Il diossido di carbonio, noto anche come biossido di carbonio o anidride carbonica, (formula: CO2) è un ossido del carbonio formato da un atomo di carbonio legato da due doppi legami a due atomi di ossigeno. A temperatura ambiente si presenta come un gas incolore e di odore e sapore aciduli. È naturalmente presente in atmosfera, nell'idrosfera e nella biosfera.
L'attuale concentrazione atmosferica di anidride carbonica si aggira attorno a 0,04% (424 ppm) ed è cresciuta rispetto al livello pre-industriale, in cui era stabile a circa 0,03% (280 ppm). Questo rapido aumento atmosferico di anidride carbonica è ascrivibile dunque alle attività umane. Tra le attività più inquinanti sono riconosciute: la produzione di energia elettrica dalla combustione di gas naturale, metano o carbone e il trasporto dalla combustione di combustibili fossili. L'abbondanza di anidride carbonica allo stato gassoso, surriscalda l'atmosfera attraverso un fenomeno chiamato "effetto serra". Secondo questo modello, la radiazione elettromagnetica proveniente dal Sole, genererebbe un calore maggiore rispetto a quello uscente dalla Terra, surriscaldando il pianeta gradualmente. La CO2, assieme ad altri gas serra, sarebbe responsabile dell'abbassamento della quantità di questo calore uscente.
Nell'idrosfera la CO2 è in parte disciolta in acqua con una solubilità di 1,48 g/L in condizioni standard. In questo senso, gli oceani, i mari, i laghi, i fiumi e le acque sotterranee possono essere considerate dei serbatoi di anidride carbonica, che la sequestrano dall'atmosfera. L'abbondanza di CO2 disciolta nelle acque però, ne cambia il pH, generando squilibri per le forme di vita.
Nella biosfera, l'anidride carbonica interagisce con qualsiasi essere vivente. Per gli organismi autotrofi la CO2 è la molecola di costruzione della materia organica: la fotosintesi clorofilliana usa CO2, H2O e energia solare per produrre materia organica e ossigeno. Per gli organismi eterotrofi la CO2 è la molecola di scarto del metabolismo: la respirazione cellulare usa materia organica e ossigeno per produrre CO2 e H2O.
A −78 °C e a pressione atmosferica l'anidride carbonica allo stato gassoso brina allo stato solido in un composto comunemente chiamato ghiaccio secco. La CO2 allo stato liquido non può esistere a pressione atmosferica, ma esiste se la si pone sotto 31,1 °C e con una pressione di oltre 5 atmosfere.
Storia L'anidride carbonica fu scoperta nel 1638 dal chimico belga Jean Baptiste van Helmont mentre bruciava del carbone in un recipiente. Quando vide che la massa della cenere risultante era di molto inferiore a quella del carbone originale, ipotizzò che il resto del carbone si fosse trasformato in una sostanza invisibile che chiamò "gas" o, talvolta, "gas silvestre". Fu il primo gas ad essere scoperto e Van Helmont ne osservò la formazione durante processi di combustione e fermentazione.
Le proprietà dell'anidride carbonica furono ulteriormente studiate nel 1750 dal chimico britannico Joseph Black. Egli dimostrò che alcuni sali alcalini, come il carbonato di calcio o quello di sodio, potevano produrre un gas quando riscaldati o trattati con acidi. Tale gas fu da lui definito "aria fissa" a causa del fatto che era contenuto, fissato, all'interno della struttura cristallina del calcare. Osservò, inoltre, che quell'aria era più densa dell'aria atmosferica e non supportava la combustione di una fiamma. Determinò anche i valori del calore latente e del calore specifico.
Nel 1772 il chimico inglese Joseph Priestley pubblicò un articolo intitolato Impregnating Water with Fixed Air (Impregnare acqua con aria fissa) in cui descriveva un processo di dissoluzione dell'anidride carbonica in acqua, ottenendo così per la prima volta, l'acqua gassata. Nel 1781 Antoine-Laurent de Lavoisier, attraverso la combustione del carbonio con l'ossigeno, poté dedurre la composizione chimica di questo gas.
