Diossido di carbonio
Nome IUPAC
diossido di carbonio
Nomi alternativi
biossido di carbonio anidride carbonica gas silvestre
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	CO2
Massa molecolare (u)	44,009[1]
Aspetto	gas incolore
Numero CAS	124-38-9
Numero EINECS	204-696-9
PubChem	280
DrugBank	DBDB09157
SMILES	C(=O)=O
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/l, in c.s.)	1022 (31,1 °C e 5,2 atm) (liquido) 1562 (−78 °C) (solido)
Densità (kg·m−3, in c.s.)	1,9763 (0 °C), 1,8714 (15 °C), 1,8075 (25 °C)[2]
Solubilità in acqua	1,69 g/L (20 °C), 1,48 g/L (25 °C)[3]
Temperatura di fusione	216,59 K (−56,56 °C) al punto triplo[4]
Temperatura di ebollizione	194,7 K (−78,5 °C) sublima[4]
Punto triplo	216,5 K (−56,6 °C) 5,18×105 Pa
Punto critico	304,13 K (30,98 °C) 7,375×106 Pa[4]
Tensione di vapore (Pa) a 293 K	5,73×106
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)	−393,51[5]
ΔfG0 (kJ·mol−1)	−394,36[5]
S0m(J·K−1mol−1)	213,74[5]
C0p,m(J·K−1mol−1)	37,11[5]
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
attenzione
Frasi H	280 - 281
Consigli P	282 - 336+317 - 403 - 410+403 [1]
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Il diossido di carbonio, noto anche come biossido di carbonio o anidride carbonica, (formula: CO₂) è un ossido del carbonio formato da un atomo di carbonio legato da due doppi legami a due atomi di ossigeno. A temperatura ambiente si presenta come un gas incolore e di odore e sapore aciduli. È naturalmente presente in atmosfera, nell'idrosfera e nella biosfera.

L'attuale concentrazione atmosferica di anidride carbonica si aggira attorno a 0,04% (424 ppm)^[6] ed è cresciuta rispetto al livello pre-industriale, in cui era stabile a circa 0,03% (280 ppm). Questo rapido aumento atmosferico di anidride carbonica è ascrivibile dunque alle attività umane.^[7] Tra le attività più inquinanti sono riconosciute: la produzione di energia elettrica dalla combustione di gas naturale, metano o carbone e il trasporto dalla combustione di combustibili fossili. L'abbondanza di anidride carbonica allo stato gassoso, surriscalda l'atmosfera attraverso un fenomeno chiamato "effetto serra". Secondo questo modello, la radiazione elettromagnetica proveniente dal Sole, genererebbe un calore maggiore rispetto a quello uscente dalla Terra, surriscaldando il pianeta gradualmente. La CO₂, assieme ad altri gas serra, sarebbe responsabile dell'abbassamento della quantità di questo calore uscente.

Nell'idrosfera la CO₂ è in parte disciolta in acqua con una solubilità di 1,48 g/L in condizioni standard. In questo senso, gli oceani, i mari, i laghi, i fiumi e le acque sotterranee possono essere considerate dei serbatoi di anidride carbonica, che la sequestrano dall'atmosfera. L'abbondanza di CO₂ disciolta nelle acque però, ne cambia il pH, generando squilibri per le forme di vita.

Nella biosfera, l'anidride carbonica interagisce con qualsiasi essere vivente. Per gli organismi autotrofi la CO₂ è la molecola di costruzione della materia organica: la fotosintesi clorofilliana usa CO₂, H₂O e energia solare per produrre materia organica e ossigeno. Per gli organismi eterotrofi la CO₂ è la molecola di scarto del metabolismo: la respirazione cellulare usa materia organica e ossigeno per produrre CO₂ e H₂O.

A −78 °C e a pressione atmosferica l'anidride carbonica allo stato gassoso brina allo stato solido in un composto comunemente chiamato ghiaccio secco. La CO₂ allo stato liquido non può esistere a pressione atmosferica, ma esiste se la si pone sotto 31,1 °C e con una pressione di oltre 5 atmosfere.

L'anidride carbonica fu scoperta nel 1638 dal chimico belga Jean Baptiste van Helmont^[8] mentre bruciava del carbone in un recipiente. Quando vide che la massa della cenere risultante era di molto inferiore a quella del carbone originale, ipotizzò che il resto del carbone si fosse trasformato in una sostanza invisibile che chiamò "gas" o, talvolta, "gas silvestre". Fu il primo gas ad essere scoperto e Van Helmont ne osservò la formazione durante processi di combustione e fermentazione.^[9]

