Qfyilyi

Dioxyde de carbone
Structure du dioxyde de carbone.
Identification
Nom UICPA	dioxyde de carbone
Synonymes	gaz carbonique anhydride carbonique
No CAS	124-38-9
NoECHA	100.004.271
No EC	204-696-9
Code ATC	V03AN02
PubChem	280
ChEBI	16526
No E	E290
SMILES	C(=O)=O PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1S/CO2/c2-1-3 InChIKey : CURLTUGMZLYLDI-UHFFFAOYSA-N
Apparence	gaz comprimé liquéfié, incolore et inodore[1]
Propriétés chimiques
Formule brute	CO2  [Isomères]
Masse molaire[2]	44,0095 ± 0,0014 g/mol C 27,29 %, O 72,71 %,
Propriétés physiques
T° fusion	−78,48 °C (sublimation à 760 mmHg)[3]
T° ébullition	−56,6 °C (5,12 atm)[3]
Solubilité	dans l'eau à 20 °C : 88 ml/100 ml[1] sous 1 bar de CO2, soit 1,69 g/kg d'eau (3,35 g à 0 °C, 0,973 g à 40 °C et 0,576 g à 60 °C)[4]
Masse volumique	1,87 kg·m-3 (gaz à 15 °C 1,013 bar) plus dense que l'air équation[5] : ρ=2.768/0.26212(1+(1−T/304.21)0.2908){displaystyle rho =2.768/0.26212^{(1+(1-T/304.21)^{0.2908})}} Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 216,58 à 304,21 K. Valeurs calculées : 0,71354 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 216,58 -56,57 26,828 1,1807 222,42 -50,73 26,33541 1,15902 225,34 -47,81 26,08345 1,14793 228,26 -44,89 25,82729 1,13666 231,19 -41,97 25,56666 1,12519 234,11 -39,04 25,30127 1,11351 237,03 -36,12 25,0308 1,10161 239,95 -33,2 24,75489 1,08946 242,87 -30,28 24,47312 1,07706 245,79 -27,36 24,18504 1,06438 248,71 -24,44 23,89014 1,05141 251,63 -21,52 23,58782 1,0381 254,55 -18,6 23,27739 1,02444 257,47 -15,68 22,95809 1,01039 260,4 -12,76 22,62898 0,9959 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 263,32 -9,83 22,28898 0,98094 266,24 -6,91 21,93681 0,96544 269,16 -3,99 21,57091 0,94934 272,08 -1,07 21,18936 0,93254 275 1,85 20,78979 0,91496 277,92 4,77 20,36917 0,89645 280,84 7,69 19,92355 0,87684 283,76 10,61 19,4476 0,85589 286,68 13,53 18,93392 0,83328 289,61 16,46 18,37158 0,80853 292,53 19,38 17,74341 0,78089 295,45 22,3 17,01963 0,74903 298,37 25,22 16,13969 0,71031 301,29 28,14 14,93702 0,65738 304,21 31,06 10,560 0,46475
Pression de vapeur saturante	5 720 kPa (20 °C)[1] 569,1 mmHg (−82 °C) ; 104,2 mmHg (−100 °C) et 10,5 mmHg (−120 °C)[3] équation[5] : Pvs=exp(140.54+−4735T+(−21.268)×ln(T)+(4.0909E−2)×T1){displaystyle P_{vs}=exp(140.54+{frac {-4735}{T}}+(-21.268)times ln(T)+(4.0909E-2)times T^{1})} Pression en pascals et température en kelvins, de 216,58 à 304,21 K. Valeurs calculées : 6 447 890,53 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 216,58 -56,57 5,1867E5 222,42 -50,73 664 086,24 225,34 -47,81 747 226,81 228,26 -44,89 837 848,22 231,19 -41,97 936 353,81 234,11 -39,04 1 043 154,91 237,03 -36,12 1 158 671,36 239,95 -33,2 1 283 332,07 242,87 -30,28 1 417 575,74 245,79 -27,36 1 561 851,69 248,71 -24,44 1 716 620,73 251,63 -21,52 1 882 356,14 254,55 -18,6 2 059 544,8 257,47 -15,68 2 248 688,3 260,4 -12,76 2 450 304,21 T (K) T (°C) P (Pa) 263,32 -9,83 2 664 927,43 266,24 -6,91 2 893 111,53 269,16 -3,99 3 135 430,32 272,08 -1,07 3 392 479,34 275 1,85 3 664 877,53 277,92 4,77 3 953 268,94 280,84 7,69 4 258 324,53 283,76 10,61 4 580 744,03 286,68 13,53 4 921 257,93 289,61 16,46 5 280 629,47 292,53 19,38 5 659 656,84 295,45 22,3 6 059 175,35 298,37 25,22 6 480 059,81 301,29 28,14 6 923 226,91 304,21 31,06 7,3896E6
Viscosité dynamique	0,07 mPa·s à −78 °C
Point critique	31,3 °C ; 72,9 atm et 0,464 g·cm-3[3]
Point triple	−56,6 °C à 5,11 atm[3]
Conductivité thermique	3,840×10-5 cal·cm-1·s-1·K-1 à 20 °C
Vitesse du son	259 m·s-1 (0 °C,1 atm)[6]
Thermochimie
ΔfH0gaz	-393,52 kJ·mol-1[7]
Cp	équation[5] : CP=(−8.3043E6)+(104370)×T+(−433.33)×T2+(0.60052)×T3{displaystyle C_{P}=(-8.3043E6)+(104370)times T+(-433.33)times T^{2}+(0.60052)times T^{3}} Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 220 à 290 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) Cp (Jkmol×K){displaystyle ({tfrac {J}{kmoltimes K}})} Cp (Jkg×K){displaystyle ({tfrac {J}{kgtimes K}})} 220 -53,15 78 270 1 778 224 -49,15 81 313 1 848 227 -46,15 82 961 1 885 229 -44,15 83 810 1 904 231 -42,15 84 492 1 920 234 -39,15 85 268 1 937 236 -37,15 85 661 1 946 238 -35,15 85 989 1 954 241 -32,15 86 422 1 964 243 -30,15 86 712 1 970 245 -28,15 87 039 1 978 248 -25,15 87 658 1 992 250 -23,15 88 200 2 004 252 -21,15 88 878 2 019 255 -18,15 90 214 2 050 T (K) T (°C) Cp (Jkmol×K){displaystyle ({tfrac {J}{kmoltimes K}})} Cp (Jkg×K){displaystyle ({tfrac {J}{kgtimes K}})} 257 -16,15 91 359 2 076 259 -14,15 92 742 2 107 262 -11,15 95 324 2 166 264 -9,15 97 427 2 214 266 -7,15 99 867 2 269 269 -4,15 104 225 2 368 271 -2,15 107 637 2 446 273 -0,15 111 489 2 533 276 2,85 118 152 2 685 278 4,85 123 228 2 800 280 6,85 128 843 2 928 283 9,85 138 342 3 143 285 11,85 145 433 3 305 287 13,85 153 166 3 480 290 16,85 166 030 3 773 équation[8] : CP=(27.437)+(4.2315E−2)×T+(−1.9555E−5)×T2+(3.9968E−9)×T3+(−2.9872E−13)×T4{displaystyle C_{P}=(27.437)+(4.2315E-2)times T+(-1.9555E-5)times T^{2}+(3.9968E-9)times T^{3}+(-2.9872E-13)times T^{4}} Capacité thermique du gaz en J•mol-1•K-1 et température en kelvins, de 50 à 5 000 K. Valeurs calculées : 38,418 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp (Jkmol×K){displaystyle ({tfrac {J}{kmoltimes K}})} Cp (Jkg×K){displaystyle ({tfrac {J}{kgtimes K}})} 50 -223,15 29 504 670 380 106,85 40 906 929 545 271,85 45 311 1 030 710 436,85 48 978 1 113 875 601,85 51 993 1 181 1 040 766,85 54 440 1 237 1 205 931,85 56 396 1 281 1 370 1 096,85 57 931 1 316 1 535 1 261,85 59 112 1 343 1 700 1 426,85 60 000 1 363 1 865 1 591,85 60 651 1 378 2 030 1 756,85 61 114 1 389 2 195 1 921,85 61 436 1 396 2 360 2 086,85 61 655 1 401 2 525 2 251,85 61 807 1 404 T (K) T (°C) Cp (Jkmol×K){displaystyle ({tfrac {J}{kmoltimes K}})} Cp (Jkg×K){displaystyle ({tfrac {J}{kgtimes K}})} 2 690 2 416,85 61 919 1 407 2 855 2 581,85 62 017 1 409 3 020 2 746,85 62 117 1 411 3 185 2 911,85 62 234 1 414 3 350 3 076,85 62 375 1 417 3 515 3 241,85 62 543 1 421 3 680 3 406,85 62 735 1 425 3 845 3 571,85 62 943 1 430 4 010 3 736,85 63 152 1 435 4 175 3 901,85 63 346 1 439 4 340 4 066,85 63 499 1 443 4 505 4 231,85 63 581 1 445 4 670 4 396,85 63 560 1 444 4 835 4 561,85 63 393 1 440 5 000 4 726,85 63 037 1 432
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	13,773 ± 0,002 eV (gaz)[9]
Cristallographie
Classe cristalline ou groupe d’espace	P42/mnm
Paramètres de maille	a = 3,535 Å b = 3,535 Å c = 4,140 Å α = 90,00° β = 90,00° γ = 90,00°[10]
Volume	51,73 Å3[10]
Propriétés optiques
Indice de réfraction	n5890{displaystyle n_{589}^{0}} 1,00045 (1 atm)
Précautions
SGH[12]
Attention H280, P403, P410, H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de la chaleur P403 : Stocker dans un endroit bien ventilé. P410 : Protéger du rayonnement solaire.
SIMDUT[13]
A, A : Gaz comprimé température critique = 31,1 °C Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients
Transport
20    1013    Code Kemler : 20 : gaz asphyxiant ou qui ne présente pas de risque subsidiaire Numéro ONU : 1013 : DIOXYDE DE CARBONE Classe : 2.2 Étiquette : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); 22    2187    Code Kemler : 22 : gaz liquéfié réfrigéré, asphyxiant Numéro ONU : 2187 : DIOXYDE DE CARBONE LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe : 2.2 Étiquette : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); -    1845    Code Kemler : - Numéro ONU : 1845 : DIOXYDE DE CARBONE SOLIDE ; ou NEIGE CARBONIQUE Classe : 9 Étiquette : 9 : Matières et objets dangereux divers Emballage : Groupe d'emballage III : matières faiblement dangereuses. [11]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le dioxyde de carbone, aussi appelé gaz carbonique ou anhydride carbonique, est un composé inorganique dont la formule chimique est CO₂, la molécule ayant une structure linéaire de la forme O=C=O. Il se présente, sous les conditions normales de température et de pression, comme un gaz incolore, inodore, à la saveur piquante.

