Ugljik-dioksid

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
(Preusmjereno sa Ugljik dioksid)
Idi na: navigaciju, pretragu
Ugljik dioksid
Carbon-dioxide-2D-dimensions.svg Carbon-dioxide-3D-vdW.svg
Općenito
Hemijski spoj Ugljik dioksid
Druga imena Karbon-dioksid, karbon (IV) oksid,
ugljik (IV) oksid, ugljendioksid
Molekularna formula CO2
CAS registarski broj 124-38-9
Kratki opis bezbojni gas
Osobine1
Molarna masa 44,0095(14) g/mol
Agregatno stanje gasovito
Gustoća 1,562 g/L (čvrsti pri 1 atm i -78,5 °C)
1,977 g/L (gasoviti pri 1 atm i 0 °C)
Tačka topljenja −78 °C (194,7 K) (sublimira)
Tačka ključanja −57 °C (216,6 K) (pod pritiskom od 5,185 bar)
Rastvorljivost 1,45 g/L vode (na 25 °C i 100 kPa)
Dipolni moment 0
Rizičnost
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
2
0
 
1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima.

Ugljik-dioksid (drugi nazivi: karbon-dioksid, karbon (IV) oksid, ugljik (IV) oksid, nepravilno: ugljendioksid) (hemijska formula CO2) je prirodni hemijski spoj dva atoma kisika spojenih sa jednim atomom ugljika kovalentnom vezom. U standardnim uslovima temperature i pritiska je u gasovitom stanju. U Zemljinoj atmosferi se nalazi u količini od oko 0,039% (po zapremini)[1] Dio je ugljikovog ciklusa, a biljke, alge i cijanobakterije ga koriste u procesu fotosinteze (u prisustvu vode djelovanjem sunčeve svjetlosti) za proizvodnju ugljikohidrata, čime se kao nusproizvod otpušta kisik.[2] Međutim, pošto se fotosinteza ne može odvijati u mraku, dio ugljik dioksida proizvode biljke noću u procesu disanja.[3]

Ugljik-dioksid u prirodi nastaje sagorijevanjem uglja ili ugljikovodika, fermentacijom šećera u alkoholnim pićima kao i disanjem svih živih organizama. Ljudi i kopnene životinje ga izbacuju iz disajnih organa. Emitiraju ga vulkani, gejziri i vreli izvori vode te druga mjesta gdje je Zemljina kora tanka. Oslobađa se i iz karbonatnih stijena putem rastvaranja. CO2 se može naći u jezerima na dubinama ispod nivoa mora, te izmješan sa naftom i prirodnim gasom.[4]

Uticaji ugljik dioksida na okolinu su od značajnog interesa. Ugljik dioksid je važan staklenički gas, koji zagrijava površinu Zemlje tako što smanjuje i onemogućava radijaciju toplote u svemir. Atmosferski ugljik dioksid je osnovni izvor karbona za život na Zemlji, a njegova koncentracija u Zemljinoj atmosferi prije industrijske revolucije još od kasnog predkambrija bila je regulirana fotosintetičkim organizmima. Međutim, od industrijske revolucije do danas brzo je porasla koncentracija CO2 u atmosferi zbog sagorijevanja karbonskih (fosilnih) goriva (uglja, nafte i prirodnog gasa). Posljedica povećanja koncentracije CO2 u atmosferi je globalno zatopljenje te antropogene klimatske promjene. Ugljik dioksid je najveći izvor zakiseljavanja okeana pošto on pri rastvaranju u vodi proizvodi ugljičnu kiselinu[5] koja je slaba kiselina te njena ionizacija u vodi je nekompletna.

CO2 + H2O ⇔ H2CO3

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

Fazni dijagram temperature i pritiska kod ugljik dioksida, prikazana je trojna i kritična tačka ugljik dioksida
Uzorci čvrstog ugljik dioksida ili suhog leda

To je gas bez boje. U manjim koncentracijama je bez mirisa i okusa. U većim koncentracijama, gas ima oštar kiseli miris. Pri standardnim uslovima temperature i pritiska, gustoća mu je oko 1,98 kg/m3 što je oko 1,5 puta više od zraka te se u zatvorenim prostorima često nalazi na dnu prostorije. Ugljik dioksid ne može biti u tečnom stanju pri pritisku ispod 5,1 atm. Pri pritisku od 1 atm (približno "normalnom" pritisku na nivou mora), gas se pretvara direktno u čvrsto stanje na temperaturi ispod -78,5 °C a iznad te temperature CO2 u čvrstom stanju sublimira direktno u gas. U svom čvrstom stanju, ugljik dioksid se često naziva i suhi led.

