Pojdi na vsebino

Ogljikov dioksid

Uredi povezave
Iz Wikipedije, proste enciklopedije
(Preusmerjeno s strani CO2)
Ogljikov dioksid
Imena
IUPAC ime
Ogljikov dioksid
Druga imena
ogljikov dvokis; suhi led (trdnina)
Identifikatorji
3D model (JSmol)
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.004.271
EC število
  • 204-696-9
Število E E290 (konzervansi)
RTECS število
  • FF6400000
UN število 1013
trdnina (suhi led): 1845
  • InChI=1/CO2/c2-1-3
  • C(=O)=O
Lastnosti
CO2
Molska masa 44.010 g/mol
Videz brezbarven plin, brez vonja
Gostota 1.562 g/mL (trdnina pri 1 atm and −78.5 °C)
0.770 g/mL (tekočina pri 56 atm in 20 °C)
1.977 g/L (plin at 1 atm in 0 °C)
Tališče 1.674 °C; 3.045 °F; 1.947 K
Vrelišče 1.893 °C; 3.439 °F; 2.166 K
1.45 g/L pri 25 °C, 100 kPa
Kislost (pKa) 6.35, 10.33
Lomni količnik (nD) 1.1120
Viskoznost 0.07 cP at −78 °C
Dipolni moment 0
Struktura
Oblika molekule linearna
Sorodne snovi
Drugi anioni ogljikov disulfid
Drugi kationi silicijev dioksid
germanijev dioksid
kositrov doksid
svinčev dioksid
Sorodne snovi ogljikova kislina
ogljikov disulfid
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za material v standardnem stanju pri 25 °C, 100 kPa).
Sklici infopolja

Ogljíkov díoksíd (zastarelo ogljikov dvokis) je pri standardnih pogojih plin s kemijsko formulo CO2. V majhni količini (0,03 %) je navzoč v Zemljinem ozračju, kjer deluje kot toplogredni plin. Ljudje ga veliko uporabljamo v vsakdanjem življenju

Ogljikov dioksid nastaja pri zgorevanju organskih snovi, če je na voljo zadostna količina kisika. Nastaja tudi pri celičnem dihanju, številni mikroorganizmi ga proizvajajo pri fermentaciji. Rastline porabljajo ogljikov dioksid pri fotosintezi, procesu, v katerem se ogljik in kisik porabljata za sintezo ogljikovih hidratov. Poleg tega rastline sproščajo kisik v ozračje, ki se nadalje porablja za dihanje heterotrofnih organizmov. Pomembno vlogo ima v ogljikovem ciklu.

Fizikalne in kemijske lastnosti

[uredi | uredi kodo]
Fazni diagram, ki prikazuje trojno in kritično točko ogljikovega dioksida

Ogljikov dioksid je brezbarven plin, ki ob vdihavanju v visokih koncentracijah (kar je povezano z nevarnostjo zadušitve) povzroči v ustih kisel okus, v nosu in grlu pa pekoč občutek. Oba pojava povzroča ogljikova kislina, ki nastaja ob raztapljanju ogljikovega dioksida v sluznici.

Gostota CO2 pri 298 K je 1,98 kg m−3, kar je približno 1,5-kratna vrednost gostote zraka. Molekula ogljikovega dioksida (O=C=O) vsebuje dve kovalentni vezi, je linearne oblike in nima električnega dipolnega momenta. Ker je povsem oksidirana, ogljikov dioksid ni zelo reaktiven in ni vnetljiv.

Pri temperaturi, nižji od -78 °C in atmosferskem tlaku ogljikov dioksid kondenzira v trdnino bele barve, imenovano suhi led. Kapljevinska oblika obstaja le pri tlaku, večjem od 5,1 bara (trojna točka je pri 216,55 K in 5,17·105 Pa), pri atmosferskem tlaku pa v procesu, imenovanem sublimacija, preide neposredno iz trdne v plinasto fazo. Nad kritično točko se ogljikov dioksid pojavi v obliki, ki jo imenujemo superkritični ogljikov dioksid.

Ogljikov dioksid je zelo dobro topen v vodi. Pri standardnih pogojih dana prostornina vode absorbira enako prostornino ogljikovega dioksida. Približno 1 % raztopljenega ogljikovega dioksida se pri tem pretvori v ogljikovo kislino, ta pa nadalje delno disociira in tvori bikarbonatne in karbonatne ione.

Ogljikov dioksid je zelo uporaben pri varjenju kot zaščitni plin.

.

Zgodovina človeškega razumevanja

[uredi | uredi kodo]
Kristalna struktura suhega ledu

Ogljikov dioksid je prvi izmed plinov, katerega so ljudje hitro prepoznali in ločili od zraka. V sedemnajstem stoletju je nizozemski kemik Jan Baptist van Helmont opazil,da je po gorenjo oglja,ostalo manj trde snovi. Po njegovem mnenju, pa naj bi se oglje med gorenjem spremenilo v nevidno snov,plin.