Le proprietà dell'anidride carbonica furono ulteriormente studiate nel 1750 dal chimico britannico Joseph Black. Egli dimostrò che alcuni sali alcalini, come il carbonato di calcio o quello di sodio, potevano produrre un gas quando riscaldati o trattati con acidi.^[10] Tale gas fu da lui definito "aria fissa" a causa del fatto che era contenuto, fissato, all'interno della struttura cristallina del calcare. Osservò, inoltre, che quell'aria era più densa dell'aria atmosferica e non supportava la combustione di una fiamma. Determinò anche i valori del calore latente e del calore specifico.^[8][11]

Nel 1772 il chimico inglese Joseph Priestley pubblicò un articolo intitolato Impregnating Water with Fixed Air (Impregnare acqua con aria fissa) in cui descriveva un processo di dissoluzione dell'anidride carbonica in acqua, ottenendo così per la prima volta, l'acqua gassata.^[8][12] Nel 1781 Antoine-Laurent de Lavoisier, attraverso la combustione del carbonio con l'ossigeno, poté dedurre la composizione chimica di questo gas.^[8]

L'anidride carbonica fu liquefatta per la prima volta nel 1823 da Humphry Davy e Michael Faraday, applicando ad un contenitore elevate pressioni.^[13] Nel tentativo di ottenerla liquida a pressione atmosferica, l'inventore francese Adrien-Jean-Pierre Thilorier, nel 1835, abbassò la temperatura fino a −78 °C ottenendo così direttamente la forma solida.^[14] Si scoprì dunque che l'anidride carbonica brina a −78 °C, passando dalla sua forma gassosa a quella solida, o viceversa sublima passando da quella solida a quella gassosa.

Nel 1866 Thaddeus Lowe mise a punto un ciclo frigorifero ad anidride carbonica, utilizzato per la produzione di ghiaccio.^[15]

L'aumento dell'effetto serra imputabile alla produzione umana di anidride carbonica fu sottolineato già nel 1896 da Svante Arrhenius, che mise in relazione la concentrazione di anidride carbonica con la temperatura dell'atmosfera.^[16] Tale relazione fu chiarita maggiormente da molti studi successivi. L'Organizzazione Mondiale della Meteorologia (OMM) ha evidenziato un costante aumento della concentrazione di anidride carbonica nell'atmosfera, dal valore di 280 ppm prima della seconda rivoluzione industriale fino al valore attuale di 418 ppm,^[6] mai raggiunto prima negli ultimi 800.000 anni.^[17][18] Analogamente si è registrato un forte incremento delle temperature medie.

Nell'odierna nomenclatura IUPAC, la locuzione "anidride carbonica" è obsoleta: il termine "anidride" designa una specifica classe di composti organici ai quali l'anidride carbonica non appartiene, essendo un composto inorganico. Dunque si preferisce il nome "diossido di carbonio", anche se ormai il termine anidride carbonica è radicato nell'uso comune.

Una molecola di diossido di carbonio è formata da un atomo di carbonio legato covalentemente a due atomi di ossigeno attraverso due doppi legami. L'atomo di carbonio ha numero di ossidazione +4, si trova quindi al suo massimo stato di ossidazione possibile, mentre i due atomi di ossigeno hanno numero di ossidazione −2: la molecola non ha cariche globali ed è elettricamente neutra.^[9]

La geometria della molecola è lineare e dunque presenta una distribuzione di elettroni non uniforme, con una parziale carica negativa su entrambi gli ossigeni e una positiva sul carbonio. Data però la sua simmetria rispetto all'atomo di carbonio, la CO₂ non presenta momento di dipolo elettrico. La lunghezza dei doppi legami C=O è di 116,3 pm, più corta della lunghezza del doppio legame C=O presente in altri gruppi funzionali come i carbonili.^[19]

Come molecola triatomica lineare, la CO₂ ha quattro modalità vibrazionali che entrano in risonanza con le radiazioni elettromagnetiche:

1. Stiramento simmetrico: i due atomi di ossigeno si allontanano e si avvicinano all'atomo di carbonio in maniera sincrona e simmetrica lungo l'asse di legame. Questa modalità di vibrazione non genera un momento di dipolo e dunque la molecola rimane apolare, rimanendo invisibile alla spettroscopia IR, ma venendo rilevata dalla spettroscopia Raman ad una lunghezza d'onda di 7,2 µm.^[20]
2. Stiramento antisimmetrico: i due atomi di ossigeno si allontanano e si avvicinano all'atomo di carbonio in maniera asincrona e asimmetrica ma sempre lungo l'asse di legame. Questa vibrazione genera momento di dipolo e rende la CO₂ visibile nello spettro infrarosso ad una lunghezza d'onda di 4,25 µm.^[21]
3. Flessione degenere: i due atomi di ossigeno e quello di carbonio flettono i loro legami lungo assi casuali diversi da quello di legame. Questa vibrazione rende la CO₂ visibile all'IR ad una lunghezza d'onda di 15 µm.^[21]
4. Flessione perpendicolare all'asse della molecola: i due atomi di ossigeno e quello di carbonio flettono i loro legami lungo l'asse perpendicolare a quello della molecola. Anche questa vibrazione rende la molecola visibile all'osservazione IR a 15 µm.^[21]

Date queste modalità di vibrazione, si può osservare uno spettro di assorbimento della radiazione elettromagnetica relativo alla CO₂ con picchi a 4,25 µm e a 15 µm, entrambe lunghezze d'onda che ricadono nello spettro infrarosso. Quando un fotone con queste caratteristiche viene assorbito dalla CO₂ questa vibra con maggiore intensità e l'energia in eccesso viene dissipata in calore. Per questo motivo lo spettro IR viene utilizzato per rilevare le temperature delle superfici e, sempre per questo motivo la CO₂ è definito gas serra.