Le CO₂ est utilisé par l'anabolisme des végétaux pour produire de la biomasse à travers la photosynthèse, processus qui consiste à réduire le dioxyde de carbone par l'eau, grâce à l'énergie lumineuse reçue du soleil et captée par la chlorophylle, en libérant de l'oxygène pour produire des oses, et en premier lieu du glucose par le cycle de Calvin. Le CO₂ est libéré, à travers le cycle de Krebs, par le catabolisme des plantes, des animaux, des fungi (mycètes, ou champignons) et des micro-organismes. Ce catabolisme consiste notamment à oxyder les lipides et les glucides en eau et en dioxyde de carbone grâce à l'oxygène de l'air pour produire de l'énergie et du pouvoir réducteur, sous forme respectivement d'ATP et de NADH + H⁺. Le CO₂ est par conséquent un élément fondamental du cycle du carbone sur notre planète. Il est également produit par la combustion des énergies fossiles telles que le charbon, le gaz naturel et le pétrole, ainsi que par celle de toutes les matières organiques en général. C'est un sous-produit indésirable dans les processus industriels à grande échelle. Un exemple est la production d'acide acrylique qui est produite dans une quantité de plus de cinq millions de tonnes par an. Le défi dans le développement de ces procédés est de trouver un catalyseur et des conditions de procédé appropriés qui maximisent la formation du produit et minimisent la production de CO₂^{[14],[15],[16],[17]}. Des quantités significatives de CO₂ sont par ailleurs rejetées par les volcans et autres phénomènes géothermiques tels que les geysers.

En septembre 2016, l'atmosphère terrestre en contenait à une concentration de 401 ppmv (parties par million en volume), soit 0,0401 %^[18]. En 2009, cette concentration atteignait précisément 386 ppmv^[19], contre seulement 283,4 ppmv en 1839 d'après les carottes de glace prélevées dans la région du cap Poinsett dans l'Antarctique^[20], soit une augmentation globale d'environ 42 % en 177 ans^[21]. En 2017, avec 405 ppm, il a dépassé un taux jamais atteint depuis 800 000 ans^[22].