L'anidride carbonica fu liquefatta per la prima volta nel 1823 da Humphry Davy e Michael Faraday, applicando ad un contenitore elevate pressioni. Nel tentativo di ottenerla liquida a pressione atmosferica, l'inventore francese Adrien-Jean-Pierre Thilorier, nel 1835, abbassò la temperatura fino a −78 °C ottenendo così direttamente la forma solida. Si scoprì dunque che l'anidride carbonica brina a −78 °C, passando dalla sua forma gassosa a quella solida, o viceversa sublima passando da quella solida a quella gassosa.
Nel 1866 Thaddeus Lowe mise a punto un ciclo frigorifero ad anidride carbonica, utilizzato per la produzione di ghiaccio.
L'aumento dell'effetto serra imputabile alla produzione umana di anidride carbonica fu sottolineato già nel 1896 da Svante Arrhenius, che mise in relazione la concentrazione di anidride carbonica con la temperatura dell'atmosfera. Tale relazione fu chiarita maggiormente da molti studi successivi. L'Organizzazione Mondiale della Meteorologia (OMM) ha evidenziato un costante aumento della concentrazione di anidride carbonica nell'atmosfera, dal valore di 280 ppm prima della seconda rivoluzione industriale fino al valore attuale di 418 ppm, mai raggiunto prima negli ultimi anni. Analogamente si è registrato un forte incremento delle temperature medie.
Nell'odierna nomenclatura IUPAC, la locuzione "anidride carbonica" è obsoleta: il termine "anidride" designa una specifica classe di composti organici ai quali l'anidride carbonica non appartiene, essendo un composto inorganico. Dunque si preferisce il nome "diossido di carbonio", anche se ormai il termine anidride carbonica è radicato nell'uso comune.
Caratteristiche chimico-fisiche Struttura e caratteristiche fisiche Una molecola di diossido di carbonio è formata da un atomo di carbonio legato covalentemente a due atomi di ossigeno attraverso due doppi legami. L'atomo di carbonio ha numero di ossidazione +4, si trova quindi al suo massimo stato di ossidazione possibile, mentre i due atomi di ossigeno hanno numero di ossidazione −2: la molecola non ha cariche globali ed è elettricamente neutra.
La geometria della molecola è lineare e dunque presenta una distribuzione di elettroni non uniforme, con una parziale carica negativa su entrambi gli ossigeni e una positiva sul carbonio. Data però la sua simmetria rispetto all'atomo di carbonio, la CO2 non presenta momento di dipolo elettrico. La lunghezza dei doppi legami C=O è di 116,3 pm, più corta della lunghezza del doppio legame C=O presente in altri gruppi funzionali come i carbonili.
Come molecola triatomica lineare, la CO2 ha quattro modalità vibrazionali che entrano in risonanza con le radiazioni elettromagnetiche:
Stiramento simmetrico: i due atomi di ossigeno si allontanano e si avvicinano all'atomo di carbonio in maniera sincrona e simmetrica lungo l'asse di legame. Questa modalità di vibrazione non genera un momento di dipolo e dunque la molecola rimane apolare, rimanendo invisibile alla spettroscopia IR, ma venendo rilevata dalla spettroscopia Raman ad una lunghezza d'onda di 7,2 µm. Stiramento antisimmetrico: i due atomi di ossigeno si allontanano e si avvicinano all'atomo di carbonio in maniera asincrona e asimmetrica ma sempre lungo l'asse di legame. Questa vibrazione genera momento di dipolo e rende la CO2 visibile nello spettro infrarosso ad una lunghezza d'onda di 4,25 µm. Flessione degenere: i due atomi di ossigeno e quello di carbonio flettono i loro legami lungo assi casuali diversi da quello di legame. Questa vibrazione rende la CO2 visibile all'IR ad una lunghezza d'onda di 15 µm. Flessione perpendicolare all'asse della molecola: i due atomi di ossigeno e quello di carbonio flettono i loro legami lungo l'asse perpendicolare a quello della molecola. Anche questa vibrazione rende la molecola visibile all'osservazione IR a 15 µm.
Date queste modalità di vibrazione, si può osservare uno spettro di assorbimento della radiazione elettromagnetica relativo alla CO2 con picchi a 4,25 µm e a 15 µm, entrambe lunghezze d'onda che ricadono nello spettro infrarosso. Quando un fotone con queste caratteristiche viene assorbito dalla CO2 questa vibra con maggiore intensità e l'energia in eccesso viene dissipata in calore. Per questo motivo lo spettro IR viene utilizzato per rilevare le temperature delle superfici e, sempre per questo motivo la CO2 è definito gas serra.
