Dióxido de carbono

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Dióxido de carbono
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General
Otros nombres Óxido de carbono (IV)
Anhídrido carbónico
Gas carbónico
Fórmula semidesarrollada CO2
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular CO2
Identificadores
Número CAS 124-38-9[1]
Número RTECS FF6400000
ChEBI 16526
ChemSpider 274
DrugBank {{{DrugBank}}}
PubChem 280
Propiedades físicas
Apariencia Gas incoloro
Densidad 1.842 kg/m3; 0,001842 g/cm3
Masa molar 44,01 g/mol
Punto de fusión 194,7 K (-78 °C)
Punto de ebullición 216 K (-57 °C)
Estructura cristalina Parecida al cuarzo
Viscosidad 0,07 cP a −78 °C
Propiedades químicas
Acidez 6,35 y 10,33 pKa
Solubilidad en agua 1,45 kg/m³
Momento dipolar 0 D
Termoquímica
ΔfH0gas -393,52 kJ/mol
S0gas, 1 bar 213,79 J·mol-1·K
Peligrosidad
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
2
0
Frases S S9, S26, S36 (líquido)
Riesgos
Ingestión Puede causar irritación, náuseas, vómitos y hemorragias en el tracto digestivo.
Inhalación Produce asfixia, causa hiperventilación. La exposición a largo plazo es peligrosa. Asfixiante a grandes concentraciones
Piel En estado líquido puede producir congelación.
Ojos En estado líquido puede producir congelación.
Compuestos relacionados
Compuestos relacionados Monóxido de carbono
Ácido carbónico
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
[editar datos en Wikidata]

El dióxido de carbono (fórmula química CO2) es un gas incoloro, inoloro y vital para la vida en la Tierra. Este compuesto químico encontrado en la naturaleza está compuesto de un átomo de carbono unido con sendos enlaces covalentes dobles a dos átomos de oxígeno. El CO2 existe en la atmósfera de la Tierra como gas traza a una concentración de alrededor de 0,04 % (400 ppm) en volumen.[2] Fuentes naturales incluyen volcanes, aguas termales, geíseres y es liberado por rocas carbonatadas al diluirse en agua y ácidos. Dado que el CO2 es soluble en agua, ocurre naturalmente en aguas subterráneas, ríos, lagos, campos de hielo, glaciáres y mares. Está presente en yacimientos de petróleo y gas natural.[3]

El CO2 atmosférico es la principal fuente de carbón para la vida en la Tierra y su concentración pre-industrial desde el Precámbrico tardío era regulada por los organismos fotosintéticos y fenómenos geológicos. Como parte del ciclo del carbono, las plantas, algas y cyanobacterias usan la energía solar para fotosintetizar carbohidratos a partir de CO2 y agua, mientras que el O2 es liberado como desecho.[4] Las plantas producen CO2 durante la respiración.[5]

Es un producto de la respiración de todos los organismos aeróbios. Regresa a las aguas gracias a las branquias de los peces y al aire mediante los pulmones de los animales terrestres respiradores, incluidos los humanos. Se produce CO2 durante los procesos de descomposición de materiales orgánicos y la fermentación de azúcares en la fabricación de vino, cerveza y pan. También se produce por la combustión de madera (leña), carbohidratos y combustibles fósiles como el carbón, la turba, el petróleo y el gas natural.

Es un material industrial versátil usado, por ejemplo, como un gas inerte en soldadura y extinguidores de incendio, como presurizador de gas en armas de aire comprimido y recuperador de petróleo, como materia prima química y en forma líquida como solvente en la descafeinización y secador supercrítico. Se agrega a las bébidas y en gaseosas incluidas la cerveza y el champán para agregar efervescencia. Su forma sólida es conocida como "hielo seco" y se usa como refrigerante y abrasivo en ráfagas a presión.

El dióxido de carbono es un importante gas de efecto invernadero. La quema de combustibles de carbono desde la Revolución Industrial ha aumentado rápidamente su concentración en la atmósfera, lo que ha llevado a un calentamiento global. Es además la principal causa de la acidificación del océano, ya que se disuelve en el agua para formar ácido carbónico.[6]

Historia[editar]

Estructura cristalina del hielo seco.