A temperatura e pressione ambiente il diossido di carbonio è un gas incolore ed inodore. La sua densità a temperatura e pressione ambiente è superiore di 1,5 volte a quella dell'aria^[11] e tende quindi a stratificarsi sul fondo degli ambienti chiusi e non ventilati. All'abbassarsi della temperatura, il primo passaggio di stato che avviene è il brinamento da gas a solido. A −78,2 °C infatti, la CO₂ gassosa brina in un solido comunemente chiamato "ghiaccio secco".^[22] Viceversa avviene la sublimazione del ghiaccio secco in CO₂ gassosa.

Lo stato liquido viene raggiunto solo se si applicano più di 5,2 atmosfere di pressione e temperature inferiori a 31,1 °C. Se alle elevate pressioni (come quelle usate per ottenere CO₂ liquida) si applicano temperature inferiori, a −56,6 °C si raggiunge il punto triplo, ossia un momento in cui coesistono lo stato solido, liquido e aeriforme nello stesso momento. Quando si applicano 72,8 atm e 30,9 °C, si arriva al punto critico, un momento in cui lo stato liquido e aeriforme si mescolano in un fluido chiamato "anidride carbonica supercritica".

Raffreddando la CO₂ a pressioni di oltre 400.000 atm, si ottiene un solido amorfo simil-vetroso chiamato "carbonia", il quale sublima in forma gassosa non appena viene rilasciata la pressione.^[23]

All'aumentare della concentrazione, la CO₂ gassosa non rimane inodore ed insapore. Ad alte concentrazioni, reagendo parzialmente con l'acqua delle mucose del naso e della bocca, produce acido carbonico. Dunque respirare un'atmosfera particolarmente ricca di CO₂ produce un odore e un sapore acre ed acidulo, oltre che un senso di irritazione delle vie aeree superiori.

La reazione che compie con l'acqua è formalmente una solvatazione, il cui equilibrio è spostato verso la formazione dell'acido carbonico in quanto questo si dissocia con facilità in ioni carbonato (HCO₃⁻ e CO₃²⁻) i quali vengono poi sequestrati dagli ioni calcio, sodio e potassio in soluzione a formare carbonato di calcio, carbonato di sodio, bicarbonato di sodio ecc.

${\displaystyle {\ce {CO2 + H2O <=> H2CO3 <=> HCO3- + H+ <=> CO3^2- + 2H+}}}$

${\displaystyle {\ce {HCO3- + Na+ -> NaHCO3}}}$

${\displaystyle {\ce {CO3^2- + Ca^2+ -> CaCO3}}}$

${\displaystyle {\ce {CO3^2- + 2Na+ -> Na2CO3}}}$

A temperature superiori ai 1700 °C, il diossido di carbonio si converte parzialmente in monossido di carbonio e ossigeno:^[9]

${\displaystyle {\ce {2CO2 ->[Temperatura] 2CO + O2}}}$

La riduzione della CO₂ a CO è un processo molto lento e generalmente difficile, ma può accadere:

${\displaystyle {\ce {CO2 + 2e- + 2H+ -> CO + H2O}}}$

Gli organismi autotrofi la utilizzano per costruire la materia organica attraverso la fotosintesi clorofilliana. Gli organismi eterotrofi la producono di scarto attraverso la respirazione cellulare.

${\displaystyle {\ce {nCO2 + nH2O <=> (CH2O)n + nO2}}}$

Chimicamente, il diossido di carbonio è un reagente elettrofilo. Reagisce con i reattivi di Grignard e con altri composti organometallici a dare i corrispondenti acidi carbossilici in una reazione chiamata carbonizzazione.

${\displaystyle {\ce {CO2 + R-Mg-X -> R-COOH + Mg-X}}}$

Reagisce inoltre con il fenolo nella reazione di Kolbe a dare l'acido 2-idrossibenzoico, ossia l'acido salicilico, il precursore dell'aspirina.