Le CO₂ est un gaz à effet de serre bien connu, transparent en lumière visible mais absorbant dans le domaine infrarouge, de sorte qu'il tend à bloquer la réémission vers l'espace de l'énergie thermique reçue au sol sous l'effet du rayonnement solaire ; il serait responsable de 26 % de l'effet de serre à l'œuvre dans notre atmosphère (la vapeur d'eau en assurant 60 %)^[23], où l'augmentation de sa concentration serait en partie responsable du réchauffement climatique constaté à l'échelle de notre planète depuis les dernières décennies du XX^e siècle. Par ailleurs, l'acidification des océans résultant de la dissolution du dioxyde de carbone atmosphérique pourrait compromettre la survie de nombreux organismes marins^[24] avant la fin du XXI^e siècle^[25], notamment tous ceux à exosquelette calcifié tels que les coraux^[26],[27] et les coquillages^[28], mais aussi de certains poissons^[29].

Caractéristiques physico-chimiques |

Diagramme de phase pression-température du dioxyde de carbone, montrant le point triple et le point critique.

À pression atmosphérique, il se sublime à −78,5 °C^[11] (passage de l'état solide à l'état gazeux), mais ne fond pas (passage de l'état solide à l'état liquide).

La phase liquide ne peut exister qu'à une pression minimale de 519 kPa (soit 5,12 atm), et dans un intervalle de température allant de −56,6 °C (point triple) à 31,1 °C au maximum à 7,38 MPa (soit 72,8 atm) (point critique).

Structure cristalline de la « glace sèche » : cubique à faces centrées.

Il existerait au moins cinq phases solides moléculaires (existant à « basse » pression, moins de 30 à 60 GPa) et trois phases solides polymériques (aux pressions plus élevées) du CO₂^[31] :

• phases moléculaires :
  
  
  
  • I : la « glace sèche », jusqu'à 800 K et 11-12 GPa
  
  
  • II : entre 400 et 5-600 K et une pression de 12 à environ 50 GPa
  
  
  • III : au-delà de 12 GPA et moins de 500 K
    
  
  
  • IV : au-delà de 11 GPa et plus de 500 K
    
  
  
  • VII : de 600 à 900 K (jusqu'à 1000 K en incluant la partie supercritique) et 11 à 20 GPa
  
  
  
  


• phases polymériques :
  
  
  
  • V : plus de 30 GPa et plus d'environ 1 300 K
    
  
  
  • VI : température comprise entre environ 500 K et 1 300 K et pression supérieure à de 30 (à 1300 K) à 50 GPa (à 500 K)
  
  
  • amorphe, à moins de 500 K et plus de 50 GPa
  
  
  
  

Solubilité aqueuse |

Le CO₂ se dissout dans l’eau et y forme de l’acide carbonique H₂CO₃ :
CO_{2 (aq)} + H₂O_(l)  ⇌{displaystyle rightleftharpoons }  H₂CO_{3 (aq)}, avec K_h = [H₂CO₃] / [CO₂] ≈ 1,70×10^-3 à 25 °C.

Il est également liposoluble (soluble dans les corps gras).

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 HCO^–
₃, aussi appelé ion bicarbonate, puis un ion carbonate CO^2–
₃. De cette façon, la solubilité du CO₂ est considérablement augmentée. Le carbonate de potassium K₂CO₃ a par exemple une solubilité de 1,12 kg/l d'eau 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. Le calcaire a ainsi, en présence de CO₂, une solubilité qui diminue quand la température augmente, à l'instar des gaz et au contraire de la plupart des solides (dont la solubilité augmente généralement avec la température).

Dans certaines conditions (haute pression + basse température) le CO₂ peut être piégé dans des cages d'eau dites clathrates^{[32],[33],[34]}. C'est un des moyens possibles de séparation industrielle du CO₂ contenu dans un gaz^[35] en pré- ou post-combustion^[36]. C'est aussi un des moyens envisagés de séquestration de CO₂ industrielle^[37],[38] ou de stockage géologique étudié, éventuellement corrélativement à la dessalinisation d'eau de mer^[39],[40] (il peut théoriquement même être substitué au méthane d'hydrate de méthane^{[Quoi ?]})^[41].

Évolution temporelle |

Évolution des teneurs connues de CO₂ de l'atmosphère terrestre. Pour rendre ces variations plus visibles, l'échelle temporelle n'est pas linéaire

La teneur en CO₂ à mi-hauteur de la troposphère (ici en juillet 2008, environ 8 000 m au-dessus du niveau des mers) est influencée par les émissions au sol et celles des avions, mais subit aussi les grands courants de circulation atmosphérique (source : NASA/Atmospheric Infrared Sounder).

Le dioxyde de carbone est l'un des premiers gaz (avec la vapeur d'eau) à avoir été décrit comme étant une substance distincte de l'air. Au XVII^e siècle, le chimiste et médecin flamand Jean-Baptiste Van Helmont observa qu'en brûlant du charbon de bois en vase clos, la masse des cendres résultantes est inférieure à celle du charbon. Son interprétation était que la masse manquante s'était transmutée en une substance invisible qu'il nomme « gas » ou spiritus sylvestre (« esprit sauvage »)^[42].

Les propriétés du dioxyde de carbone furent étudiées plus en détail dans les années 1750 par le chimiste et physicien écossais Joseph Black. Il découvrit qu'en chauffant ou en versant un acide sur du calcaire (roche composée de carbonate de calcium), il en résultait l'émission d'un gaz, qu'il nomma « air fixe », mettant à mal la théorie du phlogiston encore enseignée à cette époque. Il observa que celui-ci est plus dense que l'air et qu'il ne peut ni entretenir une flamme, ni la vie d'un animal. Black découvrit également que lorsque le dioxyde de carbone est introduit dans une solution calcaire (hydroxyde de calcium), il en résulte un précipité de carbonate de calcium. Il utilisa ce phénomène pour illustrer le fait que le dioxyde de carbone est produit par la respiration animale et la fermentation microbienne^[43].

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 venait d'« inventer » l'eau gazeuse^[44]. 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^[45]. La première description du dioxyde de carbone en phase solide fut écrite par Charles Thilorier (en), 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^[46],[47].

Utilisations |

Sous forme gazeuse |

Le CO₂ a de nombreuses utilisations, dont :

• l’extinction des feux : beaucoup de centres de données (salles de serveurs d’ordinateurs) ou de salles d'archives sont équipés d’un système qui, en cas d’incendie, remplit la salle de CO₂ ce qui a pour effet d’éteindre le feu ;


• composant pétillant dans les boissons gazeuses ;


• en aquariophilie et culture sous serre pour une meilleure croissance des plantes ;


• en emballages à atmosphère contrôlée comme élément neutralisant ;


• en distribution d’eau potable, associé au carbonate, pour relever la dureté de l'eau (TH) des eaux trop agressives ;


• solubilisation du calcaire dans les eaux dures (TH supérieur à 25 °F) ;


• les pompes à bière : en étant en contact avec la surface de la bière, il évite son oxydation et prolonge sa conservation, contrairement à un compresseur utilisant de l'air (ambiant) ;


• on se sert aussi parfois du CO₂ dans les grands abattoirs de porcs afin de les insensibiliser avant de les saigner ; il a été utilisé pour la conservation de la viande ;


• composant nécessaire au phénomène de photosynthèse qui permet aux végétaux de croître en transformant les matières inorganiques en matières organiques constituant ainsi leur bois^[48] ;


• fluide caloporteur dans certains types de réacteurs nucléaires tels que ceux de la filière UNGG en France ;


• il est utilisé de par sa diffusibilité (aptitude à se diffuser) pour la création du pneumopéritoine lors des cœlioscopies.

