Le dioxyde de carbone, communément appelé gaz carbonique ou anhydride carbonique, est un composé chimique composé d'un atome de carbone et de deux atomes d'oxygène et dont la formule brute est : CO2. C'est donc un oxyde de carbone.
Cette molécule linéaire a pour formule développée : O=C=O.
Dans les conditions normales de température et de pression, le dioxyde de carbone est un gaz incolore, inodore et à la saveur piquante.
Il est présent dans l'atmosphère dans une proportion approximativement égale à 0,0375 % en volume, au début du 21e siècle soit 375 ppmv (parties par million en volume). En 2009, cette proportion atteint 386 ppm[9].
Il est produit notamment lors de la fermentation aérobie ou de la combustion de composés organiques, et lors de la respiration des animaux ainsi que des végétaux. Pour ces derniers, la photosynthèse absorbe beaucoup plus de CO2 que leur respiration n’en produit.
Solubilité aqueuse
Le CO2 se dissout dans l’eau et forme avec elle de l’acide carbonique (H2CO3). Il est aussi liposoluble.
L’acide carbonique n’est que modérément stable et il se décompose facilement en H2O et CO2. En revanche, lorsque le dioxyde de carbone se dissout dans une solution aqueuse basique (soude, potasse...), la base déprotone l’acide carbonique pour former un ion hydrogénocarbonate (HCO3–), aussi appelé ion bicarbonate, puis un ion carbonate (CO32–). C'est ainsi que la solubilité du CO2 est considérablement augmentée.
Par exemple, une solution aqueuse saturée de carbonate de potassium (K2CO3) a une concentration de 112 % (en masse) en carbonate à 20 °C.
C'est ainsi que le calcaire se dissout dans l'eau, dans la plage de pH dans laquelle l'hydrogénocarbonate acide est stable, en produisant une solution d'hydrogénocarbonate(s) (de calcium et de magnésium...). Il est donc susceptible de précipiter lorsque le CO2 dissous est dégazé, comme dans la formation des stalagmites et des stalactites. Ainsi, en présence de CO2, le calcaire a une solubilité suivant celle des gaz (qui diminue avec la température) et non de celle des solides (qui augmente avec la température).
En 1772, le chimiste anglais Joseph Priestley publia un ouvrage intitulé Impregnating Water with Fixed Air dans lequel il décrivit un processus consistant à verser de l'acide sulfurique (ou « huile de vitriol » comme on la nommait à cette époque) sur de la craie afin de produire du dioxyde de carbone, puis forçant le gaz à se dissoudre dans un bol d'eau. Il vint en fait d'« inventer » l'eau gazeuse[13]. Le procédé est ensuite repris par Johann Jacob Schweppe qui fonda, en 1790, à Londres une usine de production de soda connue sous le nom de Schweppes.
En 1781, le chimiste français Antoine Lavoisier mit en évidence le fait que ce gaz est le produit de la combustion du carbone avec le dioxygène.
Le dioxyde de carbone fut liquéfié pour la première fois en 1823 par Humphry Davy et Michael Faraday[14]. La première description du dioxyde de carbone en phase solide fut écrite par Charles Thilorier, qui en 1834 ouvrit un container pressurisé de gaz carbonique liquéfié et découvrit que le refroidissement produit par la rapide évaporation du liquide générait de la « neige » de CO2[15],[16].
Utilisations
Sous forme gazeuse
Le CO2 a beaucoup d’utilisations, dont :
L'air contient aujourd'hui environ 0,04 % de CO2. À partir d'une certaine concentration dans l'air, ce gaz s'avère dangereux voire mortel. La valeur limite d'exposition est de 3 % sur une durée de 15 minutes. Cette valeur ne doit jamais être dépassée. Au-delà, les effets sur la santé sont d'autant plus graves que la teneur en CO2 augmente. Ainsi, à 2 % de CO2 dans l’air, l'amplitude respiratoire augmente. À 4 %, la fréquence respiratoire s'accélère. À 10 %, peuvent apparaître des troubles visuels, des tremblements et des sueurs. À 15 %, c'est la perte de connaissance brutale. À 25 %, un arrêt respiratoire entraîne le décès.
Acide sulfurique :
L'acide sulfurique (anciennement appelé huile de vitriol ou vitriol) est un composé chimique corrosif de formule H2SO4.
C'est un acide minéral fort (au contraire des acides organiques) miscible à l'eau en toutes proportions. Il est par exemple très présent dans l'atmosphère de Vénus. C'est aussi un des constituants les plus fréquents des pluies acides.
Dans le domaine industriel au XXIe siècle, l'acide sulfurique constitue l'acide le
plus important aussi bien du point de vue des quantités produites que de la diversité de ses utilisations.