La CO₂ è parte integrante del ciclo del carbonio, un ciclo biogeochimico in cui il carbonio viene scambiato tra l'atmosfera, l'idrosfera, la litosfera e la biosfera. In questo contesto, il carbonio non è sempre sotto forma di CO₂, ma lo si può ritrovare come metano (CH₄), come ioni carbonato (HCO₃⁻ e CO₃²⁻), come molecole organiche (glucosio, cellulosa, ecc.) o anche come macromolecole biologiche (acidi nucleici, glucidi, proteine e lipidi).

La concentrazione atmosferica del diossido di carbonio è variata enormemente durante i 4,54 miliardi di anni di storia della Terra. Si ritiene fosse presente nella prima atmosfera terrestre, poco dopo la formazione della Terra^[24] e che l'attività vulcanica e il bombardamento da parte di asteroidi ne abbiano aumentato la concentrazione nei successivi 2 miliardi di anni.^[25] Una parte importante delle emissioni di diossido di carbonio fu presto dissolta nell'acqua e incorporata nei sedimenti carbonatici. Grazie a questi sedimenti oggi si può stimare che la concentrazione di CO₂ salì durante tutto il Precambriano fino a 4000 ppm.^[26]

La massiccia produzione di ossigeno da parte della fotosintesi cianobatterica portò ad un evento di estinzione di massa delle primordiali forme di vita chiamato catastrofe dell'ossigeno che cambiò drasticamente la composizione dell'atmosfera terrestre, facendola assomigliare a quella moderna. La concentrazione atmosferica della CO₂ che si ipotizza essere tipica di quel periodo è, anche in questo caso, una stima effettuata sullo studio degli isotopi del carbonio contenuti nelle rocce carbonatiche.

Le registrazioni di temperatura degli ultimi 420 milioni di anni indicano che le concentrazioni atmosferiche di CO₂ hanno raggiunto un picco di circa 2000 ppm durante il periodo Devoniano (circa 380 milioni di anni fa) e di nuovo nel Triassico (220–200 milioni di anni fa). Entrambi questi periodi corrispondono a grandi linee ad estinzioni di massa: l'estinzione di massa del tardo Devoniano e l'estinzione di massa del Permiano-Triassico. Le concentrazioni di CO₂ sono ricavate da diversi fattori: il numero di stomi osservati su foglie fossili^[27] e la concentrazione di fitano come prodotto di degradazione della clorofilla.^[28]

Circa 34 milioni di anni fa, quando avvenne l'estinzione minore dell'Eocene-Oligocene, la CO₂ si stima fosse di circa 760 ppm,^[29] e ci sono prove geochimiche che le concentrazioni scesero a 300 ppm circa 20 milioni di anni fa. La diminuzione della concentrazione di CO2 è stato l'agente principale che ha forzato la glaciazione antartica.^[30] Basse concentrazioni di CO₂ potrebbero essere state lo stimolo che ha favorito l'evoluzione delle piante C4, che sono aumentate notevolmente tra 7 e 5 milioni di anni fa.^[28]

Durante l'ultimo periodo geologico, le concentrazioni di anidride carbonica sono scese fino a circa 180 ppm nel corso della glaciazione quaternaria avvenuta 2 milioni di anni fa, per poi risalire fino a 280 ppm durante i periodi interglaciali.^[6] In generale si è osservato che una bassa concentrazione atmosferica di CO₂ è spesso correlata ad un'era glaciale, anche se non è quasi mai l'unica causa scatenante. Campionamenti dell'atmosfera di quel periodo e dei periodi successivi sono possibili grazie al carotaggio delle calotte polari della Groenlandia e dell'Antartide.

Anche negli ultimi 200.000 anni, ossia durante tutta la storia di Homo Sapiens, la quantità atmosferica di diossido di carbonio è oscillata tra 180 ppm e 290 ppm, scandendo periodi glaciali e interglaciali. Dall'inizio del 1900 però, in concomitanza con gli eventi della seconda rivoluzione industriale, la sua concentrazione è aumentata vertiginosamente fino a raggiungere 400 ppm nel 2015. Attualmente il livello medio di CO₂ nell'atmosfera terrestre ha raggiunto 419 ppm^[6] e continua ad aumentare di circa 2 ppm/anno seguendo un modello esponenziale^[31][32] e provocando il fenomeno del riscaldamento globale. Per questo motivo gli scienziati monitorano costantemente le concentrazioni di CO₂ atmosferica e studiano il loro impatto sulla biosfera.

Ogni ppm di CO₂ in atmosfera rappresenta circa 7,82 × 10¹² kg di diossido di carbonio.^[33] Moltiplicando questo numero con il numero di ppm totali si ottiene 3,21 × 10¹⁵ kg, che è il peso complessivo della CO₂ presente nell'atmosfera terrestre.

