Oglekļa dioksīds

Bioloģiskā loma

Oglekļa dioksīds ir galaprodukts organismos, kas iegūst enerģiju, sadalot cukurus, taukus un aminoskābes ar skābekli, kā daļu no vielmaiņas procesa. Šo procesu sauc par šūnu elpošanu. Tas attiecas uz visiem augiem, dzīvniekiem, daudzām sēnēm un dažām baktērijām. Augstākajiem dzīvniekiem oglekļa dioksīds ar asinīm no organisma audiem nonāk plaušās, kur to izelpo. Augi uzņem oglekļa dioksīdu no atmosfēras, lai to izmantotu fotosintēzē.

Sausais ledus

Sausais ledus jeb cietais oglekļa dioksīds ir _CO2 gāze cietā stāvoklī, kas ir zemāka par -109,3 °F (-78,5°C). Sausais ledus dabā uz Zemes nav sastopams, bet ir cilvēka radīts. Tas ir bezkrāsains. Cilvēki sauso ledu izmanto, lai padarītu lietas aukstas, kā arī, lai dzērienus padarītu gāzētus, nogalinātu zilenīšus un sasaldētu kārpas. Sausā ledus tvaiki izraisa nosmakšanu un galu galā nāvi. Izmantojot sauso ledu, ieteicams ievērot piesardzību un sniegt profesionālu palīdzību.

Parastā spiedienā tas no cietas vielas nepārtop šķidrumā, bet gan tieši no cietas vielas pārvēršas gāzē. To sauc par sublimāciju. Tas tieši pāriet no cietas vielas uz gāzi jebkurā temperatūrā, kas ir augstāka par ļoti zemu temperatūru. Sausais ledus sublimējas normālā gaisa temperatūrā. Sausais ledus, kas pakļauts normāla gaisa iedarbībai, izdala oglekļa dioksīda gāzi, kurai nav krāsas. Oglekļa dioksīdu var sašķidrināt pie spiediena virs 5,1 atmosfēras.

Oglekļa dioksīda gāze, kas izdalās no sausā ledus, ir tik auksta, ka, sajaucoties ar gaisu, tā atdzesē gaisā esošos ūdens tvaikus, veidojot miglu, kas izskatās kā biezi balti dūmi. To bieži izmanto teātrī, lai radītu miglas vai dūmu iespaidu.

Sausais ledus, ieliekot ūdenī

Izolēšana un ražošana

Ķīmiķi var iegūt oglekļa dioksīdu no gaisa dzesēšanas. Viņi to sauc par gaisa destilāciju. Šī metode ir neefektīva, jo, lai iegūtu nelielu daudzumu CO2, ir jāatdzesē liels gaisa daudzums. Ķīmiķi oglekļa dioksīda atdalīšanai var izmantot arī vairākas dažādas ķīmiskas reakcijas. Oglekļa dioksīds rodas reakcijās starp lielāko daļu skābju un lielāko daļu metālu karbonātu. Piemēram, reakcijā starp sālsskābi un kalcija karbonātu (kaļķakmeni vai krītu) rodas oglekļa dioksīds:

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}}}. }

Ogļskābe (_H2CO3) sadalās līdz ūdenim un _CO2. Šādas reakcijas izraisa putēšanu vai burbuļošanu, vai arī abas. Rūpniecībā šādas reakcijas daudzkārt izmanto, lai neitralizētu skābes atkritumu plūsmas.

Plaši izmantojamu ķimikāliju - dzēstās kaļķakmeni (CaO) - var iegūt, karsējot kaļķakmeni aptuveni 850 °C temperatūrā. Šajā reakcijā rodas arī _CO2:

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

Oglekļa dioksīds rodas arī sadegot visiem oglekli saturošiem kurināmajiem, piemēram, metānam (dabasgāzei), naftas destilātiem (benzīnam, dīzeļdegvielai, petrolejai, propānam), oglēm vai koksnei. Vairumā gadījumu izdalās arī ūdens. Piemēram, ķīmiskā reakcija starp metānu un skābekli ir šāda:

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} }

Oglekļa dioksīds tiek ražots tērauda rūpnīcās. Dzelzs tiek reducēta no tās oksīdiem ar koksu domnu krāsnī, iegūstot čugunu un oglekļa dioksīdu:

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}}}. }

Raugs metabolizē cukuru, lai ražotu oglekļa dioksīdu un etanolu, kas pazīstams arī kā alkohols, vīnu, alus un citu stipro alkoholisko dzērienu ražošanā, kā arī bioetanola ražošanā:

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

Visi aerobie organismi ražo CO
_2, oksidējot ogļhidrātus, taukskābes un olbaltumvielas šūnu mitohondrijos. Lielais iesaistīto reakciju skaits ir ārkārtīgi sarežģīts un nav viegli aprakstāms. (Tās ietver šūnu elpošanu, anaerobo elpošanu un fotosintēzi). Fotoautotrofi (t. i., augi, cianobaktērijas) izmanto citu reakciju: Augi absorbē CO
₂ no gaisa un kopā ar ūdeni reaģē, veidojot ogļhidrātus:

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}}} }

Oglekļa dioksīds šķīst ūdenī, kurā tas spontāni pārvēršas par _CO2 un H
_2CO
3 (ogļskābi). Relatīvā koncentrācija CO
₂, H
_2CO
3 un deprotonēto formu HCO-
₃ (bikarbonāts) un ^CO2-
₃ (karbonāta) koncentrācijas ir atkarīgas no skābuma (pH). Neitrālā vai nedaudz sārmainā ūdenī (pH > 6,5) dominē bikarbonāta forma (> 50 %), kas kļūst par visizplatītāko (> 95 %) jūras ūdens pH, savukārt ļoti sārmainā ūdenī (pH > 10,4) dominējošā (> 50 %) forma ir karbonāts. Bikarbonāta un karbonāta formas ir ļoti labi šķīstošas. Tādējādi ar gaisu līdzsvarots okeāna ūdens (viegli sārmains ar tipisku pH = 8,2-8,5) satur aptuveni 120 mg bikarbonāta litrā.

Rūpnieciskā ražošana

Rūpnieciskais oglekļa dioksīds galvenokārt rodas sešos procesos:

• Uztverot dabiskos oglekļa dioksīda avotus, kur tas rodas, paskābinātam ūdenim iedarbojoties uz kaļķakmeni vai dolomītu.
• Kā blakusprodukts ūdeņraža ražošanas iekārtās, kur metāns tiek pārvērsts _CO2;
• No fosilā kurināmā vai koksnes sadedzināšanas;
• Kā cukura fermentācijas blakusprodukts alus, viskija un citu alkoholisko dzērienu darīšanā;
• No kaļķakmens termiskās sadalīšanās, CaCO
  ₃, ražojot kaļķi (kalcija oksīdu, CaO);

Ķīmiskā reakcija

Oglekļa dioksīdu var radīt ar vienkāršu ķīmisku reakciju:

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

ogleklis + skābeklis → oglekļa dioksīds