El dióxido de carbono fue uno de los primeros gases en ser descritos como una sustancia distinta del aire. En el siglo XVII, el químico flamenco Jan Baptist van Helmont observó que cuando se quema carbón en un recipiente cerrado, la masa resultante de la ceniza era mucho menor que la del carbón original. Su interpretación fue que el carbón fue transformado en una sustancia invisible que él llamó un "gas" o "espíritu silvestre" (spiritus sylvestre).

Las propiedades del dióxido de carbono fueron estudiadas con mayor profundidad en 1750 por el médico escocés Joseph Black, quien encontró que la piedra caliza (carbonato de calcio) al calentarse o tratarse con ácidos producía un gas que llamó "aire fijo". Observó que el aire fijo era más denso que el aire y que no sustentaba ni las llamas ni a la vida animal. Black también encontró que al burbujear a través de una solución acuosa de cal (hidróxido de calcio), se precipitaba carbonato de calcio. Posteriormente se utilizó este fenómeno para ilustrar que el dióxido de carbono se produce por la respiración animal y la fermentación microbiana. En 1772, el químico inglés Joseph Priestley publicó un documento titulado Impregnación de agua con aire fijo en el que describía un proceso de goteo de ácido sulfúrico (o aceite de vitriolo, como Priestley lo conocía) en tiza para producir dióxido de carbono, obligando a que el gas se disolviera; agitando un cuenco de agua en contacto con el gas, obtuvo agua carbonatada. Esta fue la invención del agua carbonatada.

El dióxido de carbono se licuó primero (a presiones elevadas) en 1823 por Humphry Davy y Michael Faraday. La primera descripción de dióxido de carbono sólido fue dada por Charles Thilorier, quien en 1834 abrió un recipiente a presión de dióxido de carbono líquido, solo para descubrir que el enfriamiento producido por la evaporación rápida del líquido produjo "nieve" de dióxido de carbono sólido (nieve carbónica).

En la atmósfera terrestre[editar]

La curva de Keeling muestra las concentraciones atmosféricas de CO2 medidas en el Observatorio de Mauna Loa.

El dióxido de carbono en la atmósfera de la Tierra es un gas traza, en la actualidad (principios de 2015) con una concentración promedio de 400 partes por millón en volumen[2]  (o 591 partes por millón en peso). Las concentraciones atmosféricas de CO2 fluctúan ligeramente con el cambio de las estaciones. Las concentraciones caen durante la primavera y el verano del hemisferio norte ya que las plantas consumen el gas; y aumentan durante el otoño y el invierno del norte ya las plantas entran en estado latente o mueren y se descomponen. Las concentraciones varían también a nivel regional, con más fuerza cerca del suelo con variaciones mucho menores en lo alto. En las zonas urbanas las concentraciones son generalmente más altas[7]  y en el interior de viviendas se pueden alcanzar concentraciones de 10 veces el nivel ambiental.

La combustión de combustibles fósiles y la deforestación han provocado un amento de la concentración atmosférica de CO2 cercana al 43% desde el comienzo de la era de la industrialización.[8] La mayor parte del dióxido de carbono de las actividades humanas es liberado por la quema de carbón y otros combustibles fósiles. Otras actividades humanas, como la deforestación, la quema de biomasa y la producción de cemento también producen CO2. Los volcanes emiten entre 0,2 y 0,3 mil millones de toneladas de CO2 por año, en comparación con de cerca de 29 mil millones de toneladas por año de CO2 emitido por las actividades humanas.[9] Hasta el 40% de los gases emitidos por algunos volcanes en erupción subaérea es dióxido de carbono.[10]

Incremento anual del CO2 atmosférico: en la década de 1960 el incremento fue el 37 % del aumento promedio 2000–2007.[11]

El dióxido de carbono es un gas de efecto invernadero, que absorbe y emite radiación infrarroja en sus dos frecuencias de vibración activas en infrarrojos. Este proceso hace que el dióxido de carbono caliente la superficie y la atmósfera inferior y enfríe la atmósfera superior. Una gran mayoría de climatólogos coinciden en que el aumento en la concentración atmosférica de CO2, y por lo tanto en el efecto invernadero inducido por CO2, es la principal razón del aumento de la temperatura media global desde mediados del siglo XX. Aunque el principal gas de efecto invernadero responsable por el calentamiento es el dióxido de carbono, también contribuyen el metano, el óxido nitroso, el ozono, y otros gases de efecto invernadero de larga vida. El CO2 es el más preocupante, ya que ejerce una mayor influencia de calentamiento total que todos los otros gases combinados, y porque tiene una larga vida atmosférica