Come evidenzia la curva di Keeling, esiste una fluttuazione annuale nella concentrazione di CO₂. Il livello scende di circa 6 o 7 ppm da maggio a settembre durante la stagione di crescita delle piante dell'emisfero boreale, per poi salire di circa 8 o 9 ppm durante il periodo invernale. L'emisfero settentrionale domina il ciclo annuale di concentrazione di CO₂ perché ha una superficie terrestre e una biomassa vegetale molto maggiori rispetto all'emisfero australe.^[34][35]

Il diossido di carbonio svolge un ruolo significativo nel provvedere al mantenimento relativamente alto delle temperature presenti sul pianeta. Nonostante la sua bassa concentrazione rispetto agli altri componenti dell'atmosfera, la CO₂ riveste anche un ruolo fondamentale per il mantenimento abbastanza costante della temperatura durante l'escursione termica giorno-notte. Senza l'effetto serra dovuto in gran parte alla CO₂, la temperatura superficiale media della Terra sarebbe di circa −18 °C.^[36][37] L'effetto serra presente naturalmente sulla Terra rende dunque possibile la vita come la conosciamo.

Sebbene l'acqua sia responsabile della maggior parte (circa il 36-70%) dell'effetto serra totale, il ruolo del vapore acqueo come gas serra dipende dalla temperatura. Sulla Terra, l'anidride carbonica è il gas serra più rilevante e direttamente influenzato dal punto di vista antropologico. Il concetto di CO₂ atmosferica che aumenta la temperatura del suolo fu pubblicato per la prima volta da Svante Arrhenius nel 1896.^[38] L'aumento del forzante radiativo dovuto all'aumento della CO₂ nell'atmosfera terrestre si basa sulle proprietà fisiche della CO₂. L'aumento della forzatura determina ulteriori cambiamenti nel bilancio energetico terrestre e, a lungo termine, nel clima terrestre.^[39]

Il rilascio naturale di CO₂ in atmosfera avviene principalmente a causa di eruzioni vulcaniche, fumarole, geyser o incendi. Anche la respirazione cellulare degli organismi eterotrofi produce CO₂, secondo una reazione che è essenzialmente una combustione del glucosio. A differenza di una vera combustione però, la velocità di reazione è controllata da parte degli enzimi, i quali permettono che l'energia prodotta non si disperda immediatamente in calore, ma venga immagazzinata sotto altre forme.

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

La CO₂ è anche un prodotto della fermentazione alcolica, un metabolismo analogo alla respirazione, ma che avviene in assenza di ossigeno ad opera di numerosi batteri.

${\displaystyle {\ce {C6H12O6 -> 2CH3CH2OH + 2 CO2}}}$

Altri microorganismi decompongono la materia organica producendo un miscuglio di metano e CO₂ definito biogas.^[14]

L'attività umana che immette più CO₂ in atmosfera è la combustione di qualsiasi materiale a base di carbonio (metano, petrolio, cherosene, legno, carbone, carta, ecc.). Per esempio, la combustione di una molecola di metano produce una molecola di CO₂ e due di H₂O, come mostrato dalla reazione:

${\displaystyle {\ce {CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}}}$

Questa particolare attività è alla base di moltissime altre, come la produzione di energia elettrica, lo spostamento di veicoli o lo smaltimento di rifiuti. Anche il disboscamento e la deforestazione sono attività umane che contribuiscono significativamente all'aumento della concentrazione atmosferica di CO₂. In questo caso, non immettendo nuove molecole in ambiente, ma togliendo gli organismi che naturalmente la rimuovono, e quindi favorendone l'accumulo. La deforestazione è ritenuta essere la seconda causa del riscaldamento globale, dopo la combustione dei materiali a base di carbonio.^[40]

Molti processi industriali producono CO₂ come scarto. Il più impattante di essi è l'alligazione degli ossidi del ferro con il carbon coke, per formare la ghisa.^[15] Anche la produzione di ammoniaca è responsabile della formazione di CO₂ oltre che di idrogeno. Nell'estate del 2018 in Europa si è verificata una carenza di CO₂ a causa della chiusura temporanea di diversi impianti di ammoniaca per manutenzione.^[16]

L'anidride carbonica entra in soluzione in una quantità di circa 1,48 g/L in condizioni standard di pressione e temperatura. La solubilità del gas diminuisce all'aumentare della temperatura dell'acqua, tranne quando sia la pressione che la temperatura superano valori estremi (296 atmosfere e 120 °C) che si trovano solo vicino a sfiati geotermici profondi.^[17] La maggior parte della CO₂ assorbita dagli oceani, forma acido carbonico in equilibrio con gli ioni bicarbonato e carbonato. L'aumento di CO₂ nell'atmosfera ha portato a una diminuzione dell'alcalinità dell'acqua di mare e si teme che ciò possa influire negativamente sugli organismi acquatici. In particolare, con la diminuzione dell'alcalinità, la disponibilità di carbonati per la formazione di conchiglie diminuisce,^[18] sebbene vi siano prove di un aumento della produzione di conchiglie da parte di alcune specie.^[19]