Tečni ugljik dioksid se formira samo pri pritisku iznad 5,1 atm. Trojna tačka uglik-dioksida je na oko 518 kPa i −56.6 °C. Kritična tačka je na 7,38 MPa i 31,1 °C.[6] Proučavan je i drugačiji oblik ugljik dioksida u čvrstom stanju pri visokom pritisku u amorfnom obliku sličnom staklu.[7] Taj oblik stakla nazvan karbonija se proizvodi od superohlađenog CO2 pri izuzetno visokom pritisku (40-48 GPa ili 400 hiljada atm) u dijamantskoj komori. Ovo otkriće je potvrdilo teoriju da bi ugljik dioksid mogao postojati u obliku sličnom staklu, poput drugih članova iste elementarne porodice spojeva kao što su silikon, silika staklo i germanij-dioksid. Za razliku od silika i germanijskog stakla, karbonija staklo nije stabilno na normalnom pritisku i vraća se u gasno stanje kada se smanji pritisak.

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Struktura i veze[uredi | uredi izvor]

Molekula ugljik dioksida je pravolinijska i centrosimetrična. Dvije C-O veze su jednake i kratke (116,3 pm), a sastoje se iz dvostruke veze.[8] Pošto je centrosimetrična, molekula nema električni dipol. U skladu sa ovom činjenicom, moguće je uočiti samo dvije vibracijske linije u IC spektru i to: antisimetrično proširenje na 2349 cm−1 i savijanje u blizini 666 cm−1. Postoji i simetrično proširenje na 1388 cm−1 koje se može uočiti samo putem Ramanove spektroskopije.

U vodenom rastvoru[uredi | uredi izvor]

Ugljik-dioksid je dosta topljiv u vodi. Vodeni rastvor reagira kiselo (pH oko 4), zbog stvaranja ugljične kiseline:

CO2 + H2O ⇔ H2CO3

Ova ravnoteža pomaknuta je jako ulijevo, jer je više od 99% CO2 otopljeno kao molekula, a samo mali dio reagira s vodom, dajući kiselinu. Henryeva konstanta ugljične kiseline je (na 25 °C). Zbog toga, veći dio ugljik dioksida nije prešao u ugljičnu kiselinu već je ostao kao molekula CO2 bez uticaja na pH vrijednost. Relativne koncentracije CO2 i Hsub>2CO3 te deprotoniziranih formi HCO3 (bikarbonat) i CO32− (karbonat) zavise od pH. U neutralnim i blago alkalnim vodama (pH > 6,5) dominira bikarbonatna forma (>50%) i pretežna je (>95%) pri pH vrijednosti morske vode. U veoma alkalnim vodama (pH > 10,4), dominira karbonatna forma (>50%). Okeani, koji su blago alkalni sa tipičnim vrijednostima pH od 8,2 do 8,5 sadrže oko 120 mg bikarbonata po litru.

Pošto je ugljična kiselina diprotična, ima dvije konstante kisele disocijacije, prva je za disocijaciju u bikarbonatni ion (hidrogen karbonat) (HCO3):

H2CO3 ⇔ HCO3 + H+
Ka1 = 2,5x10-4 mol/litru; pKa1 = 3,6 na 25 °C.[8]

Ovo je prava prva konstanta kiselinske disocijacije, definirana kao , gdje denominator uključuje samo kovalentnu vezu H2CO3 a ne uključuje hidratizirani CO2(aq). Mnogo manja i mnogo češće spominjana vrijednost oko 4,16x10−7 je vidljiva vrijednost izračunata na bazi (netačne) pretpostavke da je sav otopljeni CO2 prisutan kao ugljična kiselina, tako da je . Pošto većina otopljenog ugljik dioksida ostaje kao molekula, Ka1(vidljiva) ima daleko veći denominator i mnogo manju vrijednost od stvarne Ka1.[9]

Bikarbonatni ion je amfoterična vrsta koja može reagirati i kao kiselina i kao baza, u zavisnosti od pH vrijednosti rastvora. Kod viših pH vrijednosti, on se u velikoj mjeri disocira na karbonatni ion (CO32−):

HCO3 ⇔ CO32− + H+
Ka2 = 4,69x10-11 mol/litru; pKa2 = 10,329

U organizmima, proizvodnja ugljične kiseline se katalizira putem enzima karbonanhidraze.

Reakcije[uredi | uredi izvor]

CO2 je slabi elektrofil. Njegova reakcija sa vodom ilustruje ovu osobinu, pri čemu je hidroksid nukleofil. S njim reagiraju i drugi nukleofili. Naprimjer, karbanion koji se dobija iz Grignardovog reagensa i organolitijskih spojeva reagira sa ugljik dioksidom te daje karboksilate:

MR + CO2 → RCO2M (gdje je M = Li ili MgBr a R = alkil ili aril).