Sous forme liquide |

Sous forme liquide, il est utilisé comme :

• réfrigérant pour congeler certains aliments ;


• réfrigérant dans l’industrie électronique ;


• agent d’extinction dans les extincteurs dits « au dioxyde de carbone », on parle parfois de neige carbonique parce qu'une partie du CO₂ liquide se solidifie immédiatement à la sortie de l’extincteur en produisant une poudre blanche en mélange avec du dioxyde de carbone gazeux ;


• agent propulseur (et parfois également carbonatant) pour les boissons servies à la pression.

Quand il est utilisé comme fluide frigorigène, le CO₂ porte la dénomination de nomenclature industrielle « R744 ». Son utilisation comme fluide frigorigène tend à se démocratiser ces dernières années : il est considéré comme « frigorigène naturel », et son potentiel de réchauffement global est très faible comparé aux fluides frigorigènes « traditionnels ».

À pression atmosphérique, le dioxyde de carbone n’est jamais sous forme liquide. Il passe directement de la forme solide à la forme gazeuse (sublimation).

Sous forme solide |

Bâtonnets de glace carbonique se sublimant à l'air.

Le dioxyde de carbone sous forme solide a de nombreuses appellations : « glace carbonique », « neige carbonique », « Carboglace »^[49], « glace sèche ». Il est issu de la solidification du CO₂ liquide. On obtient de la neige carbonique qui est ensuite comprimée pour obtenir de la glace carbonique.

Dans sa phase solide, cette glace carbonique se sublime en ne laissant aucun résidu, avec une enthalpie de sublimation de 573 kJ·kg^-1[50] (soit 25,2 kJ·mol^-1), à −78,5 °C et à 1 atm. On lui a donc rapidement trouvé de multiples utilisations en tant que réfrigérant.

Il est commercialisé sous différentes présentations selon son usage :

• en granules (de la taille d'un grain de riz de 3 mm de diamètre) : essentiellement pour le nettoyage et le décapage cryogénique ;


• en bâtonnets (d'une longueur d'environ 16 mm) :
  
  
  
  • pour la conservation, le transport des produits sous température dirigée (produits pharmaceutiques, transport de surgelés, transport d'échantillons, etc.),
  
  
  • dans l'évènementiel : la glace carbonique dans l'eau forme un brouillard très dense qui glisse le long des parois du contenant ;
  
  
  
  


• pour la recherche fondamentale ou appliquée, par exemple :
  
  • en chimie, comme réfrigérant en mélange avec un solvant organique (le plus souvent l'acétone) afin de mieux conduire la chaleur, plus rarement comme réactif. Dans ce domaine, on utilise le terme de « Carboglace » en France, ou juste « carbo » dans le langage parlé, et jamais le terme « glace sèche » qui est par contre privilégié au Québec ;
  
  


• pour la vinification : il ralentit la fermentation et évite l'oxydation ;


• en plaquette ou en blocs :
  
  • pour le ravitaillement aérien (catering), les traiteurs, les pompes funèbres, etc. ;
  
  


• en pains :
  
  • pour faire du brouillard épais (effets spéciaux, cinéma, vidéo).
  
  

Le dioxyde de carbone solide est également présent sous forme de neige aux pôles de la planète Mars, où il couvre pendant l'hiver local les calottes glaciaires (composées d'eau très majoritairement) et leurs périphéries, ainsi que sous forme de givre carbonique à plus basse latitude, en fin de nuit au début des printemps locaux (photographies prises par les atterrisseurs Viking, le rover Sojourner, l’atterrisseur Phoenix, et de nombreuses images HRSC).

En phase supercritique |

Au-delà de son point critique, le dioxyde de carbone entre dans une phase appelée supercritique. La courbe d'équilibre liquide-gaz est interrompue au niveau du point critique, assurant à la phase supercritique un continuum des propriétés physico-chimiques sans changement de phase. C'est une phase aussi dense qu'un liquide mais assurant des propriétés de transport (viscosité, diffusion) proches de celles d'un gaz. Le dioxyde de carbone supercritique est utilisé comme solvant vert, les extraits étant exempts de trace de solvant.

Sous cette forme, il sert comme :

• agent d'extraction :
  
  
  
  • 
    décaféination du café,
  
  
  • élimination de la 2,4,6-trichloroanisole (TCA) des bouchons de liège traités au chlore (ou à l'hypochlorite) pour éviter de donner un goût bouchonné au vin après sa mise en bouteille,
  
  
  • extraction de composés chimiques ou biologiques,
  
  
  • purification de composés chimiques (phase mobile en chromatographie, notamment en SFC) ;
  
  
  
  


• agent de transport et de stockage lors de la séquestration géologique du dioxyde de carbone (dans de rares applications industrielles) ;


• agent de refroidissement pour permettre la micronisation de principes actifs.

Réactivité |

Le dioxyde de carbone est une molécule très stable, avec une enthalpie standard de formation de −393,52 kJ mol⁻¹. Le carbone présente une charge partielle positive, ce qui rend la molécule faiblement électrophile. Par exemple, un carbanion va pouvoir réaliser une addition nucléophile sur le CO₂ et former un acide carboxylique après hydrolyse. Par ailleurs, le CO₂ peut être utilisé pour former des carbonates organiques, par addition sur des époxydes.

Enfin, le CO₂ peut être réduit, par exemple en monoxyde de carbone par électrochimie avec un potentiel redox de −0,53 V par rapport à l'électrode standard à hydrogène^[51] ou par hydrogénation.

Toxicité |

L'air extérieur contient aujourd'hui^[Quand ?] environ 0,04 % de CO₂.

À partir d'une certaine concentration dans l'air, ce gaz s'avère dangereux voire mortel à cause du risque d'asphyxie ou d'acidose, bien que le CO₂ ne soit pas chimiquement toxique. La valeur limite d'exposition est de 3 % sur une durée de quinze minutes^[52]. 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.

