Kuldioxid

Biologisk rolle

Kuldioxid er et slutprodukt i organismer, der får energi fra nedbrydning af sukker, fedtstoffer og aminosyrer med ilt som en del af deres stofskifte. Det er en proces, der er kendt som celleånding. Dette omfatter alle planter, dyr, mange svampe og nogle bakterier. Hos højere dyr transporteres kuldioxiden i blodet fra kroppens væv til lungerne, hvor den udåndes. Planter optager kuldioxid fra atmosfæren til brug i fotosyntesen.

Tøris

Tøris, eller fast kuldioxid, er ₂CO-gasens faste tilstand under -78,5 °C (-109,3 °F). Tøris forekommer ikke naturligt på jorden, men er menneskeskabt. Den er farveløs. Folk bruger tøris til at gøre ting kolde, til at gøre drikkevarer brusende, til at dræbe gopler og til at fryse vorter. Dampen fra tøris forårsager kvælning og i sidste ende døden. Forsigtighed og professionel hjælp anbefales, når tøris anvendes.

Ved normalt tryk smelter det ikke fra fast stof til væske, men overgår direkte fra fast stof til gas. Dette kaldes sublimering. Det vil overgå direkte fra fast stof til gas ved enhver temperatur, der er højere end ekstremt kolde temperaturer. Tøris sublimerer ved normal lufttemperatur. Tøris, der udsættes for normal luft, afgiver kuldioxidgas, der ikke har nogen farve. Kuldioxid kan blive flydende ved et tryk på over 5,1 atmosfærer.

Kuldioxid, der kommer fra tøris, er så koldt, at når det blandes med luft, afkøler det vanddampen i luften til tåge, der ligner en tyk hvid røg. Det bruges ofte i teatret til at skabe et udseende af tåge eller røg.

Tøris, når den lægges i vand

Isolering og produktion

Kemikere kan få kuldioxid ud af køle luft. De kalder dette luftdestillation. Denne metode er ineffektiv, fordi en stor mængde luft skal nedkøles for at udvinde en lille mængde CO2. Kemikere kan også bruge flere forskellige kemiske reaktioner til at udskille kuldioxid. Kuldioxid dannes ved reaktioner mellem de fleste syrer og de fleste metalkarbonater. F.eks. dannes der kuldioxid ved reaktionen mellem saltsyre og calciumcarbonat (kalksten eller kridt):

2 H C l + C a C O 3 ⟶ C a C l 2 + H 2 C O 3 {\displaystyle \mathrm {2\ HCl+CaCO_{3}\longrightarrow CaCl_{2}+H_{2}CO_{3}}} }

Kulsyre (H ₂CO₃ ) nedbrydes derefter til vand og CO₂ . Sådanne reaktioner forårsager skumdannelse eller bobler eller begge dele. I industrien anvendes sådanne reaktioner mange gange til at neutralisere affaldssyrer.

Brændt kalk (CaO), et kemikalie med udbredt anvendelse, kan fremstilles ved opvarmning af kalksten til ca. 850 °C. Ved denne reaktion fremstilles også CO₂:

C a C O 3 ⟶ C a O + C O 2 {\displaystyle \mathrm {CaCO_{3}\longrightarrow CaO+CO_{2}}} }

Kuldioxid dannes også ved forbrænding af alle kulstofholdige brændstoffer, f.eks. metan (naturgas), petroleumsdestillater (benzin, diesel, petroleum, petroleum, propan), kul og træ. I de fleste tilfælde frigøres der også vand. Den kemiske reaktion mellem metan og ilt er f.eks:

C H 4 + 2 O 2 ⟶ C O 2 + 2 H 2 O {\displaystyle \mathrm {CH_{4}+2\ O_{2}\longrightarrow CO_{2}+2\ H_{2}O} }

Kuldioxid fremstilles på stålværker. Jern reduceres fra sine oxider med koks i en højovn, hvorved der produceres råjern og kuldioxid:

F e 2 O 3 + 3 C O ⟶ 2 F e + 3 C O 2 {\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+3\ CO\longrightarrow 2\ Fe+3\ CO_{2}} }

Gær omsætter sukker til kuldioxid og ethanol, også kendt som alkohol, i produktionen af vin, øl og anden spiritus, men også i produktionen af bioethanol:

C 6 H 12 O 6 ⟶ 2 C O 2 + 2 C 2 H 5 O H H {\displaystyle \mathrm {C_{6}H_{12}O_{6}\longrightarrow 2\ CO_{2}+2\ C_{2}H_{5}OH} }

Alle aerobe organismer producerer CO
₂ når de oxiderer kulhydrater, fedtsyrer og proteiner i cellernes mitokondrier. Det store antal reaktioner, der er involveret, er overordentlig komplekse og ikke lette at beskrive. (De omfatter cellulær respiration, anaerob respiration og fotosyntese). Photoautotrofer (dvs. planter, cyanobakterier) anvender en anden reaktion: Planter absorberer CO
₂ fra luften, og sammen med vand reagerer de med det til kulhydrater:

n C O 2 + n H 2 O ⟶ ( C H 2 O ) n + n O 2 {\displaystyle \mathrm {nCO_{2}+nH_{2}O\longrightarrow (CH_{2}O)n+nO_{2}}} }

Kuldioxid er opløseligt i vand, hvor det spontant omdannes mellem CO₂og H
₂CO
₃ (kulsyre). De relative koncentrationer af CO
₂, H
₂CO
₃og de deprotonerede former HCO⁻
₃ (bicarbonat) og CO²⁻
₃ (carbonat) afhænger af surhedsgraden (pH). I neutralt eller svagt alkalisk vand (pH > 6,5) dominerer bikarbonatformen (> 50 %) og bliver den mest fremherskende (> 95 %) ved havvandets pH, mens den fremherskende form (> 50 %) i meget alkalisk vand (pH > 10,4) er karbonat. Bikarbonat- og carbonatformerne er meget opløselige. Luftudlignet havvand (let alkalisk med typisk pH = 8,2-8,5) indeholder således ca. 120 mg bicarbonat pr. liter.

Industriel produktion

Industriel kuldioxid produceres hovedsageligt fra seks processer:

• Ved at opsamle naturlige kuldioxidkilder, hvor den dannes ved at forsuret vand virker på kalksten eller dolomit.
• Som et biprodukt fra brintproduktionsanlæg, hvor metan omdannes til CO ₂;
• Fra forbrænding af fossilt brændsel eller træ;
• Som et biprodukt fra gæring af sukker ved brygning af øl, whisky og andre alkoholholdige drikkevarer;
• Fra termisk nedbrydning af kalksten, CaCO
  ₃, ved fremstilling af kalk (calciumoxid, CaO);

Kemisk reaktion

Kuldioxid kan dannes ved en simpel kemisk reaktion:

C + O 2 ⟶ C O 2 {\displaystyle \mathrm {C+O_{2}\longrightarrow CO_{2}} }

kulstof + ilt → kuldioxid