U metalnim-ugljik dioksid kompleksima CO2 služi kao ligand, a može poslužiti pri konverziji CO2 u druge hemikalije[10]

Redukcija CO2 u ugljik-monoksid je obično "teška" i spora reakcija:

CO2 + 2 e + 2H+ → CO + H2O

Redoks potencijal za ovu reakciju pri pH vrijednost od približno 7 se kreće oko -0,53 V u odnosu na standardnu vodikovu elektrodu. Enzim ugljik-monoksid dehidrogenaza koji sadrži nikl je katalizator u ovom procesu.[11]

Historija[uredi | uredi izvor]

Kristalna struktura "suhog leda"

Ugljik dioksid je jedan od prvih gasova koji je opisan kao supstanca različita od zraka. U 17. vijeku, flamanski hemičar Jan Baptist van Helmont je uočio da se sagorijevanjem uglja u zatvorenoj posudi dobija pepeo koji je mnogo lakši od početne količine sagorjelog uglja. Njegovo objašnjenje je bilo da je ostatak uglja transmutirao u nevidljivu supstancu koju je nazvao gas ili divlji duh (spiritus sylvestre)[12]

Osobine ugljik-dioksida su intenzivnije proučavane od 1750tih od strane škotskog fizičara Josepha Blacka. On je zapadio da krečnjak (kalcij-karbonat) može biti zagrijavan ili tretiran sa kiselinama, nakon čega se dobija gas koji je on nazvao fiksni zrak. Otkrio je da je taj gas gušći od zraka i da ne podržava sagorijevanje niti život. Black je otkrio i da taj gas prolazi kroz vodeni rastvor kreča (kalcij-hidroksida), taloži se kalcij-karbonat. On je ovaj fenomen koristio za ilustriranje da ugljik-dioksid nastaje putem ćelijskog disanja i mikrobiološke fermentacije. Engleski hemičar Joseph Priestley je 1772. godine objavio rad pod naslovom Impregnacija vode sa fiksnim zrakom[13] (engl. Impregnating Water with Fixed Air) u kojem je opisao proces sipanja sumporne kiseline na kredu da bi dobio ugljik dioksid, te nastojao da taj gas rastvori u posudi sa vodom.[14] Na taj način je izumio soda vodu.

Ugljik-dioksid je prvi put ukapljen (pri povišenom pritisku) 1823. godine od strane Davya i Faradaya.[15] Najraniji opis čvrstog ugljik-dioksida je dao Charles Thilorier 1834. godine kada je otvorio kontejner tekućeg ugljik dioksida pod pritiskom i otkrio da je hlađenjem nastalim brzim isparavanjem tekućine došlo do formiranja snijega od CO2.[16]

Izdvajanje i proizvodnja[uredi | uredi izvor]

Ugljik dioksid se uglavnom proizvodi kao krajnji nusproizvod četiri tehnologije: sagorijevanja fosilnih goriva, proizvodnje vodika putem reformiranja pare, sinteze amonijaka i fermentacije. Može se dobiti i iz zraka putem destilacije, međutim ovaj način nije efikasan i skup je.

Sagorijevanjem svih goriva koja sadrže ugljik, poput metana, prirodnog gasa, destilata nafte (benzina, dizela, kerozina), propana kao i drveta i uglja, stvara se ugljik dioksid i, najčešće, voda. Hemijska reakcija između metana i kisika je data kao primjer:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Proizvodnja živog (negašenog) kreča (CaO), materijala koji se često koristi, uključuje zagrijavanje (kalciniranje) krečnjaka na oko 850 °C:

CaCO3 → CaO + CO2

Ruda željeza se reducira uz koks u visokoj peći, dajući elementarno željezo i ugljik-dioksid:[17]

Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

Kvasci metaboliziraju šećer i proizvode ugljik-dioksid i etanol, poznat i kao obični alkohol, pri proizvodnji vina, piva i drugih alkoholnih pića, kao i proizvodnji bioetanola::

C6H12O6 → 2 CO2 + 2 C2H5OH

Svi aerobski organizmi proizvode CO2 prilikom oksidiranja ugljikohidrata, masnih kiselina i bjelančevina u mitohondrijama ćelija. Veliki broj reakcija koje se odvijaju u tim procesima su izrazito složene. Jedna od njih je proces fotosinteze. Jednačina razlaganja glukoze i drugih monosaharida pri procesu disanja je:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

Fotoautotrofni organizmi (biljke i cijanobakterije) koriste drugi način: biljke absorbiraju CO2 iz zraka, zajedno sa vodom, te oni reagiraju dajući ugljikohidrate:

nCO2 + nH2O → (CH2O)n + nO2

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Mjehurići ugljik-dioksida u gaziranom piću.

Ugljik-dioksid se uglavnom koristi u prehrambenoj, hemijskoj i naftnoj industriji.[18]

Proizvodnja hemikalija[uredi | uredi izvor]

U hemijskoj industriji, ugljik-dioksid se uglavnom koristi kao sastojak pri proizvodnji uree i metanola. Metalni karbonati i bikarbonati kao i neki derivati karboksilnih kiselina (npr. natrij-salicilat) se dobijaju iz CO2.

Hrana[uredi | uredi izvor]

Ugljik-dioksid je prehrambeni aditiv, a koristi se kao regulator kiselosti u hrani. Odobren je za upotrebu od strane Evropske unije[19] (označen kao E290[20]), u SAD od strane Agencije za hranu i lijekove (US Food and Drug Administration),[21] te u Australiji i na Novom Zelandu[22] (sa oznakom INS 290).