L'inhalation de dioxyde de carbone concentré entraîne un blocage de la ventilation, parfois décrit comme une violente sensation d'étranglement, un souffle coupé, une détresse respiratoire ou encore une oppression thoracique, pouvant rapidement mener au décès si l'exposition est prolongée.

Des études signalent selon l'ANSES « des concentrations associées à des effets sanitaires intrinsèques du CO₂ (seuil à environ 10 000 ppm correspondant à l'apparition d'une acidose respiratoire (baisse du pH sanguin), premier effet critique du CO₂) ». Une acidose respiratoire peut survenir dès 1 % (10 000 ppm) de CO₂ dans l'air, s'il est respiré durant trente minutes ou plus par un adulte en bonne santé avec une charge physique modérée, et probablement plus tôt chez des individus vulnérables ou sensibles. Ces taux « sont supérieures aux valeurs limites réglementaire et/ou normative de qualité du renouvellement d'air en France et au niveau international, qui varient usuellement entre 1 000 et 1 500 ppm de CO₂ ». Une petite étude expérimentale (ayant concerné 22 adultes) a conclu à un effet du CO₂ sur la psychomotricité et la fonction intellectuelle (prise de décision, résolution de problèmes) dès de 1 000 ppm (étude de Satish et al., 2012), mais cette étude doit être confirmée par des travaux ayant une puissance statistique plus élevée^[53]. L'Anses note qu'il y a finalement peu d'études épidémiologiques sur ce polluant commun, dont sur d'éventuels effets CMR (cancérigènes, mutagènes et reprotoxiques)^[53].

Le dioxyde de carbone étant un gaz incolore et lourd s'accumulant en nappes, il est difficilement détectable par une personne non expérimentée.

Dans l'air intérieur |

Selon l'ANSES, en France, le taux de CO₂ dans l'air intérieur des bâtiments (lié à l'occupation humaine ou animale et à la présence d'installations de combustion), pondéré par le renouvellement de l'air, est « habituellement compris entre 350 et 2 500 ppm environ »^[53]. D'après les résultats de campagnes de mesures nationales réalisées dans les logements, les écoles, les crèches et les bureaux par l'Observatoire de la qualité de l'air intérieur (Oqai), le ministère chargé de l'Écologie et le CSTB, il n'y a pas de relations systématiques entre les taux de CO₂ et d'autres polluants.

Dans les logements |

Il n'est pas réglementé dans l'air du domicile ; mais il doit être mesuré en tant qu'indicateur de confinement et de la qualité du renouvellement de l'air dans certains lieux confinés, sur la base de normes dont l'ANSES estime qu'elles n'ont pas de bases sanitaires^[53].

Dans les bâtiments non résidentiels |

En France, le règlement sanitaire départemental (RSD) recommande de ne pas passer le seuil de 1 000 ppm (partie par million) « dans des conditions normales d'occupation », avec une tolérance à 1 300 ppm dans les lieux où il est interdit de fumer (« sans fondement sanitaire explicite de ces deux valeurs » selon l'Anses^[53].
Un décret du 5 janvier 2012 impose une surveillance de la qualité de l'air intérieur à certains établissements recevant du public sensible tel que les enfants ; il propose le calcul d'un indice de confinement dit « indice Icone » (proposé par le Centre scientifique et technique du bâtiment (CSTB) sur la base de la fréquence de dépassement des niveaux de CO₂ par rapport à deux seuils de 1 000 et 1 700 ppm dans les salles de classe^[53].

En milieu professionnel, la question de la sécurité et de la prévention liée aux risques d'intoxication au dioxyde de carbone est une préoccupation majeure pour limiter les risques d'accident du travail^[54]. Faute de données épidémiologiques, il n'a cependant pas été considéré comme pertinent en France comme indicateur de la qualité sanitaire de l'air intérieur par l'Anses qui ne prévoit pas de valeur guide de qualité d'air intérieur (VGAI) pour ce polluant^[53].
Dans de fortes concentrations approchant les 50 à 100 %, telles que celles retrouvées dans les nappes de dioxyde de carbone d'origine artificielle en milieu professionnel, il peut se produire un effet de sidération nerveuse et une perte de conscience immédiate, suivie d'une mort rapide en l'absence d'aide extérieure. Ces accidents présentent un risque élevé de suraccident, des témoins pouvant se précipiter au secours de la victime sans penser à leur propre sécurité et devenir eux aussi victimes de l'intoxication.

CO₂ dans l'atmosphère terrestre |

Augmentation annuelle de CO₂. En quarante ans, de 1960 à l'an 2000 (un peu plus d'une génération humaine), le taux moyen annuel de CO₂ a augmenté de 37 % (NOAA)^[55].

Évolution depuis 1958 du taux de CO₂ mesuré dans l'air à l'observatoire de Mauna Loa, dite courbe de Keeling.
La figure en encart détaille la chute saisonnière du CO₂ durant la saison de végétation (d'avril à octobre) et son élévation en automne/hiver de l'hémisphère nord (la végétation terrestre est plus importante dans l'hémisphère nord).

Comparaison des courbes de température, CO₂ et d'activité solaire.
La part anthropique du réchauffement semble augmenter depuis la révolution industrielle.
Légende et sources :
* bleu clair : CO₂ d'après les carottes de glace polaire, NOAA/ Law Dome^[56] ;
* bleu : CO₂ à Mauna Loa, NOAA/Mauna Loa^[57] ;
* rouge : température (°C), Unité de recherche climatique (Univ. East Anglia)^[58] ;
* orange : taches solaires, Solar Influences Data Analysis Center (SIDC)^[59].

Première courbe de reconstitution sur mille ans des températures passées à partir des carottes de glaces polaires. Cette courbe, reprise par le GIEC a été contestée par les climato-sceptiques jugeant qu'elle sous-estimait les taux de CO₂ des années 1920 ou antérieures, ou que les bulles piégées dans la glace ne sont pas assez représentatives des teneurs passées en gaz de l'air. D'autres travaux plus récents ont confirmé un profil de ce type^[60]. La rapidité d'augmentation de CO₂ depuis la révolution industrielle n'est pas contestée, et semble sans commune mesure avec ce qui est rétrospectivement observées pour les derniers millénaires (ici depuis la fin de la dernière glaciation).

Le dioxyde de carbone n'est normalement présent dans l'atmosphère terrestre qu'à l'état de traces. Il est mesuré via un indice, nommé « Annual Greenhouse Gas Index » (AGGI) depuis 1979 par un réseau d'une centaine de stations sur terre et en mer, disposées de l'Arctique au pôle Sud.