L'acide sulfurique est également utilisé pour la régulation du pH des piscines, c'est le « pH moins liquide » (acide sulfurique à 40% ~ 45%).
L'étymologie du nom semble venir de vitriolum, issu de vitrum (« verre »), en raison de son apparence vitreuse.
Combinaison avec de l'eau
La réaction d'hydratation de l'acide sulfurique dégage beaucoup de chaleur : elle peut même conduire à faire bouillir l'eau dans laquelle l'acide sulfurique est versé, voire provoquer des explosions avec projection de liquide (un peu comme lorsqu'on jette de l'eau dans de l'huile bouillante).
Comme l'hydratation de l'acide sulfurique est thermodynamiquement favorable, l'acide sulfurique est un excellent agent de déshydratation, et s'emploie pour préparer de nombreux fruits secs.
L'affinité de l'acide sulfurique pour l'eau est telle qu'il est capable de déshydrater un grand nombre de composés. Par exemple, un mélange de glucose (C6H12O6) et d'acide sulfurique concentré produit du carbone ainsi que de l'eau.
Autres combinaisons
Comme tous les acides forts, l'acide sulfurique réagit vivement avec de nombreux produits organiques, les métaux en poudre, les carbures, les chlorates, les chromates, les nitrates, les permanganates, les fulminates, le fluosilicium et le bronze en poudre de façon très exothermique. La réaction peut être explosive.
L'acide sulfurique concentré réagit violemment avec les bases fortes anhydres ou en solutions concentrées.
Les principaux métaux usuels sont attaqués avec dégagement de dihydrogène. L'acide dilué attaque le zinc, le fer, le cuivre et certaines fontes, mais pas le plomb. L'acide sulfurique concentré n'a pas d'action sur le fer, l'acier et la fonte à froid, mais, à chaud, presque tous les métaux usuels réagissent, y compris certaines fontes.
Au XVe siècle, de l'acide sulfurique fut obtenu en distillant du sulfate ferreux hydraté, ou vitriol de fer, avec du sable.
Au XIXe siècle, Justus von Liebig découvrit que l'acide sulfurique répandu dans le sol augmentait la quantité de phosphore disponible pour les plantes.
Berkeley Pit est une fosse massive remplie d'eau chargée d'acide sulfurique et de métaux lourds à des taux très dangereux, à cause d'une ancienne mine fermée en 1982. En 1995, on y trouva 342 oies mortes après leur atterrissage sur l'eau toxique.
Fabrication
La préparation industrielle de l'acide sulfurique se fait selon deux procédés : celui dit « de contact », qui est le plus utilisé, et le procédé dit « des chambres de plomb ».
Le procédé de contact consiste à oxyder de l'anhydride sulfureux en anhydride sulfurique en présence d'un catalyseur (jadis platine, aujourd'hui composé de vanadium). L'anhydride sulfurique ainsi formé est ensuite absorbé dans une solution d'acide sulfurique qui ruisselle dans des tours dites « tours d'absorption ». Lorsque cette solution est suffisamment concentrée, elle est recueillie et stockée.
Le procédé des chambres de plomb, dans sa version la plus moderne (procédé Petersen), s'effectue par une réaction entre du dioxyde de soufre, de l'eau et de l'oxygène, qui se combinent pour donner l'acide sulfurique. Cette réaction est catalysée par des oxydes d'azote continuellement recyclés.
Le procédé des chambres de plomb, dû à John Roebuck en 1746, fournit un acide sulfurique moins concentré et contenant plus d'impuretés, plutôt destiné à la fabrication des superphosphates.
À partir de l'acide sulfurique, on peut préparer des sels neutres contenant le groupe sulfate SO42-, et des sels acides contenant le groupe hydrogénosulfate HSO4-.
Sécurité
L'acide concentré et l'oléum réagissent avec l'eau en dégageant une grande quantité de chaleur. C'est pour cela qu'en milieu industriel, une dilution d'acide se fait toujours sous refroidissement. Il en est de même au contact avec la peau ce qui peut provoquer de graves brûlures. Il faut verser l'acide dans l'eau et non l'inverse : notamment parce que la densité de l'eau est moindre que celle de l'acide sulfurique, la faisant ainsi flotter au-dessus de l'acide et l'eau en plus grande quantité au départ de la dilution sert a dissiper la chaleur. Dans l'autre sens, l'exothermie peut faire bouillir subitement l'eau versée sur l'acide, ce qui cause des projections d'eau et d'acide très dangereuses.
L'inhalation de fumées et brouillards d'acide peut causer des lésions à long terme. La règlementation américaine et française limite à 1 mg·m-3 la concentration moyenne admissible pendant un poste de travail. L'acide sulfurique est ininflammable, mais à des concentrations inférieures à 75%, il réagit avec l'acier carbone et d'autres métaux en dégageant du dihydrogène.