No solo el aumento de las concentraciones de CO2 conducen a aumentos en la temperatura de la superficie del planeta, sino que el aumento de las temperaturas globales también causan un aumento de las concentraciones de CO2. Esto produce una retroalimentación positiva a los cambios inducidos por otros procesos, como los ciclos orbitales.[12]  Hace quinientos millones de años la concentración de dióxido de carbono era 20 veces mayor que la de hoy, disminuyó a 4-5 veces durante el período Jurásico y luego declinó lentamente con una reducción particularmente veloz que ocurrió hace 49 millones de años.[13] [14]

Las concentraciones locales de dióxido de carbono pueden alcanzar valores altos cerca de fuentes fuertes, especialmente aquellas que están aisladas por el terreno circundante. En las aguas termales de Bossoleto cerca de Rapolano Terme en la Toscana (Italia), situada en una depresión en forma de cuenco de aproximadamente 100 m de diámetro, las concentraciones de CO2 suben más del 75% durante la noche, lo suficiente apara matar insectos y animales pequeños. Después del amanecer el gas se dispersa por convección durante el día.[15] Las altas concentrations de CO2 producidas por la perturbación del agua profunda de lago saturadoa con CO2 se cree que causó 37 muertes en el Lago Monoun (Camerún) en 1984 y 1700 víctimas en el lago Nyos (Camerún) en 1986.[16]

El dióxido de carbono en el entorno espacial[editar]

La atmósfera del planeta Venus se encuentra en un estado de efecto "superinvernadero" debido al dióxido de carbono.

En el Sistema Solar, hay dos ejemplos cercanos de planetas rocosos con atmósfera de dióxido de carbono, a saber; Venus y Marte, ambas atmósferas contienen más de un 95 % de este compuesto en forma de gas, siendo Venus quien presenta un cuadro extremo de efecto invernadero debido a que las capas gaseosas de este gas combinada con ácido sulfúrico calientan la atmósfera sometida a una presión de 94 atmósferas terrestres creando una temperatura de superficie de centenares de grados Celsius. En el caso de Marte, no se puede hablar de este efecto ya que su tenue atmósfera con una vaga presión atmosférica impide la sustentación hidrodinámica de nubosidades de este gas, no obstante, su presencia es muy elevada (95,3 %).

Algunos satélites galileanos también han mostrado presencia de dióxido de carbono.

Usos[editar]

Burbujas de dióxido de carbono en una bebida.
Perdigones de "hielo seco".

Se utiliza como agente extintor enfriando el fuego (en forma de nieve carbónica) y dificultando el contacto de las llamas con el oxígeno del aire.

En la industria alimentaria, se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia.

También se puede utilizar como ácido inocuo o poco contaminante. La acidez puede ayudar a cuajar lácteos de una forma más rápida y por tanto barata, sin añadir ningún sabor, y en la industria se puede utilizar para neutralizar residuos alcalinos sin añadir otro ácido más contaminante como el sulfúrico.

En agricultura, se puede utilizar como abono. Aunque las plantas no pueden absorberlo por las raíces, se puede añadir para bajar el pH, evitar los depósitos de cal y hacer más disponibles algunos nutrientes del suelo.

También en refrigeración se utiliza como una clase de líquido refrigerante en máquinas frigoríficas o congelado como hielo seco. Este mismo compuesto se usa para crear niebla artificial y apariencia de hervor en agua en efectos especiales en el cine y los espectáculos.

Otro uso que está incrementándose es como agente extractor cuando se encuentra en condiciones supercríticas, dada su escasa o nula presencia de residuos en los extractos. Este uso actualmente se reduce a la obtención de alcaloides como la cafeína y determinados pigmentos, pero una pequeña revisión por revistas científicas puede dar una visión del enorme potencial que este agente de extracción presenta, ya que permite realizar extracciones en medios anóxidos, lo que permite obtener productos de alto potencial antioxidante.

Es utilizado también como material activo para generar luz coherente (Láser de CO2).

Junto con el agua, es el disolvente más empleado en procesos con fluidos supercríticos.

Láser de anhídrido carbónico para experimentación.

