipitation d'un précipité blanc, soluble dans les acides : Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓ 2) Le dégagement de gaz incolore (« ébullition »), provoquant un trouble de l'eau de chaux : CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O |
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| CO2 | Eau de chaux Ca(OH) 2 |
Précipitation d'un précipité blanc et sa dissolution avec passage supplémentaire de CO 2 : Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2 |
| DONC 3 2- | H+ |
Émission de gaz SO 2 à odeur âcre caractéristique (SO 2) : 2H + + SO 3 2- = H 2 O + SO 2 |
| F− | Ca2+ |
Précipité blanc : Ca 2+ + 2F − = CaF 2 ↓ |
| Cl- | Ag+ |
Précipitation d'un précipité de fromage blanc, insoluble dans HNO 3, mais soluble dans NH 3 ·H 2 O (conc.) : Ag + + Cl − = AgCl↓ AgCl + 2(NH 3 ·H 2 O) = ) Lire aussi :
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