Les épandages d'acide sulfurique peuvent être dilués avec une grande quantité d'eau, tandis que ceux d'oléum seront de préférence traités par un absorbant solide (argile).
L'acide sulfurique réagit avec des sulfures en libérant du sulfure d'hydrogène gazeux très toxique.
En France, l'acide sulfurique fait l'objet de la fiche INRS n°30.
Un superphosphate est un engrais minéral phosphaté obtenu par attaque chimique d'un phosphate naturel par un acide, acide sulfurique, ou acide phosphorique. Les superphosphates renferment de l'acide phosphorique soluble dans l'eau, accompagné d'une partie soluble seulement dans le citrate, et même d'une certaine proportion insoluble.
La réaction chimique en jeu est :
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Selon la teneur en phosphore, on distingue le superphosphate normal ou simple, le superphoshate concentré ou double, et le superphosphate triple. Les superphosphates constituent la principale catégorie d'engrais phosphatés, et celle qui est le plus rapidement assimilée par les plantes. Ils donnent des résultats supérieurs, notamment au début de la végétation à cause surtout de la diffusion plus parfaite dans la couche arable, de l'acide phosphorique soluble, car l'important est de placer cet acide à la portée des racines.
Ils sont utilisables sur tous types de cultures et tous types de sols. Ils s'emploient à raison de 4 à 500 kilos à l'hectare. Les superphosphates simples apportent aussi du soufre, utile à certaines cultures. On les emploie souvent pour les fumures de fond, en association avec des engrais potassiques sous forme d'engrais binaires phospho-potassiques. On les utilise aussi, à titre prophylactique, pour assainir les litières.
Le soufre est un élément chimique de la famille des chalcogènes, de symbole S et de numéro atomique 16.
C'est un non-métal multivalent abondant, inodore, insipide, et insoluble dans l'eau. Le soufre est surtout connu sous la forme de cristaux jaunes et se trouve dans beaucoup de minéraux (sulfure et sulfate) et même sous forme native, particulièrement dans les régions volcaniques. L'essentiel du soufre exploité est cependant d'origine sédimentaire.
C'est un élément essentiel pour tous les êtres vivants, qui intervient dans la structure de plusieurs acides aminés et par conséquent dans de nombreuses protéines. Le soufre est principalement employé comme engrais (sulfates) et phytosanitaire fongicide (contre l'oïdium de la vigne) mais est également largement utilisé dans la poudre à canon, les laxatifs, les allumettes et les insecticides.
http://fr.wikipedia.org/wiki/Extinction_massive
Une autre théorie implique une variation de la chimiocline suite à un réchauffement global de la planète, lui-même induit par le dégagement important de dioxyde de carbone lors d'une phase de volcanisme intense. La chimiocline atteignant la surface de l'océan, de grandes quantités de sulfure d'hydrogène sont libérées dans l'atmosphère. Les nuages de ce gaz toxique peuvent tuer plantes et animaux soit directement, soit indirectement en détruisant la couche d'ozone. Ce serait ce processus qui serait à l'origine des extinctions de la fin du Permien et de la fin du Trias. Les biomarqueurs trouvés dans les sédiments de ces époques attestent que des bactéries consommatrices de sulfure d'hydrogène ont alors proliféré dans tous les océans.
Les bactéries sont ubiquitaires et sont présentes dans tous les types de biotopes rencontrés sur Terre. Elles peuvent être isolées du sol, des eaux douces, marines ou saumâtres, de l’air, des profondeurs océaniques, des déchets radioactifs[5], de la croûte terrestre, sur la peau et dans l’intestin des animaux. Il y a environ 40 millions de cellules bactériennes dans un gramme de sol et 1 million de cellules bactériennes dans un millilitre d’eau douce. On estime qu'il y aurait (à un instant donné) quatre à six quintillions (4 ×1030 à 6×1030), soit entre 4 et 6 mille milliards de milliards de milliards de bactéries dans le monde[6], représentant une grande partie de la biomasse du monde[6]. Cependant, un grand nombre de ces bactéries ne sont pas encore caractérisées car non cultivables en laboratoire[7]. Les bactéries ont une importance considérable dans les cycles biogéochimiques comme le cycle du carbone et la fixation de l’azote de l’atmosphère.