Depuis la révolution industrielle, en raison de la combustion constante de très grandes quantités de carbone fossile, alors que la régression des incendies, des forêts et des superficies végétalisées se poursuit, le taux de CO₂ dans l'air augmente régulièrement (actuellement : 405 ppm en volume^[61]. Ceci correspond à une masse totale de CO₂ atmosphérique d'environ 3,16 × 10¹⁵ kg (environ trois mille gigatonnes). L'année 1990 (qui correspond à un surplus d'environ 2,1 W/m² par rapport à 1980) est l'année de référence retenue pour le protocole de Kyoto (elle a donc un « indice AGGI » de 1)^[62],[63]. Un groupe de recherche spécifique sur le cycle du carbone et les gaz à effet de serre a été mis en place^[64].

À un instant t, la teneur en CO₂ diffère dans chaque hémisphère, avec dans chaque hémisphère des variations saisonnière régulières (cf. motif « en dents de scie » sur le graphique de droite, montrant une baisse de CO₂ en saison de végétation et une augmentation en hiver). Il existe aussi des variations régionales en particulier au niveau de la couche limite atmosphérique, c'est-à-dire dans les couches proches du sol.

Les taux de CO₂ sont généralement plus élevés dans les zones urbaines et dans les habitations (jusqu'à dix fois le niveau de fond).

Peu après la formation de la terre (bien avant l'apparition de la vie), alors que le soleil était presque deux fois moins « chaud », la pression initiale de CO₂ était environ 100 000 fois plus élevée qu'aujourd’hui (30 à 60 atmosphères de CO₂ (soit 3 000 000 à 6 000 000 pascals), soit 100 000 fois la quantité actuelle de CO₂ il y a environ 4,5 milliards d'années)^[65].

Puis la vie et la photosynthèse sont apparues, prélevant le CO₂ de l'atmosphère et de l'eau pour le transformer en roches carbonatées et en charbon, pétrole et gaz naturel, en grande partie enfouis dans les profondeurs de la terre^[65]. Le taux de CO₂ a néanmoins encore connu quelques pics de bien moindre importance (vingt fois plus élevée qu'aujourd'hui il y a environ un demi milliard d'années, mais le soleil était alors moins chaud qu'aujourd'hui (le rayonnement solaire croît avec le temps ; il a augmenté d'environ 40 % dans les quatre derniers milliards d'années)^[65]. Le taux de CO₂ a encore chuté de quatre-cinq fois durant le Jurassique, puis a diminué lentement, sauf, de manière accélérée durant un épisode géologiquement bref, dit « évènement Azolla » (il y a environ 49 millions d'années)^[66],[67].

Le volcanisme émet aussi du CO₂ (jusqu'à 40 % des gaz émis par certains volcans lors des éruptions subaériennes sont du dioxyde de carbone^[68]) et certaines sources chaudes en émettent aussi (par exemple sur le site italien de Bossoleto près de Rapolano Terme où dans une dépression en forme de cuvette d'environ 100 m de diamètre, par nuit calme, le taux de CO₂ peut grimper de 75 % en quelques heures, assez pour tuer les insectes et petits animaux. Mais la masse de gaz se réchauffe rapidement quand le site est ensoleillé et est alors dispersée par les courants de convection de l'air durant la journée^[69]. Localement des concentrations élevées de CO₂, produites par la perturbation de l'eau d'un lac profond saturé en CO₂ peuvent aussi tuer (exemple : 37 morts lors d'une éruption de CO₂ à partir du lac Monoun au Cameroun en 1984 et 1 700 victimes autour du lac Nyos (Cameroun également) en 1986^[70].

Les émissions de CO₂ par les activités humaines sont actuellement plus de 130 fois supérieures à la quantité émise par les volcans, d'un montant de près de 27 milliards de tonnes par an en 2007^[71]. En 2012, la Chine est le premier émetteur mondial de dioxyde de carbone avec 27 % du total, et les États-Unis, en deuxième position, produit 14 % du total mondial^[72]. En 2016, l’agence météorologique de l’ONU indique que la concentration de dioxyde de carbone a atteint un nouveau record historique, soit 403,3 ppm^[73], et un record de température a été battu pour l'El Niño de 2017 selon l'OMM^[74] alors qu'avec 405 ppm, le taux de CO₂ de l'air n'avait jamais été aussi élevé depuis environ 800 000 ans^[74].

Les émissions mondiales de CO₂ augmentent de 2,7 % en 2018, ce qui constitue la plus forte hausse en sept ans^[75].

Nutrition végétale |

Le carbone, tiré du dioxyde de carbone de l'air par les plantes autotrophes grâce au processus de la photosynthèse, ou du carbone du sol est l'un des principaux nutriments du réseau trophique. Du CO₂ est parfois diffusé sous serre pour doper la croissance des végétaux. On recommande en général un taux moyen de 1 000 ppm.

Gaz à effet de serre et acidifiant |

Lire le média

Évolution sur un an (de septembre 2014 à août 2015) de la teneur en CO₂ de la colonne d'air atmosphérique, mesurée par le satellite OCO-2.

Simulation numérique de la teneur future de l'atmosphère en CO₂ si la terre et les océans ne peuvent plus absorber près de la moitié des émissions de CO₂ à l'origine du réchauffement climatique.

Le CO₂ serait le deuxième gaz à effet de serre le plus important dans l'atmosphère après la vapeur d'eau, contribuant respectivement à hauteur de 26 % et 60 % à ce phénomène^[23]. La réalité du réchauffement climatique observé à l'échelle planétaire depuis le siècle dernier n'est aujourd'hui plus guère contestée d'un point de vue scientifique^[76], mais la part exacte de responsabilité du dioxyde de carbone dans ce processus (par rapport au méthane notamment) doit encore être précisée, grâce aux enregistrements fossiles des paléoclimats notamment^[77].

Une réduction des émissions anthropiques est visée par le protocole de Kyōto ainsi que par la directive 2003/87/CE ; sa séquestration géologique à long terme fait l'objet de recherches mais est une solution controversée quand il s'agit simplement d'injecter du CO₂ dans les couches géologiques.

Effets écosystémiques de l'augmentation du taux de CO₂ dans l'eau et dans l'air |

Dans l'eau |

Le CO₂ a un certain effet eutrophisant (c'est un nutriment de base, essentiel pour les plantes), mais il est aussi un facteur d'acidification des océans et de certaines masses d'eau douce, qui peut négativement interférer avec de nombreuses espèces (dont certaines microalgues et autres microorganismes aquatiques protégées par des structures calcaires que l'acide carbonique peut dissoudre). L'acidification favorise aussi la libération et la circulation et donc la biodisponibiltié de la plupart des métaux lourds, métalloïdes ou radionucléides (naturellement présent dans les sédiments ou d'origine anthropique depuis la révolution industrielle surtout).