C'è circa cinquanta volte più anidride carbonica disciolta negli oceani rispetto a quella che esiste nell'atmosfera. Gli oceani agiscono come un enorme pozzo di carbonio e hanno assorbito circa un terzo della CO₂ emessa dall'attività umana.^[20]

Con l'aumento della concentrazione di anidride carbonica nell'atmosfera, l'aumento dell'assorbimento di anidride carbonica negli oceani sta causando una diminuzione misurabile del pH degli oceani, che viene definita acidificazione degli oceani. Questa riduzione del pH colpisce i sistemi biologici negli oceani, principalmente gli organismi calcificanti. Questi effetti abbracciano la catena alimentare dagli autotrofi agli eterotrofi e comprendono organismi come coccolitofori, coralli, foraminiferi, echinodermi, crostacei e molluschi. In condizioni normali, il carbonato di calcio è stabile nelle acque superficiali poiché lo ione carbonato è a concentrazioni sovrasaturanti. Tuttavia, quando il pH dell'oceano diminuisce, diminuisce anche la concentrazione di questo ione e quando il carbonato diventa sottosaturato e le strutture di carbonato di calcio sono vulnerabili alla dissoluzione.^[22] Coralli,^[23][24][25] coccolitofori,^[26][27][29] alghe coralline,^[30] foraminiferi,^[31] molluschi^[32] e pteropodi^[34] subiscono una ridotta calcificazione o maggiore dissoluzione.

La dissoluzione delle rocce carbonatiche causa una serie di reazioni, al cui termine si ha produzione di CO₂. Quando per esempio una roccia a base di carbonato di calcio incontra un acido tende a dissolversi secondo la seguente reazione:

${\displaystyle {\ce {CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2CO3}}}$

La presenza di acido carbonico acidifica ancora di più l'ambiente, generando un meccanismo a feedback positivo che fa crescere costantemente l'acidità. L'acido carbonico infine, a seconda del pH e della sua concentrazione in soluzione, si dissocia in H₂O e CO₂ seguendo la reazione:

${\displaystyle {\ce {H2CO3 <=> H2O + CO2}}}$

Questa reazione di dissociazione avviene anche nei vasi sanguigni dei nostri polmoni: quando la pressione parziale di CO₂ è bassa, l'equilibrio si sposta verso i prodotti, producendo CO₂. Tornando alle rocce carbonatiche, all'aumentare della temperatura (circa 850 °C a pressione standard), il carbonato di calcio si dissocia autonomamente in CaO e CO₂.

Gli ioni carbonato e bicarbonato sono consumati da organismi fotosintetici che rimuovono il carbonio dal ciclo, fissandolo in rocce di carbonato di calcio. Lo ione idrogenocarbonato viene prodotto per azione del diossido di carbonio libero sulle rocce calcaree - un esempio è la reazione di dissoluzione del carbonato di calcio:

${\displaystyle {\ce {CaCO3 + CO2 + H2O -> Ca^2+ + 2 HCO3-}}}$

Il diossido di carbonio è un nutriente per gli organismi autotrofi e un materiale di scarto per gli quelli eterotrofi. Ciò significa che la CO₂ viene utilizzata, in modi diversi, da tutti gli esseri viventi.

L'insieme degli organismi autotrofi comprende tutti quegli esseri viventi che riescono ad autosintetizzarsi le proprie molecole organiche partendo da quelle inorganiche che l'ambiente offre, come ad esempio la CO₂. Questo vasto raggruppamento di organismi lo si può suddividere ulteriormente in:

• Fotoautotrofi, che sintetizzano le proprie molecole tramite reazioni che avvengono quando un fotone fornisce loro l'energia sufficiente. Rientrano in questa categoria le piante, le alghe ed i cianobatteri.
• Chemioautotrofi, che sintetizzano le proprie molecole tramite reazioni che ricavano l'energia necessaria da altre reazioni che la liberano. Fanno parte di questa categoria alcuni batteri, e gli archei.

Gli organismi eterotrofi invece, sono tutti quegli esseri viventi che non sono in grado di autosintetizzarsi le proprie molecole partendo da quelle inorganiche che l'ambiente offre. Rientrano in questa categoria gli animali, i funghi e alcuni batteri.

Il metabolismo degli organismi fotoautotrofi che coinvolge la CO₂ è la fotosintesi clorofilliana. La fase che consuma CO₂ per generare molecole organiche è detta ciclo di Calvin e rientra in una più vasta categoria di metabolismi che si chiamano fissazione del carbonio.