Lastnosti ogljikovega dioksida je začel preučevati že leta 1750 škotski znanstvenik Joseph Black. Ugotovil je, da nastane pri toplotni in kislinski obdelavi apnenca oziroma kalcijevega karbonata. Ugotovil je, da prisotnost ogljikovega dioksida ne omogoča gorenja ali dihanja. Raziskoval je ta pojav in ugotovil, da ogljikov dioksid proizvajajo tudi vsa živa bitja, od ljudi, rastlin in živali. Angleški kemik [[Joseph Priestley je leta 1772 objavil publikacijo z naslovom impregnacija vode. V publikaciji je opisal proces oziroma kaj se zgodi, če kapnemo žveplovo kislino na apnenec oziroma kalcijev karbonat. Poizkus je opravil v zaprti posodi, ko je stresal apnenec polit z vodo.[1] To lahko štejemo za iznajdbo sodavice.

Leta 1823 sta Humphry Davy in Michael Faraday prvič utekočinila ogljikov dioksid pri visokem tlaku.[2] Leta 1834 je Charles Thilorier z ohlajanjem in spremenjenim tlakom pripravil trdo obliko ogljikovega dioksida. Pri odprtju posode pod tlakom je ugotovil, da pri hitrem izparevanju tekočine iz ohlajenega ogljikovega dioksida nastanejo kristali podobni snežinkam.[3]

Proizvodnja

[uredi | uredi kodo]

Ogljikov dioksid se lahko pridobi z destilacijo zraka. vendar pa se tako lahko pridobi le male količine CO2. Ogljikov dioksid spada med reaktivne snovi. Vendar pa zelo dobro reagira s kislinami in kovinskimi karbonati. Tu lahko vidimo potek reakcije solne kisline in apnenca oziroma krede.

2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + H2CO3

Potem H2CO3 razpade na vodo in CO2. Pri takšnih reakcijah pa lahko opazimo penjenje. V industriji se velikokrat uporablja take reakcije za nevtralizacijo kislih spojin.

Pri pridobivanju apna,se pri segrevanju CaCO3 na temperaturi 850°, sprošča CO2.

CaCO3 → CaO + CO2

Pri zgorevanju fosilnih goriv, katera vsebujejo ogljik, kot so metan, zemeljski plin, bencin, plinsko olje, kerozin, propan, premog in les, nastajajo velike količine ogljikovega dioksida.

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O}}

Pri pridobivanju železa v plavžu se ob zgorevanju koksa sproščajo velike količine ogljikovega dioksida.[4]

Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

Tudi pri alkoholnem vrenju nastane ogljikov dioksid. podobna reakcija poteka tudi ob proizvodnji bioetanola.

C6H12O6 → 2 CO2 + 2 C2H5OH

Vsi aerobeni organizmi proizvajajo CO2 pri oksidaciji ogljikovih hidratov in maščobnih kislin. Rastline uporabljajo CO2 in vodo pri postopeku fotosinteze.

nCO2 + nH2O →CH2n + nO2

Carbon dioxide is soluble in water, in which it spontaneously interconverts betwen CO2 and H
2CO
3 (carbonic acid). The relative concentrations of CO
2, H
2CO
3, and the deprotonated forms HCO−
3 (bicarbonate) and CO2−
3(carbonate) depend on the pH. In neutral or slightly alkaline water (pH > 6.5), the bicarbonate form predominates (>50 %) becoming the most prevalent (>95 %) at the pH of seawater, while in very alkaline water (pH > 10.4) the predominant (>50 %) form is carbonate. The bicarbonate and carbonate forms are very soluble, such that air-equilibrated ocean water (mildly alkaline with typical pH = 8.2 – 8.5) contains about 120 mg of bicarbonate per liter.

Industrial production

[uredi | uredi kodo]

Industrial carbon dioxide is produced mainly from six processes:[5]

  1. From combustion of fossil fuels and wood;
  2. As a by-product of hydrogen production plants, where methane is converted to CO2;
  3. As a by-product of fermentation of sugar in the brewing of beer, whisky and other alcoholic beverages;
  4. From thermal decomposition of limestone, CaCO
    3    , in the manufacture of lime, CaO;
  5. As a by-product of sodium phosphate manufacture;
  6. Directly from natural carbon dioxide springs, where it is produced by the action of acidified water on limestone or dolomite.

Uporaba

[uredi | uredi kodo]
ogljikov dioksid v osvežilni pijači.