Postoje neke vrste bombona koje se prave tako da se u njih presa ugljik-dioksid pri pritisku od 40 bara. Kada se takvi bomboni stave u usta, ugljik dioksid se otapa i otpuštaju se mjehurići gasa uz karakterističan zvuk. Sredstva za dizanje tijesta uzrokuju njegovo dizanje proizvodeći u njemu ugljik dioksid. Pekarski kvasac proizvodi ugljik-dioksid fermentacijom šećera koji se nalazi u tijestu, dok hemijski kvasci poput praška za pecivo ili pekarske sode otpuštaju ugljik-dioksid kada se zagrijavaju ili kada na njih djeluju kiseline. Ugljik dioksid se upotrebljava za proizvodnju osvježavajućih pića. Tradicionalno, karboniziranje u pivu i mjehurići u vinu su se dešavali putem prirodne fermentacije, ali danas mnogi proizvođači svjesno karboniziraju ova pića ugljik-dioksidom proizvedenim u procesu fermentacije.

Gašenje požara[uredi | uredi izvor]

Ugljik dioksid gasi vatru (stvara inertnu atmosferu onemogućavajući pristup kisiku) te neki aparati za gašenje požara koriste ugljik dioksid punjen pod pritiskom, naročito oni aparati koji služe za gašenje požara na električnim instalacijama. Ti aparati su pogodni i za gašenje požara zapaljenih tekućina, ali ne i za gašenje običnih požara (drveta i sl.) jer, iako onemogućavaju pristup kisiku, ne hlade zapaljene predmete, pa nakon što ugljik dioksid ispari, vatra se opet rasplamsa u dodiru sa atmosferskim kisikom. Međutim, sistemi za gašenje požara koji su zasnovani na ugljik dioksidu su povezani sa nekoliko smrtnih slučaja. Udisanjem velike koncentracije CO2 može doći do gušenja. Američka EPA navodi u izvještaju da se desio 51 incident između 1975. i 2010. godine u kojem su stradale 72 osobe a 145 povrijeđeno, a čiji je uzrok kvar na sistemu za gašenje požara na bazi ugljik dioksida.[23]

Poljopriveda[uredi | uredi izvor]

Biljkama je neophodan ugljik dioksid za proces fotosinteze. U većim staklenicima vrši se obogaćivanje sa dodatnim CO2 da bi se održao rast biljaka i povećala plodnost.[24][25] Pad koncentracije ugljik dioksida koji je povezan sa fotosintezom unutar staklenika bi doveo do uginuća biljaka ili bi barem značajno usporio njihov rast. U veoma visokim koncentracijama (100 puta više od koncentracije u atmosferi) CO2 može biti otrovan za živa bića. Na taj način porastom koncentracije do 1% ili više u toku nekoliko sati mogu se uništiti paukovi i biljne uši na biljkama u stakleniku.[26] Ugljik dioksid korišten u staklenicima upotrebljava se kao osnovni izvor ugljika za alge iz roda Spirulina.

Ostalo[uredi | uredi izvor]

U medicini, do 5% ugljik dioksida (oko 130 puta više od atmosferske koncentracije) se dodaje kisiku za stimuliranje disanja nakon što pacijent prestane disati zbog stabiliziranja balansa kisika i ugljik dioksida u krvi. Predloženo je da se ugljik dioksid koji nastaje pri proizvodnji struje ubacuje u jezera i bare gdje bi rasle alge koje bi se kasnije prerađivale u biodizel.[27]

Tečni i čvrsti ugljik dioksid su važni rashlađivači naročito u prehrambenoj industriji, gdje se koriste pri transportu i skladištenju sladoleda i druge zaleđene hrane. Čvrsti ugljik dioksid poznat i kao suhi led koristi se za manje pošiljke gdje korištenje rashladnih uređaja nije praktično. Čvrsti ugljik dioksid je uvijek na temperaturi ispod −78.5 °C pri normalnom atmosferskom pritisku, bez obzira na temperaturu zraka. Tečni ugljik dioksid (industrijska oznaka R744) se koristio kao rashlađivač prije otkrića R-12 (dihlordifluormetan) te bi mogao ponovno ući u upotrebu zbog mišljenja da R134a (tetrafluoretan) doprinosi klimatskim promjenama. Njegove fizičke osobine su veoma prihvatljive za rashlađivanje, zamrzavanje te zagrijavanje, zbog velikog volumetrijskog kapaciteta hlađenja. Zbog operativnog pritiska do 130 bara, sistemi sa CO2 zahtijevaju vrlo otporne komponente koji su se razvile za masovnu proizvodnju u mnogim sektorima. U klima uređajima automobila, u oko 90% slučajevima u područjima sa hladnijom klimom, R744 se pokazao efikasniji od sistema koji koriste R134a. Tečni CO2 ima i ekološke prednosti jer ne oštećuje ozon, nije otrovan niti zapaljiv te bi u budućnosti mogao zamijeniti hidrofluorougljike u automobilima, klima uređajima i drugim uređajima. Kompanije poput Coca-Cole su već rasporedile svoje razhlađivače za pića na bazi CO2, dok je američka vojska zainteresirana za tehnologiju hlađenja i zagrijavanja na istoj bazi.[28][29]

