Dióxido de carbono

«CO2» redirige aquí. Para la serie animada francesa, véase Co2 (serie de televisión).

El dióxido de carbono (fórmula química CO₂) es un compuesto de carbono y oxígeno que existe como gas incoloro en condiciones de temperatura y presión estándar (TPS). Esta íntimamente relacionado con el efecto invernadero.

Dióxido de carbono
General
Otros nombres	Óxido de carbono (IV) Anhídrido carbónico Gas carbónico
Fórmula semidesarrollada	CO2
Fórmula estructural
Fórmula molecular	CO2
Identificadores
Número CAS	124-38-9^[1]​
Número RTECS	FF6400000
ChEBI	16526
ChEMBL	CHEMBL1231871
ChemSpider	274
DrugBank	09157
PubChem	280
UNII	142M471B3J
KEGG	C00011 D00004, C00011
InChI InChI=InChI=1S/CO2/c2-1-3 Key: CURLTUGMZLYLDI-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Apariencia	Gas incoloro
Densidad	1,976 kg/m³; 0,001976 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
ΔfH^0gas	-393,52 kJ/mol
S^0gas, 1 bar	213,79 J·mol^–1·K
Peligrosidad
NFPA 704	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 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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Antes de las normas de la IUPAC de 2005, era también conocido como anhídrido carbónico. Este compuesto químico está compuesto de un átomo de carbono unido con enlaces covalentes dobles a dos átomos de oxígeno. El CO₂ existe naturalmente en la atmósfera de la Tierra como gas traza en una fracción molar de alrededor de 400 ppm.^[2]​ La concentración actual es de alrededor 0,04 % (410 ppm) en volumen, un 45 % mayor a los niveles preindustriales de 280 ppm. Fuentes naturales incluyen volcanes, aguas termales, géiseres 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, glaciares y mares. Está presente en yacimientos de petróleo y gas natural.^[3]​

El CO₂ atmosférico es la principal fuente de carbono para la vida en la Tierra y su concentración preindustrial 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 aerobios. 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.

Respiración celular (mitocondrial):

$${\displaystyle {\ce {C6H12O6 + 6O2 -> 6H2O + 6CO2 + 38ATP}}}$$

Es un material industrial versátil usado, por ejemplo, como un gas inerte en soldadura y extintores 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 bebidas 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 formando ácido carbónico^[6]​. Según otros estudios esto no es así o es irrelevante.^[7]​

Descubrimiento

 

Estructura cristalina del hielo seco

El dióxido de carbono fue uno de los primeros gases en ser descritos como una sustancia distinta del aire respirable. 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 incoloro que llamó "aire fijo". Observó que el aire fijo era más denso que el aire atmosférico y que no sustentaba la llama de una combustión 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 orgánicamente 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

Estudios científicos han determinado que el contenido atmosférico del CO₂ ha variado a través de las edades. En efecto, el el periodo devónico se produjo una elevada concentración de CO₂ atmosférico por sobre los 3000 ppm y se verificó^[8]​ una extinción masiva hace 400 millones de años y por otro lado en el periodo jurásico (hace 150 millones de años) los niveles superaron los 1700 ppm en esa era contra los 290-390 ppm del reciente periodo industrial, la alta presencia se ha relacionado con un intenso vulcanismo y una alta temperatura ambiente en esos periodos.^[9]​ ^[10]​

Artículos principales: Dióxido de carbono atmosférico y Ciclo del carbono.

 

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 (2018) con una concentración de 407,8 partes por millón en volumen.^[11]​ 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 que 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^[12]​ 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 aumento de la concentración atmosférica de CO₂ cercana al 43 % desde el comienzo de la era de la industrialización.^[13]​ 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 los cerca de 29 mil millones de toneladas por año de CO₂ emitido por las actividades humanas.^[14]​ Hasta el 40 % de los gases emitidos por algunos volcanes en erupción subaérea es dióxido de carbono.^[15]​

 

Incremento anual del CO₂ atmosférico: en la década de 1960 el incremento fue el 37 % del aumento promedio 2000–2007.^[16]​

Efecto invernadero

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.^[17]​ 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.^[18]​^[19]​

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 para matar insectos y animales pequeños. Después del amanecer el gas se dispersa por convección durante el día.^[20]​ Las altas emisiones de CO₂ al aire —producidas por la perturbación del agua profunda del lago, saturada con CO₂— se cree que causaron 37 muertes en el Lago Monoun (Camerún) en 1984 y 1700 víctimas en el lago Nyos (Camerún) en 1986.^[21]​

Véase también: Ciclo del carbono

El dióxido de carbono en el entorno espacial

 

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

El dióxido de carbono también está presente en otros planetas del sistema solar.

En el Sistema Solar, hay dos ejemplos cercanos de planetas rocosos con atmósfera de dióxido de carbono:

• Venus con un 96,5 % de dióxido de carbono que 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.^[22]​
• Marte, su tenue atmósfera contienen más de un 95,3 % de este compuesto en forma gaseosa y debido a sus bajas temperaturas está presente como un sólido en sus casquetes polares. En el caso de Marte, no presenta efecto invernadero ya que su tenue atmósfera con una vaga presión atmosférica quizás podría impedir la sustentación hidrodinámica de nubosidades de este gas, no obstante, su presencia es muy elevada (95,3 %).^[23]​

Uso industrial

 

Burbujas de dióxido de carbono en una bebida

 

Perdigones de «hielo seco»

Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno encontrado en ese espacio, e impidiendo que se genere una combustión.