Ogljikov dioksid se uporablja v prehranjevalni, kemični industriji in petrokemiji. Najdemo ga v mnogih izdelkih, pri katerih je potrebno za njihovo shranjevanje uporabiti pritisk plina. Je negorljiv, poceni in preide v tekočo obliko pri sobni temperaturi pri tlaku 60 bar, kar tudi omogoča, da ga uporabi več kot bi se ga lahko. Uporablja se tudi za hitro izhlapevanje tekočine ogljikovega dioksida se uporablja za razstreljevanje v rudnikih premoga. Visoka koncentracija ogljikovega dioksida pa se lahko uporablja za uničevanje škodljivcev.

Pijače

[uredi | uredi kodo]

Ogljikov dioksid se uporablja za izdelavo brezalkoholnih pijač in sodavice. S pomočjo naravne fermentacije nastaneta vino in pivo. Pri proizvodnji alkoholni pijač, pa se danes zaradi kakovosti in hitrosti priprave uporablja umetno vrenje, tako imenovano dodajanje kvasovk. Za serviranje točenega piva, pa se še vedno uporabljajo aluminijasti zaboji kjer se ogljikov dioksid uporablja kot potisni plin.

Hrana

[uredi | uredi kodo]

Nekdaj popularni bonboni "pokalice" so narejeni z ogljikovim dioksidom pod določenim tlakom. V ustih se pričnejo topiti in takrat slišimo uhajanje in pokanje mehurčkov ogljikovega dioksida.

Kvas povzroča nastanek ogljikovega dioksida kateri omogoča fermentacijo sladkorja, kar omogoči, da testo vzhaja. Tudi pecilni prašek in soda ob primerni temperaturi in PH vrednosti proizvajata ogljikov dioksid, kateri tudi omogoča fermentacijo sladkorja.

Pnevmatski sistemi (pnevmatike pri avtomobilu)

[uredi | uredi kodo]

Ogljikov dioksid je eden izmed najbolj pogostih stisnjenih plinov v pnevmatskih sistemih. Uporablja se ga tudi kot polnilo pnevmatik na vozilih.

Gasilni aparati

[uredi | uredi kodo]

Ogljikov dioksid se uporablja tudi kot sredstvo za gašenje. Z njim je možno gasiti tudi ogenj,kateri je nastal na električni napeljavi. Prav tako se veliko uporablja kot gasilno sredstvo v fiksnih protipožarnih sistemih za lokalno uporabo posebnih nevarnosti in skupno. Mednarodna pomorska organizacija za standardizacijo, je sistem ogljikovodikovega dioksida za gašenje,priznala za protipožarno zaščito ladij in strojnice. Gašenje z ogljikovim dioksidom,pa je v zaprtih prostorih lahko tudi nevarno.Od leta 1975 je bilo zabeleženih 72 smrtnih žrtev in 145 poškodb.

Varjenje

[uredi | uredi kodo]

ogljikov dioksid uporabljamo tudi za varjenje. Spoji kateri nastanejo pri varjenju z ogljikovim dioksidom so slabše kvalitete, ker s časoma postanejo krhki zaradi nastanka ogljikove kisline. Uporablja se za varjenje zato ker je cenejši kot sta kot argon ali helij.

Odstranjevanje kofeina

[uredi | uredi kodo]

Tekoči ogljikov dioksid je dobro topilo za veliko organskih spojin in se uporablja za odstranjevanje kofeina iz kave.

Farmacevtski in kemijski izdelki

[uredi | uredi kodo]

Ogljikov dioksid so pričeli uporabljati zaradi netoksičnosti v farmaciji in kemični industriji kot alternativo tradicionalnim topilom. V kemični industriji se ogljikov dioksid uporablja za proizvodnjo sečnine, karbonatov in bikarbonatov.

Reference

[uredi | uredi kodo]
  1. ↑ Priestley, Joseph; Hey, Wm (1772). »Observations on Different Kinds of Air«. Philosophical Transactions. 62: 147–264. doi:10.1098/rstl.1772.0021. ISSN 0261-0523.
  2. ↑ Davy, Humphry (1823). »On the Application of Liquids Formed by the Condensation of Gases as Mechanical Agents«. Philosophical Transactions (PDF). 113: 199–205. doi:10.1098/rstl.1823.0020. {{navedi časopis}}: |format= potrebuje |url= (pomoč)
  3. ↑ Duane, H.D. Roller; Thilorier, M. (1952). »Thilorier and the First Solidification of a "Permanent" Gas (1835)«. Isis. 43 (2): 109–113. doi:10.1086/349402.
  4. ↑ Strassburger, Julius (1969). Blast Furnace Theory and Practice. New York: American Institute of Mining, Metallurgical, and Petroleum Engineers.
  5. ↑ Pierantozzi, Ronald (2001). »Carbon Dioxide«. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. Wiley. doi:10.1002/0471238961.0301180216090518.a01.pub2.

Glej tudi

[uredi | uredi kodo]
Pridobljeno iz »https://sl.wikipedia.org/w/index.php?title=Ogljikov_dioksid&oldid=6272331«