Dans l'air |

L'augmentation de la teneur de l'atmosphère en CO₂ peut aussi avoir des effets différentiés voire antagonistes selon son taux, le contexte environnemental et biogéographique et selon des données plus récentes selon la saison et les variations saisonnières de la pluviométrie (au-dessus des forêts notamment^[78]) ;

Il existe chez les écologues associés à l'étude des effets du changement climatique un consensus sur le fait qu'au-delà d'une augmentation de 2 °C en un siècle, les écosystèmes terrestres et marins seront sérieusement négativement affectés^[79].

En 2013, la réponse réelle des écosystèmes au CO₂ et ses modulations biogéographiques sont encore considérées comme complexes et à mieux comprendre, en raison de nombreux « feedbacks biogéochimiques »^[80],[81]. Elle doit être néanmoins élucidée si l'on veut correctement évaluer voire prédire les capacités planétaires ou locales des écosystèmes en termes de stockage naturel du carbone et d'amortissement des effets du dérèglement climatique induit par l'Homme^[82].

Les rétroactions médiés par le cycle hydrologique sont particulièrement importantes^[83] et la pluviométrie y joue un rôle majeur. La physiologie des plantes a au moins un rôle bien connu ; jusqu'à un certain stade (au-delà duquel la plante dépérit), l'augmentation du taux de CO₂ de l'air réduit la conductance stomatique et augmente les besoins en eau de la plante (la quantité d'eau nécessaire pour produire une unité de matière sèche)^[84]. Il a été estimé (en 2008) que les effets de l'augmentation du CO₂ dans l'air sur l'écosystème devrait donc être exacerbés quand l'eau est un facteur limitant^[85] (mais les apports d'azote sont aussi à prendre en compte^{[85],[86],[87]}) ; ceci a été démontré par quelques expériences^[88], mais est un facteur qui a été « oublié » par de nombreuses études^{[89],[90],[91],[92]}.

Cette relation semble si forte qu'elle permet — en zone tempérée — de prédire avec précision les variations annuelles de la stimulation de la biomasse aérienne à la suite de l'élévation du taux de CO₂ dans une prairie mixte contenant des végétaux de type C3 et C4, sur la base du total des précipitations saisonnières ; les pluies d'été ayant un effet positif, alors que celles d'automne et du printemps ont des effets négatifs sur la réponse au CO₂^[81]. L'effet du taux croissant de CO₂ dépendra donc principalement des nouveaux équilibres ou déséquilibres qui s'établiront entre les précipitations estivales et d'automne / printemps^[81].

Le lien à l'azote (autre élément perturbé par les activités humaines dont par l'agriculture industrielle, l'industrie et les émissions de la circulation automobile) est ici retrouvé : c'est en partie car les fortes précipitations en saisons froides et humides conduisent à limiter l'accès des plantes terrestres à l'azote qu'elles réduisent ou interdisent la stimulation de la biomasse par un taux de CO₂ élevé^[81]. Il a aussi été noté que cette prédiction valait aussi pour des parcelles « réchauffées » de 2 °C ou non-réchauffées, et était similaire pour les plantes en C3 et de la biomasse totale, ce qui semble permettre aux prospectivistes de faire des prévisions robustes sur les réponses aux concentrations élevées de CO₂ de l'écosystème^[81]. Ceci est un atout précieux car les projections climatiques des modèles à haute résolution confirment la très forte probabilité de changements importants dans la répartition annuelle des pluies, même là où la quantité annuelle totale de pluie tombée au sol ne changera pas^[93]. Ces données scientifiquement confirmées (en 2013) devraient aider à expliquer certaines différences apparues dans les résultats des expériences basées sur l'exposition de plantes à un taux accru de CO₂, et améliorer l'efficacité prospective des modèles qui ne tenaient pas assez compte des effets saisonniers des précipitations sur les réponses de la biodiversité au CO₂^[88],[94] 14, dont en milieux forestiers^[95].

Enfin, les effets de l'augmentation du CO₂ sur les plantes se montrent plus préoccupants que ce qui était prédit par les premiers modèles des années 1990 et du début des années 2000^[96]. Morgan et al., sur la base d'expériences de laboratoire et in situ, ont confirmé dès 2004 que dans les écosystèmes émergés, le CO₂, même quand il améliore la productivité en termes de biomasse, peut néanmoins avoir des effets négatifs en modifiant la composition des espèces et en réduisant la digestibilité des graminées courtes par exemple dans la végétation steppique)^[97].

Des études récentes laisseraient entendre que l'accroissement des taux de CO₂ pourrait aussi avoir une incidence défavorable sur les plantes utilisées pour la consommation humaine en accroissant la quantité d'hydrates de carbone qu'elles contiennent au détriment de nutriments essentiels comme les protéines, le fer ou le zinc. Les recherches dans ce domaine n'en sont qu'à leurs débuts mais les chercheurs se posent des questions sur l'incidence que pourrait avoir cette évolution sur la santé humaine si elle se confirme^[98].

Réduction du CO₂ dans l'atmosphère |

Plusieurs voies sont explorées ou déjà mises en œuvre pour limiter l'accumulation du CO₂ dans l'atmosphère. Elles peuvent faire appel à des processus naturels comme la photosynthèse ou à des procédés industriels. Il faut également distinguer la capture à la source de la capture dans l'atmosphère.

La startup indienne Carbon Clean Solutions (CCSL) a lancé sa première installation, qui capte et réutilise à 100 % les émissions de CO₂ (60 000 tonnes par an) d'une petite centrale au charbon en Inde, à Chennai (Madras) ; ce CO₂ est purifié, puis revendu à un industriel local, qui l'utilise pour fabriquer de la soude. La technologie de CCSL ramène le coût de revient du CO₂ vendu à 30 dollars la tonne en Inde et à 40 dollars en Europe ou aux États-Unis, très en dessous du prix du marché : 70 à 150 dollars la tonne. Veolia a signé avec CCSL un contrat pour commercialiser ce procédé à l'international^[99].

Notes et références |

Voir aussi |

Bibliographie |

• Gérard Borvon, Histoire du carbone et du CO₂. De l’origine de la vie jusqu’au dérèglement climatique, Vuibert, 2013, 256 p.
  