U Zemljinoj atmosferi[uredi | uredi izvor]

Keelingova krivulja koncentracije atmosferskog CO2 mjerena na planini Mauna Loa, Hawaii

Ugljik dioksid u Zemljinoj atmosferi se smatra gasom u tragovima, a trenutno se smatra da je njegova prosječna koncentracija oko 0,04% po zapremini[30] (ili 0,0591% po masi). Procjenjuje se da je ukupna masa atmosferskog CO2 oko 3,16x1015 kg (oko 3.000 gigatona). Njegova koncentracija varira u zavisnosti od sezone ali i na regionalnoj osnovi, naročito blizu površine. U gradskim područjima koncentracije su općenito više, dok u zatvorenim prostorijama mogu doseći i do 10 puta više koncentracije od vanjskih. Ugljik dioksid se smatra stakleničkim gasom.

Prema mjerenjima iz novembra 2011. godine, koncentracija ugljik dioksida u Zemljinoj atmosferi iznosi približno 0,039% po zapremini.[31] Njegova koncentracija u atmosferi se neznatno mijenja tokom godine, na šta utiče rast sezonskih biljaka na sjevernoj hemisferi. Tokom proljeća i ljeta na sjevernoj hemisferi, biljke konzumiraju CO2 te se njegova koncentracija smanjuje, dok tokom jeseni i zime raste. I pored sezonskih promjena, smatra se da je koncentracija CO2 tokom 2009. godine porasla za 0,0002%.[32] Pošto ugljik dioksid propušta vidljivu svjetlost ali snažno apsorbuje infracrvenu prije nego što je polahko počne otpuštati u istoj talasnoj dužini u kojoj je i apsorbirao.[33]

Prije nego što je došlo do ispuštanja ugljik dioksida koji je proizvod ljudskog djelovanja, u prahistorijsko doba koncentracije su rasle sa porastom globalne temperature, djelujući kao pozitivna povratna informacija za promjene koje su inducirali drugi procesi poput orbitalnih ciklusa.[34] Ovi sezonski ciklusi u koncentraciji CO2 su prvenstveno povezani sa rastom vegetacije na sjevernoj hemisferi.[35]

Istraživanja pokazuju da je prije 500 miliona godina količina ugljik dioksida bila oko 20 puta veća nego danas, te se tokom perioda Jure smanjuje 4 do 5 puta, a nakon toga se smanjenje usporava, da bi se prije 49 miliona godina desilo naglo smanjenje.[36][37] Ljudske aktivnosti poput sagorijevanja fosilnih goriva i krčenje šuma uzrokovali su povećanje koncentracije ugljik dioksida u atmosferi za oko 35% od početka industrijalizacije.[38]

Procjenjuje se na ugljik dioksid otpada 40% ukupnih gasova iz vulkana tokom nekih oblika erupcije.[39] Također, procjene govore da se godišnje iz vulkana otpusti u atmosferu oko 130 do 230 miliona tona CO2. Osim vulkana, njega proizvode i vrući izvori i gejziri. Lokalno ogromne koncentracije gasa su zabilježene u Kamerunu kod jezera Monoun pri čemu je 15. augusta 1984. godine zbog izlijevanja vode iz jezera zasičene ugljik dioksidom umrlo 37 osoba, a 1986. kod jezera Nyos u Kamerunu zbog istog uzroka je umrlo 1700 osoba.[40] Procjenjuje se da je emisija CO2 čiji je uzrok ljudska aktivnost 135 veća od emisije CO2 iz vulkana.[41]

U svemiru[uredi | uredi izvor]

Istraživanja su pokazala da u Sunčevom sistemu Venera i Mars imaju atmosferu sačinjenu iz ugljik dioksida, uz razliku što Venera ima enormno gušću atmosferu od Marsa[42]. Sumnja se da Pluton u svojoj rijetkoj atmosferi pored dušika također sadrži ugljik-dioksid.[42] Tokom istraživanja planeta izvan Sunčevog sistema, NASA je u septembru 2008. godine otkrila planetu označenu kao HD 189733 b u sazvijeđu Lisice na kojoj bi prema procjenama stručnjaka moglo biti ugljik dioksida.[43][44]

Fotosinteza i fiksiranje ugljika[uredi | uredi izvor]

Pregled procesa fotosinteze i disanja. Ugljik dioksid (desno), zajedno sa vodom, daje kisik i organske spojeve (lijevo) tokom procesa fotosinteze, koji se dalje tokom ćelijskog disanja razlažu na vodu i CO2.
Pregled Calvinovog ciklusa i fiksiranja ugljika

Fiksiranje ugljika je proces uklanjanja ugljik dioksida iz zraka i njegova fiksacija (ugradnja) u čvrste spojeve. Biljke, alge i mnoge vrste bakterija (cijanobakterije) "ugrađuju" ugljik i prave vlastitu hranu tokom procesa fotosinteze. U tom procesu se koristi ugljik dioksid i voda za proizvodnju šećera, a ponekad i drugih organskih spojeva otpuštajući kisik kao nusproizvod.