Chez l'Homme, il a été calculé que 1012 bactéries colonisent la peau, 1010 bactéries colonisent la bouche et 1014 bactéries habitent dans l'intestin, ce qui fait qu'il y a dix fois plus de cellules bactériennes que de cellules humaines dans le corps humain[8]. La plupart de ces bactéries sont inoffensives ou bénéfiques pour l’organisme. Il existe cependant de nombreuses espèces pathogènes à l'origine de beaucoup de maladies infectieuses comme le choléra, la syphilis, la peste, l’anthrax, la tuberculose. Le plus souvent, les maladies bactériennes mortelles sont les infections respiratoires: la tuberculose à elle seule tue environ 2 millions de personnes par an, principalement en Afrique subsaharienne[9]. Des bactéries peuvent entraîner des troubles respiratoires ou intestinaux alors que d’autres peuvent être responsables de l’infection d'une blessure. Les infections bactériennes peuvent être traitées grâce aux antibiotiques, qui le plus souvent inhibent une de leurs fonctions vitales (par exemple, la pénicilline bloque la synthèse de la paroi cellulaire).
Les bactéries peuvent être très utiles à l’Homme lors des processus de traitement des eaux usées, dans l’agroalimentaire lors de la fabrication des yaourts ou du fromage et dans la production industrielle de nombreux composés chimiques[10].
http://fr.wikipedia.org/wiki/Bact%C3%A9rie
Contamination environnementale, présence dans l'environnement
Le vanadium est très faiblement présent en solution dans l’océan (de 1 à 3 μg/L) ; par exemple 1,22 μg/L en moyenne dans l'eau du fond du Golfe du Saint-Laurent et 1,19 μg/L en Atlantique Nord ou de 1,2 à 1,8 μg/L en mer des Sargasses, 1,53 à 2,03 μg/L dans le Pacifique. Il a rarement été mesuré sur la frange littorale, mais quelques études ont trouvé des taux variant de 0,61 μg.l-1 à 7,1 μg.l-1 sur le littoral de la Mer Noire[5].
Dans l'air ou dans l'eau, il provient essentiellement des émissions volcaniques, de l'érosion des sols et roches ou de sources anthropiques telles que les effluents des usines produisant l'oxyde de titane qui en contiennent beaucoup (Ex : 317 t/an apporté par la Seine en Baie de Seine). Dans le monde, les fleuves en introduiraient ainsi 312 000 t/an dans l'océan[5].
La pollution de l'air par la combustion d'hydrocarbures en est une autre source (le pétrole brut Koweïtien ou d’Arabie saoudite en renferme de 29 à 60 mg par kg de pétrole, soit un apport de 12 000 à 24 000 t/an dont 10 à 15 % rejoignent la mer via les pluies. 53 % de tout le vanadium de l'air serait ainsi d'origine anthropique[5].
Le vanadium peut inhiber certaines réactions enzymatiques. La dose létale sur 9 jours pour la moule a été évaluée à 65 mg/Litre [5]. De nombreux organismes marins le concentrent (Les Tunicates (Urochordés) ont une concentration interne de vanadium jusqu'à un million de fois supérieure à celle de l'eau où ils vivent), mais souvent en l'inertant (seule une faible partie est assimilée, le reste étant fixé ou métabolisé et excrété).
L'iridium est un élément chimique de symbole Ir et de numéro atomique 77.
C'est un métal de transition de la famille des métaux du groupe du platine, très dur, lourd, cassant et d'aspect blanc argenté.
Il est utilisé dans les alliages à haute résistance et pouvant supporter de hautes températures. On le trouve dans la nature en alliage avec le platine ou l'osmium. Parmi les éléments connus, l'iridium est le plus résistant à la corrosion. De nature sidérophile, il est quasiment absent de la surface de la Terre mais pas des météorites métalliques, et la présence d'iridium à la limite des couches géologiques Crétacé-Tertiaire est un élément essentiel appuyant la théorie d'un impact météoritique (peut-être celui du cratère de Chicxulub) à l'origine de l'extinction du Crétacé, dont celle des dinosaures.
Le procédé de contact consiste à oxyder de l'anhydride sulfureux en anhydride sulfurique en présence d'un catalyseur (jadis platine, aujourd'hui composé de vanadium).(Confer ci-dessus)
http://fr.wikipedia.org/wiki/Iridium
La limite K-T, marquant la frontière temporelle entre les ères du secondaire (période du Crétacé) Crétacé et du Tertiaire (période du Paléogène) Tertiaire, a été identifiée par une fine strate d'argile riche en iridium. Selon beaucoup de scientifiques, tels que Luis et Walter Alvarez, cet iridium a une origine extraterrestre, apporté par un astéroïde ou une comète qui aurait frappé la Terre près de ce qui est maintenant la péninsule du Yucatan, au Mexique. Selon d’autres, tel que Dewey M. McLean du Virginia Polytechnic Institute, cet iridium a une origine volcanique. En effet le noyau terrestre en est riche, et le Piton de la Fournaise de la Réunion par exemple en relâche encore aujourd'hui.
L'iridium sous sa forme métallique n’est généralement pas toxique du fait de sa non-réactivité chimique, mais ses composés doivent être considérés comme hautement toxiques.