Nella fotosintesi, l'enzima fondamentale perché avvenga la fissazione del carbonio è la ribulosio-1,5-bisfosfato carbossilasi/ossigenasi, comunemente abbreviata in RuBisCO. Si pensa che la RuBisCO sia la proteina più abbondante sulla Terra.^[41] Il ciclo di Calvin prosegue poi, producendo carboidrati e consumando l'energia accumulata dalle reazioni alla luce. I carboidrati prodotti dalla fotosintesi vengono usati sia come fonte alimentare, sia come materia per la sintesi di molecole organiche più complesse, come i polisaccaridi, gli acidi nucleici e le proteine. Queste molecole sono a loro volta usate sia dagli organismi stessi che le producono, sia dagli eterotrofi, per la propria crescita. Le piante possono crescere fino al 50% più velocemente quando immesse in atmosfere con concentrazioni di 1000 ppm di CO₂.^[42] Questi livelli elevati di CO₂, causano un aumento della crescita che si riflette nella resa dei raccolti, con grano, riso e soia che mostrano tutti aumenti della resa del 12-14%.^[43][44] Tali livelli di CO₂ provocano lo sviluppo di un minor numero di stomi sulle piante,^[45] il che porta a un consumo idrico ridotto e a una maggiore efficienza nell'uso dell'acqua.^[46] Le piante C3 emettono CO₂ durante la loro respirazione, sono solo assorbitori netti durante il giorno, ma non lo sono durante la notte. Sebbene una foresta in crescita assorbirà molte tonnellate di CO₂ ogni anno, una foresta matura produrrà tanta CO₂ dalla respirazione e dalla decomposizione di esemplari morti (ad esempio rami caduti) quanta ne viene utilizzata nella fotosintesi nelle piante in crescita. Durante la fotosintesi attiva, le piante possono assorbire più anidride carbonica dall'atmosfera di quanta ne rilascino durante la respirazione.

Alcuni fotoautotrofi, i coccolitofori, sintetizzano scaglie dure di carbonato di calcio.^[47] Una specie di importanza mondiale è Emiliania huxleyi le cui scaglie di calcite hanno formato la base di molte rocce sedimentarie come il calcare, dove ciò che in precedenza era carbonio atmosferico può rimanere fisso per scale temporali geologiche. Il fitoplancton può effettuare fotosintesi consumando la CO₂ disciolta nell'oceano e quindi promuove l'assorbimento della CO₂ dall'atmosfera.^[48] I cianobatteri sono stati i primi organismi ad effettuare fotosintesi clorofilliana ossigenica (che produce ossigeno) e si ritiene che siano i responsabili dell'accumulo di ossigeno che oggi caratterizza la nostra atmosfera. Col loro nuovo metabolismo causarono un abbassamento dei livelli di CO₂ atmosferici e un innalzamento di quelli dell'O₂, provocando un'estinzione di massa nota come catastrofe dell'ossigeno.

Questi microorganismi utilizzano metabolismi molto diversificati per la fissazione del carbonio. Un esempio sono i metanogeni, archei che producono metano partendo da CO₂ e idrogeno molecolare.

${\displaystyle {\ce {CO2 + 4H2 -> CH4 + 2H2O}}}$

Un altro esempio i solfobatteri purpurei, che in assenza di luce possono ossidare lo zolfo da acido solfidrico a zolfo elementare, con consumo di CO₂ e O₂. In presenza di luce questi microorganismi possono effettuare fotosintesi clorofilliana anossigenica.

${\displaystyle {\ce {18 H2S + 6 CO2 + 3 O2 -> C6H12O6 + 12 H2O +18 S}}}$

Nei vertebrati, l'anidride carbonica viaggia nel sangue dai tessuti del corpo alla pelle (ad esempio gli anfibi) o alle branchie (ad esempio i pesci), da dove si dissolve nell'acqua, o ai polmoni da dove viene espirata.

La CO₂ è un gas asfissiante e non è classificato come tossico o nocivo in conformità con gli standard del sistema armonizzato di classificazione ed etichettatura delle sostanze chimiche (GHS) e dell'OCSE. A concentrazioni fino all'1% (10000 ppm), alcune persone si sentiranno assonnate e darà ai polmoni una sensazione di soffocamento.^[49] Concentrazioni dal 7% al 10% (da 70000 a 100000 ppm) possono causare soffocamento, anche in presenza di ossigeno sufficiente, manifestandosi come vertigini, mal di testa, disfunzioni visive e uditive e perdita di coscienza entro pochi minuti o un'ora.^[50] Gli effetti fisiologici dell'esposizione acuta all'anidride carbonica sono raggruppati sotto il termine ipercapnia, una categoria di asfissia.