Articles connexes |

v · m Oxydes de carbone
Oxydes ordinaires	.mw-parser-output .sep-liste{font-weight:bold} CO · CO2
Oxydes inorganiques non linéaires	CO3 · CO4 · CO5 · CO6
Oxydes inorganiques linéaires	C2O · C3O · C2O2 · C3O2 · C4O2 · C5O2
Anhydrides d'acide	C2O3 · C4O6 · C6O6 · C10O8 · C12O9
Esters	C8O8 · C9O9 · C10O10 · C12O12
Polycétones cycliques	C3O3 · C4O4 · C5O5 · C6O6
Autres oxydes de carbone organiques	C2O4 · C2O4 · C3O6 · C12O6 · C24O6 · C32O8

v · m Oxydes
États divers	Tétroxyde d'antimoine (Sb2O4) · Oxyde d'argent(I,III) (AgO) · Oxyde de cobalt(II,III) (Co3O4) · Oxyde de fer(II,III) (Fe3O4) · Oxyde de manganèse(II,III) (Mn3O4) · Oxyde de plomb(II,IV) (Pb3O4)
État d'oxydation +1	Oxyde d'argent (Ag2O) · Monoxyde de dicarbone (C2O) · Oxyde de cuivre(I) (Cu2O) · Monoxyde de dichlore (Cl2O) · Oxyde de lithium (Li2O) · Oxyde de potassium (K2O) · Oxyde de sodium (Na2O) · Oxyde de rubidium (Rb2O) · Oxyde de thallium(I) (Tl2O) · Eau (H2O) et autres oxydes d'hydrogène
État d'oxydation +2	Oxyde d'aluminium(II) (AlO) · Oxyde de baryum (BaO) · Oxyde de béryllium (BeO) · Oxyde de cadmium (CdO) · Oxyde de calcium (CaO) · Monoxyde de carbone (CO) · Oxyde de cobalt(II) (CoO) · Oxyde de chrome(II) (CrO) · Oxyde de cuivre(II) (CuO) · Monoxyde de germanium (GeO) · Oxyde de fer(II) (FeO) · Monoxyde d'iridium (IrO) · Oxyde de magnésium (MgO) · Oxyde de mercure(II) (HgO) · Oxyde de nickel(II) (NiO) · Monoxyde d'azote (NO) · Oxyde de palladium(II) (PdO) · Oxyde de plomb(II) (PbO) · Oxyde de strontium (SrO) · Monoxyde de soufre (SO) · Dioxyde de disoufre (S2O2) · Oxyde d'étain(II) (SnO) · Oxyde de titane(II) (TiO) · Oxyde de vanadium(II) (VO) · Oxyde de zinc (ZnO) · Monoxyde de zirconium (ZrO)
État d'oxydation +3	Sesquioxyde d'actinium (Ac2O3) · Oxyde d'aluminium (Al2O3) · Trioxyde d'antimoine (Sb2O3) · Trioxyde d'arsenic (As2O3) · Oxyde de bismuth(III) (Bi2O3) · Trioxyde de bore (B2O3) · Oxyde de chrome(III) (Cr2O3) · Trioxyde de diazote (N2O3) · Oxyde d'erbium(III) (Er2O3) · Oxyde d'europium(III) (Eu2O3) · Oxyde de fer(III) (Fe2O3) · Oxyde de gadolinium(III) (Gd2O3) · Oxyde de gallium(III) (Ga2O3) · Oxyde d'holmium(III) (Ho2O3) · Oxyde d'indium(III) (In2O3) · Oxyde d'iridium(III) (Ir2O3) · Oxyde de lanthane (La2O3) · Oxyde de lutécium(III) (Lu2O3) · Oxyde de néodyme(III) (Nd2O3) · Oxyde de nickel(III) (Ni2O3) · Trioxyde de phosphore (P4O6) · Oxyde de prométhium(III) (Pm2O3) · Oxyde de praséodyme(III) (Pr2O3) · Oxyde de rhodium(III) (Rh2O3) · Oxyde de samarium(III) (Sm2O3) · Oxyde de scandium (Sc2O3) · Oxyde de terbium(III) (Tb2O3) · Oxyde de thallium(III) (Tl2O3) · Oxyde de thulium(III) (Tm2O3) · Oxyde de titane(III) (Ti2O3) · Oxyde de tungstène(III) (W2O3) · Oxyde de vanadium(III) (V2O3) · Oxyde d'ytterbium(III) (Yb2O3) · Oxyde d'yttrium(III) (Y2O3)
État d'oxydation +4	Dioxyde de carbone (CO2) · Trioxyde de carbone (CO3) · Oxyde de cérium(IV) (CeO2) · Dioxyde de chlore (ClO2) · Dioxyde de chrome (CrO2) · Peroxyde d'azote (N2O4) · Dioxyde de germanium (GeO2) · Oxyde d'hafnium(IV) (HfO2) · Oxyde d'iridium(IV) (IrO2) · Dioxyde de plomb (PbO2) · Dioxyde de manganèse (MnO2) · Dioxyde d'azote (NO2) · Oxyde de neptunium(IV) (NpO2) · Dioxyde de plutonium (PuO2) · Oxyde de rhodium(IV) (RhO2) · Dioxyde de ruthénium (RuO2) · Dioxyde de sélénium (SeO2) · Dioxyde de silicium (SiO2) · Dioxyde de soufre (SO2) · Dioxyde d'étain (SnO2) · Dioxyde de tellure (TeO2) · Dioxyde de thorium (ThO2) · Dioxyde de titane (TiO2) · Oxyde de tungstène(IV) (WO2) · Dioxyde d'uranium (UO2) · Oxyde de vanadium(IV) (VO2) · Dioxyde de zirconium (ZrO2)
État d'oxydation +5	Pentoxyde d'antimoine (Sb2O5) · Pentoxyde d'arsenic (As2O5) · Pentoxyde d'azote (N2O5) · Pentoxyde de niobium (Nb2O5) · Pentoxyde de phosphore (P2O5) · Oxyde de protactinium(V) (Pa2O5) · Oxyde de tantale(V) (Ta2O5) · Oxyde de vanadium(V) (V2O5)
État d'oxydation +6	Trioxyde de chrome (CrO3) · Trioxyde d'iridium (IrO3) · Trioxyde de molybdène (MoO3) · Trioxyde de rhénium (ReO3) · Trioxyde de sélénium (SeO3) · Trioxyde de soufre (SO3) · Trioxyde de tellure (TeO3) · Trioxyde de tungstène (WO3) · Trioxyde d'uranium (UO3) · Trioxyde de xénon (XeO3)
État d'oxydation +7	Heptoxyde de dichlore (Cl2O7) · Heptoxyde de dimanganèse (Mn2O7) · Oxyde de rhénium(VII) (Re2O7) · Oxyde de technétium(VII) (Tc2O7)
État d'oxydation +8	Tétroxyde d'osmium (OsO4) · Tétroxyde de ruthénium (RuO4) · Tétraoxyde de xénon (XeO4) · Oxyde d'iridium(VIII) (IrO4) · Tétroxyde d'hassium (HsO4)
Sujets connexes	Oxyde de carbone · Oxyde de chlore · Protoxyde · Oxoacide · Ozonure