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.

Se utiliza en invernaderos y cultivos interiores para aumentar el CO₂ del ambiente mediante combustión (propano o gas natural) o inyección de CO₂ líquido puro y conseguir un aumento de la cosecha.^[24]​

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 dióxido de carbono para experimentación

El dióxido de carbono es un producto secundario no deseado en muchos procesos químicos a gran escala, como la oxidación selectiva de hidrocarburos a oxigenados. El dióxido de carbono es el producto termodinámicamente favorecido en cada reacción de oxidación. Por lo tanto, el reto en el desarrollo de estos procesos es encontrar un catalizador adecuado y condiciones de proceso que permitan la producción del producto diana termodinámicamente menos favorecido y minimice la producción de dióxido de carbono.^[25]​^[26]​^[27]​^[28]​

Uso médico del dióxido de carbono

• Como agente de insuflación en cirugías laparoscópicas.
• Como agente de contraste en radiología de vasos sanguíneos.
• En láser de CO₂.
• Como agente para ventilación mecánica en cirugías.
• En tratamiento de heridas craneales y úlceras agudas y crónicas.
• En tratamientos estéticos.
• En tratamiento de problemas circulatorios.^[29]​

Fuente de oxígeno

El rover Perseverancia llevó a Marte un módulo denominado Mars Oxygen ISRU Experiment – MOXIE (Experimento ISRU de Oxígeno en Marte), un dispositivo cuyo fin es producir oxígeno a partir de la atmósfera de Marte, la cual está compuesta por dióxido de carbono. Investigador principal: Michael Hecht, Instituto Tecnológico de Massachusetts, Cambridge, Massachusetts.^[30]​ Esta tecnología basada en la electrolisis podría ser considerada en el futuro para mantener la vida humana o hacer combustible de cohete para misiones de retorno.^[31]​ El MOXIE logró producir oxígeno a partir de CO₂ atmosférico marciano a pequeña escala.^[32]​ A continuación se muestra la reacción neta:

2CO
2 ${\displaystyle \longrightarrow }$  2CO + O
2

Detección y cuantificación

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

• Alcalosis respiratoria
• Acidosis respiratoria
• pCO₂

Referencias

1. Número CAS
2. 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. . Energy Institute. Archivado desde el original el 26 de junio de 2012. 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." . Washington, DC: The National Academies Press, 2010. 1. Also published in print by National Academic Press.
7. «CO2 Coalition | Learn the facts about the vital role that CO2 plays in our environment». co2coalition.org (en inglés estadounidense). Consultado el 10 de julio de 2020. 
8. [1]
9. [2]
10. [3]
11. «La concentración de gases de efecto invernadero en la atmósfera alcanza un nuevo récord». Organización Meteorológica Mundial. 25 de noviembre de 2019. Consultado el 27 de noviembre de 2019. 
12. 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. 
13. «After two large annual gains, rate of atmospheric CO₂ increase returns to average». NOAA News Online, Story 2412. 31 de marzo de 2005. 
14. «Global Warming Frequently Asked Questions - NOAA Climate.gov». 
15. Sigurdsson, Haraldur; Houghton, B. F. (2000). Encyclopedia of volcanoes. San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-643140-X. 
16. 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.)
17. 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. 
18. «Climate and CO₂ in the Atmosphere». Consultado el 10 de octubre de 2007. 
19. 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. 
20. 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.), ed. Plant responses to elevated CO₂: Evidence from natural springs. Cambridge: Cambridge University Press. pp. 69-86. ISBN 0-521-58203-2. 
21. Martini, M. (1997). «CO₂ emissions in volcanic areas: case histories and hazards». En Raschi, A.; Miglietta, F.; Tognetti, R.; van Gardingen, P.R. (Eds.), ed. Plant responses to elevated CO₂: Evidence from natural springs. Cambridge: Cambridge University Press. pp. 69-86. ISBN 0-521-58203-2. 
22. [4]
23. [5]
24. «Carbon Dioxide In Greenhouses». www.omafra.gov.on.ca. Consultado el 24 de agosto de 2020. 
25. Kinetic studies of propane oxidation on Mo and V based mixed oxide catalysts. Tese de doctorado. (en inglés). 2011. Consultado el 2016. 
26. . Journal of Catalysis 311: 369-385. Archivado desde el original el 15 de febrero de 2016. Consultado el 2016. 
27. «Multifunctionality of Crystalline MoV(TeNb) M1 Oxide Catalysts in Selective Oxidation of Propane and Benzyl Alcohol. ACS Catalysis». ACS Catalysis (en inglés) 3 (6): 1103-1113. 
28. . Journal of Catalysis (en inglés) 285 (48-60). 2012. Archivado desde el original el 30 de octubre de 2016. 
29. «Uso médico del CO₂». Consultado el 14 de septiembre. 
30. Borenstein, Seth (31 de julio de 2014). . AP News (en inglés). Archivado desde el original el 8 de agosto de 2014. Consultado el 18 de mayo de 2015. 
31. Webb, Jonathan (1 de agosto de 2014). «Mars 2020 rover will pave the way for future manned missions». BBC News (en inglés). Consultado el 18 de mayo de 2015. 
32. MOXIE_MARS

Enlaces externos

•   Wikimedia Commons alberga una galería multimedia sobre Dióxido de carbono.
• Directiva 1999/94 CE sobre CO₂ y
• Properties. 22-03-2012.

•   Datos: Q1997
•   Multimedia: Carbon dioxide