Uso médico del dióxido de carbono[editar]

  • Como moderador de algunos reactores nucleares.
  • Como agente de Insuflación en cirugías laparoscópicas.
  • Como agente de contraste en Radiología.
  • En láser de CO2.
  • Como agente para ventilación en cirugías.
  • En tratamiento de heridas craneales y úlceras agudas y crónicas.
  • En tratamientos estéticos.
  • En tratamiento de problemas circulatorios.[17]

Detección y cuantificación[editar]

El dióxido de carbono puede ser detectado cualitativamente en la forma de gas por la reacción con agua de barita (Ba(OH)2) con la cual reacciona formando carbonato de bario, un precipitado blanco insoluble en exceso de reactivo pero soluble en soluciones ácidas. La cuantificación de dióxido de carbono se hace por métodos ácido-base en forma indirecta y por métodos instrumentales mediante infrarrojo.

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. Número CAS
  2. a b National Oceanic & Atmospheric Administration (NOAA) – Earth System Research Laboratory (ESRL), Trends in Carbon Dioxide Values given are dry air mole fractions expressed in parts per million (ppm). For an ideal gas mixture this is equivalent to parts per million by volume (ppmv).
  3. «General Properties and Uses of Carbon Dioxide, Good Plant Design and Operation for Onshore Carbon Capture Installations and Onshore Pipelines». Energy Institute. Consultado el 14 de marzo de 2012. 
  4. Donald G. Kaufman; Cecilia M. Franz (1996). Biosphere 2000: protecting our global environment. Kendall/Hunt Pub. Co. ISBN 978-0-7872-0460-0. Consultado el 11 de octubre de 2011. 
  5. Food Factories. www.legacyproject.org.
  6. National Research Council. "Summary." Ocean Acidification: A National Strategy to Meet the Challenges of a Changing Ocean. Washington, DC: The National Academies Press, 2010. 1. Also published in print by National Academic Press.
  7. George, K.; Ziska, L. H.; Bunce, J. A.; Quebedeaux, B. (2007). «Elevated atmospheric CO2 concentration and temperature across an urban–rural transect». Atmospheric Environment 41 (35): 7654. doi:10.1016/j.atmosenv.2007.08.018. 
  8. «After two large annual gains, rate of atmospheric CO2 increase returns to average». NOAA News Online, Story 2412. 31 de marzo de 2005. 
  9. «Global Warming Frequently Asked Questions - NOAA Climate.gov». 
  10. Sigurdsson, Haraldur; Houghton, B. F. (2000). Encyclopedia of volcanoes. San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-643140-X. 
  11. Dr. Pieter Tans (3 May 2008) "Annual CO2 mole fraction increase (ppm)" for 1959–2007 National Oceanic and Atmospheric Administration Earth System Research Laboratory, Global Monitoring Division (additional details.)
  12. Genthon, G.; Barnola, J. M.; Raynaud, D.; Lorius, C.; Jouzel, J.; Barkov, N. I.; Korotkevich, Y. S.; Kotlyakov, V. M. (1987). «Vostok ice core: climatic response to CO2 and orbital forcing changes over the last climatic cycle». Nature 329 (6138): 414. Bibcode:1987Natur.329..414G. doi:10.1038/329414a0. 
  13. «Climate and CO2 in the Atmosphere». Consultado el 10 de octubre de 2007. 
  14. Berner, Robert A.; Kothavala, Zavareth (2001). «GEOCARB III: A revised model of atmospheric CO2 over Phanerozoic Time» (PDF). American Journal of Science 301 (2): 182–204. doi:10.2475/ajs.301.2.182. Consultado el 15 de febrero de 2008. 
  15. van Gardingen, P.R.; Grace, J.; Jeffree, C.E.; Byari, S.H.; Miglietta, F.; Raschi, A.; Bettarini, I. (1997). «Long-term effects of enhanced CO2 concentrations on leaf gas exchange: research opportunities using CO2 springs». En Raschi, A.; Miglietta, F.; Tognetti, R.; van Gardingen, P.R. (Eds.). Plant responses to elevated CO2: Evidence from natural springs. Cambridge: Cambridge University Press. pp. 69–86. ISBN 0-521-58203-2. 
  16. Martini, M. (1997). «CO2 emissions in volcanic areas: case histories and hazards». En Raschi, A.; Miglietta, F.; Tognetti, R.; van Gardingen, P.R. (Eds.). Plant responses to elevated CO2: Evidence from natural springs. Cambridge: Cambridge University Press. pp. 69–86. ISBN 0-521-58203-2. 
  17. «Uso médico del CO2». Consultado el 14 de septiembre. 

Enlaces externos[editar]