Rubisco (Ribuloza-1,5-bisfosfat karboksilaza oksigenaza) je enzim koji je uključen u prvi važni korak u procesu fiksiranja ugljika, pri čemu se iz atmosferskog ugljika u biljci grade energetske molekule poput glukoze. Smatra se da je on jedan od najraširenijih proteina na Zemlji.[45] Fototrofni organizmi koriste ove spojeve za svoje fotosintetičke procese kao vlastite izvore hrane i kao sirovine za pravljenje mnogo složenijih organskih molekula poput polisaharida, nukleinskih kiselina i proteina. Zatim se ti spojevi dalje koriste za njihov rast i kao osnova cijelog lanca ishrane.

Studije pokazuju da biljke rastu oko 50% brže ako je koncentracija CO2 1.000 ppm u odnosu na normalne uslove, mada ovo pretpostavlja da nema promjena klime i da nema ograničenja u drugim hranjivim materijama.[46] Istraživači su došli do saznanja da povećani nivoi ugljik dioksida kojim se povećava rast biljaka dolazi do izražaja u količini plodova koje daju biljke, kao što su pšenica, riža i soja, koje su u kontroliranim uslovima davale oko 12-14% veće prinose u uslovima povećane koncentracije CO2.[47][48] Također, studije su pokazale da povećanje koncentracije CO2 smanjuje broj i razvoj stoma u biljci[49] što dovodi do toga da biljka unosi manju količinu vode nego uobičajeno.[50]

Fiziologija[uredi | uredi izvor]

CO2 se prenosi u krvi na tri različita načina (procenti se razlikuju za arterijsku i vensku krv): [51]

  • većina (70 % do 80 %) se pretvara u bikarbonatni ion (HCO3-) u crvenim krvnim zrncima, hemijskom reakcijom CO2 + H2O → H2CO3 → H+ + HCO
  • 5 % do 10 % se otapa u krvnoj plazmi
  • 5 % do 10 % je vezano za hemoglobin (aminokiseline)

Hemoglobin je glavni nosilac kisika i i CO2 u krvi, samo što se ne vežu na istom mjestu. Postoji povezanost vezivanja kisika i CO2, tako da povećano vezivanje CO2 na hemoglobin, smanjuje mogućnost vezanja kisika na hemoglobin. Bikarbonatni ioni imaju veliku važnost u reguliranju pH vrijednosti u krvi.

Iako tijelo treba kisik za metabolizam, malehna količina kisika ne izaziva pojačano disanje. Upravo je obratno, velika koncentracija CO2 utiče na pojačano disanje. Tako naprimjer, ako čovjek udiše zrak bez kisika, gubi svijest, bez osjećaja teskoće u disanju. To je opasno naročito za pilote borbenih aviona.

Centri za disanje pokušavaju održati pritisak CO2 u arterijama od oko 40 mm Hg. Sa pojačanim disanjem, taj pritisak se smanjuje. Disanje jedne osobe stvara oko 1 kg CO2 dnevno.[52]

Otrovnost[uredi | uredi izvor]

Sadržaj ugljik dioksida u svježem zraku (prosjek uzet između nivoa mora i nivoa od 10kPa, tj. na visini oko 30 km) varira između 0,036% i 0,039% u zavisnosti od područja mjerenja.[53]

Ugljik dioksid je gas koji izaziva asfikciju, odnosno sam po sebi nije otrovan ali zamjenjuje kisik u zraku te može izazvati gušenje zbog nedostatka kisika. U istu grupu spadaju i gasovi poput helija ili dušika. Ugljik dioksid nije otrovan niti štetan u skladu sa Globalnim harmoniziranim sistemom klasifikacije i označavanja hemijskih standarda koje je donijela UN Ekonomska komisija za Evropu koristeći OECD upute za testiranje hemikalija. U koncentracijama do 1%, CO2 može kod ljudi izazvati osjećaj pospanosti.[54] Koncentracije od 7% do 10% mogu izazvati gušenje koje se manifestira vrtoglavicom, glavoboljom, poremećajima vida i sluha, te nesvijest u toku par minuta do jednog sata.[55] Pošto je on teži od zraka, postoje mjesta gdje gas izlazi iz zemljišta (zbog vulkanske ili geotermalne aktivnosti) u relativno velikim količinama bez da ga odnosi vjetar te se može sakupljati na zaklonjenim mjestima ili dolinama ispod prosječne nadmorske visine okolnog zemljišta. Ta pojava često dovodi do smrti velikog broja životinja koje se nađu na tim mjestima. Iz tog razloga desile su se brojne smrti u blizini kongoanskog grada Goma zbog vulkanske aktivnosti na obližnjoj planini Mount Nyiragongo.[56] Riječ mazuku iz Svahili jezika se koristi za ovaj fenomen.