A temperatura e pressione ambiente il diossido di carbonio è un gas incolore ed inodore. La sua densità a temperatura e pressione ambiente è superiore di 1,5 volte a quella dell'aria e tende quindi a stratificarsi sul fondo degli ambienti chiusi e non ventilati. All'abbassarsi della temperatura, il primo passaggio di stato che avviene è il brinamento da gas a solido. A −78,2 °C infatti, la CO2 gassosa brina in un solido comunemente chiamato "ghiaccio secco". Viceversa avviene la sublimazione del ghiaccio secco in CO2 gassosa.
Lo stato liquido viene raggiunto solo se si applicano più di 5,2 atmosfere di pressione e temperature inferiori a 31,1 °C. Se alle elevate pressioni (come quelle usate per ottenere CO2 liquida) si applicano temperature inferiori, a −56,6 °C si raggiunge il punto triplo, ossia un momento in cui coesistono lo stato solido, liquido e aeriforme nello stesso momento. Quando si applicano 72,8 atm e 30,9 °C, si arriva al punto critico, un momento in cui lo stato liquido e aeriforme si mescolano in un fluido chiamato "anidride carbonica supercritica".
Raffreddando la CO2 a pressioni di oltre atm, si ottiene un solido amorfo simil-vetroso chiamato "carbonia", il quale sublima in forma gassosa non appena viene rilasciata la pressione.
Reattività All'aumentare della concentrazione, la CO2 gassosa non rimane inodore ed insapore. Ad alte concentrazioni, reagendo parzialmente con l'acqua delle mucose del naso e della bocca, produce acido carbonico. Dunque respirare un'atmosfera particolarmente ricca di CO2 produce un odore e un sapore acre ed acidulo, oltre che un senso di irritazione delle vie aeree superiori.
La reazione che compie con l'acqua è formalmente una solvatazione, il cui equilibrio è spostato verso la formazione dell'acido carbonico in quanto questo si dissocia con facilità in ioni carbonato (HCO3− e CO32−) i quali vengono poi sequestrati dagli ioni calcio, sodio e potassio in soluzione a formare carbonato di calcio, carbonato di sodio, bicarbonato di sodio ecc. CO2 + H2O <=> H2CO3 <=> HCO3- + H+ <=> CO3^2- + 2H+
HCO3- + Na+ -> NaHCO3
CO3^2- + Ca^2+ -> CaCO3
CO3^2- + 2Na+ -> Na2CO3 A temperature superiori ai 1700 °C, il diossido di carbonio si converte parzialmente in monossido di carbonio e ossigeno: 2CO2 ->[Temperatura] 2CO + O2 La riduzione della CO2 a CO è un processo molto lento e generalmente difficile, ma può accadere: CO2 + 2e- + 2H+ -> CO + H2O Gli organismi autotrofi la utilizzano per costruire la materia organica attraverso la fotosintesi clorofilliana. Gli organismi eterotrofi la producono di scarto attraverso la respirazione cellulare. nCO2 + nH2O <=> (CH2O)n + nO2 Chimicamente, il diossido di carbonio è un reagente elettrofilo. Reagisce con i reattivi di Grignard e con altri composti organometallici a dare i corrispondenti acidi carbossilici in una reazione chiamata carbonizzazione. CO2 + R-Mg-X -> R-COOH + Mg-X Reagisce inoltre con il fenolo nella reazione di Kolbe a dare l'acido 2-idrossibenzoico, ossia l'acido salicilico, il precursore dell'aspirina.
Abbondanza sulla Terra La CO2 è parte integrante del ciclo del carbonio, un ciclo biogeochimico in cui il carbonio viene scambiato tra l'atmosfera, l'idrosfera, la litosfera e la biosfera. In questo contesto, il carbonio non è sempre sotto forma di CO2, ma lo si può ritrovare come metano (CH4), come ioni carbonato (HCO3− e CO32−), come molecole organiche (glucosio, cellulosa, ecc.) o anche come macromolecole biologiche (acidi nucleici, glucidi, proteine e lipidi).
Atmosfera Concentrazione passata