Ljudi se mogu adaptirati na povećani nivo CO2. Neprestano udisanje zraka u kojem imaju veće koncentracije CO2 se može tolerisati do nivoa od 3% najmanje jedan mjesec i do nivoa od 4% najmanje oko jedne sedmice. Smatra se da udisanje zraka u kojem ima 2% CO2 duže vrijeme se može tolerisati u zatvorenim prostorima (naprimjer u podmornicama), jer je prilagođavanje na to psihološko i reverzibilno. Na ovim nivoima nije primjećeno smanjenje sposobnosti i normalne fizičke aktivnosti kod ljudi.[57][58]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ http://www.esrl.noaa.gov/gmd/ccgg/trends/#mlo
  2. ^ Donald G. Kaufman, Cecilia M. Franz (1996). Biosphere 2000: protecting our global environment. Kendall/Hunt Pub. Co. ISBN 978-0-7872-0460-0. Pristupljeno 11.10.2011. 
  3. ^ Food Factories. www.legacyproject.org. Pristupljeno 10. oktobar 2011.
  4. ^ "General Properties and Uses of Carbon Dioxide, Good Plant Design and Operation for Onshore Carbon Capture Installations and Onshore Pipelines". Energy Institute. Pristupljeno 14.3.2012.. 
  5. ^ National Research Council. "Summary." Ocean Acidification: A National Strategy to Meet the Challenges of a Changing Ocean. Washington, DC: The National Academies Press, 2010. 1. Print.
  6. ^ National Institute of Standards and Technology. "Phase change data for Carbon dioxide". Pristupljeno 21.1.2008.. 
  7. ^ Santoro, M. (2006). "Amorphous silica-like carbon dioxide". Nature 441 (7095): 857–860. 
  8. ^ a b Norman N. Greenwood; Alan Earnshaw (1997): Chemistry of the Elements (2. izd.). Butterworth–Heinemann. ISBN 978-0-08-022056-7
  9. ^ Jolly, William L., Modern Inorganic Chemistry (McGraw-Hill 1984), str. 196
  10. ^ M. Aresta (Ed.) "Carbon Dioxide as a Chemical Feedstock" 2010, Wiley-VCH: Weinheim. ISBN 978-3-527-32475-0
  11. ^ Colin Finn, Sorcha Schnittger, Lesley J. Yellowlees, Jason B. Love "Molecular approaches to the electrochemical reduction of carbon dioxide" Chemical Communications 2011, 0000.
  12. ^ Ebbe Almqvist (2003): History of industrial gases, Springer, 2003, ISBN 978-0-306-47277-0, str. 93
  13. ^ http://todayinsci.com/P/Priestley_Joseph/PriestleyJoseph-MakingCarbonatedWater1772.htm
  14. ^ Joseph, Priestley (1772). "Observations on Different Kinds of Air". Philosophical Transactions 62 (0): 147–264. 
  15. ^ Humphry, Davy (1823). "On the Application of Liquids Formed by the Condensation of Gases as Mechanical Agents". Philosophical Transactions 113 (0): 199–205. 
  16. ^ Duane, H.D. Roller; Thilorier, M. (1952). "Thilorier and the First Solidification of a "Permanent" Gas (1835)". Isis 43 (2): 109–113. 
  17. ^ Strassburger, Julius (1969). Blast Furnace Theory and Practice. New York: American Institute of Mining, Metallurgical, and Petroleum Engineers. ISBN 0-677-10420-0. 
  18. ^ Pierantozzi, Ronald (2001): Carbon Dioxide u "Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology". Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. Wiley. ISBN 0-471-23896-1
  19. ^ Agencija za standarde hrane u UK: "Current EU approved additives and their E Numbers". Pristupljeno 27.10.2011. 
  20. ^ halal.ba, podaci o E-brojevima (bos.)
  21. ^ Agencija za hranu i lijekove SAD: "Listing of Food Additives Status Part I". Pristupljeno 27.10.2011. 
  22. ^ Australija i Novi Zeland Food Standards Code "Standard 1.2.4 – Labelling of ingredients". Pristupljeno 27.10.2011. 
  23. ^ Carbon Dioxide as a Fire Suppressant: Examining the Risks, US EPA
  24. ^ Plant Growth Factors: Photosynthesis, Respiration, and Transpiration. Ext.colostate.edu. Pristupljeno 10.10.2011.
  25. ^ Carbon dioxide. Formal.stanford.edu. Pristupljeno 10.10.2011.
  26. ^ Stafford, Ned (7.2.2007). "Future crops: The other greenhouse effect". Nature 448 (7153): 526–8. 
  27. ^ Mark, Clayton (11. 1. 2006). "Algae – like a breath mint for smokestacks". Christian Science Monitor. Pristupljeno 11. 10. 2007. 
  28. ^ "The Coca-Cola Company Announces Adoption of HFC-Free Insulation in Refrigeration Units to Combat Global Warming". The Coca-Cola Company. Pristupljeno 11.10.2007.. 
  29. ^ "Modine reinforces its CO2 research efforts". R744.com. 28.6.2007. 
  30. ^ National Oceanic & Atmospheric Administration (NOAA) – Earth System Research Laboratory (ESRL), Trends in Carbon Dioxide
  31. ^ Mauna Loa CO2 annual mean data sa NOAA. Također pogledajte: Trends in Carbon Dioxide sa NOAA.
  32. ^ "Annual Mean Growth Rate for Mauna Loa, Hawaii". Trends in Atmospheric Carbon Dioxide. NOAA Earth System Research Laboratory. Pristupljeno 28.4.2010. 
  33. ^ Atmosphere Changes,http://www.epa.gov/climatechange/science/recentac.html
  34. ^ 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.
  35. ^ Enting, I.G., 1987: Interannual variation in the seasonal cycle of carbon dioxide concentration at Mauna Loa. Journal of Geophysical Research 92:D5, 5497–5504.
  36. ^ "Climate and CO2 in the Atmosphere". Pristupljeno 10.10.2007. 
  37. ^ Robert A.; Berner, Zavareth; Kothavala (2001). "GEOCARB III: A revised model of atmospheric CO2 over Phanerozoic Time". American Journal of Science 301 (2): 182–204. Pristupljeno 15.2.2008. 
  38. ^ "After two large annual gains, rate of atmospheric CO2 increase returns to average". NOAA News Online, Story 2412. 31.3.2005. 
  39. ^ Sigurdsson, Haraldur; Houghton, B. F. (2000). Encyclopedia of volcanoes. San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-643140-X. 
  40. ^ Martini, M.; Raschi, A.; Miglietta, F.; Tognetti, R.; van Gardingen, P.R. (ur.) (1997). "CO2 emissions in volcanic areas: case histories and hazaards". Plant responses to elevated CO2: Evidence from natural springs. Cambridge: Cambridge University Press. str. 69–86. ISBN 0-521-58203-2. 
  41. ^ US Geological Survey. "Volcanic Gases and Climate Change Overview". Pristupljeno 26.2.2013.. 
  42. ^ a b http://www.msnucleus.org/membership/html/k-6/uc/solar_system/5/ucss5_3a.html
  43. ^ http://www.nasa.gov/mission_pages/hubble/news/CO2.html
  44. ^ http://www.nature.com/news/2008/081121/full/news.2008.1248.html
  45. ^ Dhingra A, Portis AR, Daniell H (2004). "Enhanced translation of a chloroplast-expressed RbcS gene restores small subunit levels and photosynthesis in nuclear RbcS antisense plants". Proc. Natl. Acad. Sci. U.S.A. 101 (16): 6315–20. 
  46. ^ T.J. Blom; W.A. Straver; F.J. Ingratta; Shalin Khosla; Wayne Brown. "Carbon Dioxide In Greenhouses". Pristupljeno 12.6.2007. 
  47. ^ Ainsworth Elizabeth A. (2008). "Rice production in a changing climate: a meta-analysis of responses to elevated carbon dioxide and elevated ozone concentration". Global Change Biology 14 (7): 1642. 
  48. ^ Long SP; Ainsworth EA; Leakey AD; Nösberger J; Ort DR (2006). "Food for thought: lower-than-expected crop yield stimulation with rising CO2 concentrations". Science 312 (5782): 1918–21. 
  49. ^ F. Woodward and C. Kelly (1995). "The influence of CO2 concentration on stomatal density". New Phytologist 131 (3): 311–327. 
  50. ^ Bert G. Drake; Gonzalez-Meler Miquel A.; Long Steve P. (1997). "More efficient plants: A consequence of rising atmospheric CO2?". Annual Review of Plant Physiology and Plant Molecular Biology 48 (1): 609–639. 
  51. ^ [1] "Carbon dioxide" 2007.
  52. ^ [2] "How much carbon dioxide do humans contribute through breathing?" 2009.
  53. ^ "Graphical map of CO2". 
  54. ^ Toxicity of Carbon Dioxide Gas Exposure, CO2 Poisoning Symptoms, Carbon Dioxide Exposure Limits, and Links to Toxic Gas Testing Procedures autor: Daniel Friedman – InspectAPedia
  55. ^ "Carbon Dioxide as a Fire Suppressant: Examining the Risks". U.S. Environmental Protection Agency:. 
  56. ^ http://www.pbs.org/wgbh/nova/transcripts/3215_volcanoc.html
  57. ^ Glatte Jr H. A., Motsay G. J., Welch B. E. (1967). "Carbon Dioxide Tolerance Studies". Brooks AFB, TX School of Aerospace Medicine Technical Report. SAM-TR-67-77. Pristupljeno 2.5.2008. 
  58. ^ Lambertsen, C. J. (1971). "Carbon Dioxide Tolerance and Toxicity". Environmental Biomedical Stress Data Center, Institute for Environmental Medicine, University of Pennsylvania Medical Center (Philadelphia, PA). Report No. 2-71. Pristupljeno 2.5.2008. 

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]