Il biossido di carbonio nell'aria è presente in quantità dello 0,04% circa, mentre nell'aria esalata dopo un respiro è circa il 4,5%. Un'atmosfera che contiene oltre il 5% di biossido di carbonio è asfissiante per gli esseri umani e per gli animali, dato che va a saturare l'emoglobina del sangue impedendole di legarsi all'ossigeno e bloccando quindi l'ossigenazione dei tessuti. Per tale motivo, sia quando viene usato in forma gassosa, sia quando viene usato come ghiaccio secco, il biossido di carbonio va maneggiato in spazi ben aerati. I limiti fissati dall'OSHA (l'agenzia statunitense per la sicurezza sui luoghi di lavoro) per la concentrazione di biossido di carbonio sul posto di lavoro sono lo 0,5% (5000 ppm, 9000 mg/mc TLV-TWA^[4]) per un'esposizione continua. Il limite STEL è pari al 3% (30000 ppm^[4]). La maggior parte del biossido di carbonio presente nel sangue (il 72%) è presente in forma di ione idrogenocarbonato, HCO₃^-, dove funge da tampone per la regolazione del pH sanguigno, anche se secondaria rispetto al potere tampone delle proteine che copre i tre quarti del totale. Il livello ottimale dello ione idrogenocarbonato è mantenuto attraverso la frequenza del respiro e la contrazione o la dilatazione dei vasi sanguigni e delle vie polmonari. Circa il 22% della CO₂ nell'organismo si trova sotto forma di carbaminoemoglobina e il 6% sotto forma di CO₂ libera. Ogni giorno il corpo umano produce 12-15 mol di CO₂ (288-360 litri) a riposo e fino a 50 mol in intensa attività fisica.^{[senza fonte]} Esposte alla luce, le piante assorbono biossido di carbonio dall'atmosfera attraverso la fotosintesi, tramite la quale biossido di carbonio e acqua vengono convertiti in glucosio e ossigeno. Sia in presenza che in assenza di luce, anche le piante emettono biossido di carbonio in conseguenza della respirazione cellulare.

L'atmosfera di Venere è composta al 96,5% da diossido di carbonio,^[51][52][53] cioè contiene una quantità di CO₂ che corrisponde all'incirca a 4,63 × 10¹⁷ kg.^[54] Questa quantità è superiore di 100 volte rispetto a quella presente nell'atmosfera terrestre. A causa di questa elevata concentrazione, l'effetto serra che ne deriva è particolarmente intenso, tanto che le temperature venusiane raggiungono una media giornaliera di 464 °C (737 K).^[54]

L'atmosfera di Marte è composta al 95% da diossido di carbonio,^[55][56] cioè contiene una quantità di CO₂ che corrisponde a 2,37 × 10¹³ kg.^[57] Siccome l'asse di rotazione del pianeta è inclinato di 25,19°, accade che per circa metà periodo orbitale (0,94 anni) uno dei due poli non viene mai colpito dalla luce del Sole, mentre l'altro polo non viene illuminato per l'altra metà dell'orbita. La temperatura media che viene raggiunta sulla superficie del polo non illuminato permette il brinamento del diossido di carbonio, che si accumula assieme al ghiaccio, formando una calotta polare.

L'atmosfera di Giove possiede circa 2,9 × 10¹⁰ kg di diossido di carbonio.^[58] Questa quantità, rapportata massa complessiva dell'atmosfera, fa della CO₂ una delle molecole più rare su Giove. Si ritiene che la CO₂ gioviana possa provenire da comete che sono precipitate sul pianeta e che si sono disgregate negli strati alti dell'atmosfera.^[59]

L'anidride carbonica è presente anche su alcuni satelliti di Giove, ad esempio l'atmosfera di Callisto è composta essenzialmente da anidride carbonica.^[60] Essa è talmente tanto sottile che la pressione sulla superficie della luna è 7,5 × 10⁻⁷ Pa. Un'atmosfera così rarefatta si ipotizza che si disperda nello spazio in meno di 96 ore e che venga costantemente ricostituita dalla sublimazione della superficie, completamente ricoperta di ghiaccio secco.^[60]

Come quella di Giove, anche l'atmosfera di Saturno contiene tracce di CO₂, probabilmente derivate da comete o da reazioni del monossido di carbonio (CO) con gruppi radicalici ossidrilici (•OH) a formare diossido di carbonio (CO₂) e idrogeno molecolare (H₂).^[61]

Il diossido di carbonio è il risultato della combustione di un composto organico in presenza di una quantità di ossigeno sufficiente a completarne l'ossidazione. Può essere inoltre prodotta facendo reagire un carbonato o un bicarbonato con un acido.^[11] In natura, viene anche prodotta da batteri aerobici durante il processo della fermentazione alcolica ed è il sottoprodotto della respirazione. Le piante lo utilizzano per la fotosintesi che, combinandolo con l'acqua e per azione della luce solare e della clorofilla, lo trasforma in glucosio liberando ossigeno come sottoprodotto.

Il diossido di carbonio viene prodotto principalmente a partire dai seguenti processi:^[62]

• da combustione di petrolio, carbone e gas; e soprattutto da centrali termoelettriche, aerei, navi e da autoveicoli ma anche da missili e razzi. Si pensi ad esempio che un aereo di linea sulla rotta Milano New York consuma 63.000 litri di cherosene^[63];
• come prodotto secondario da impianti di produzione di ammoniaca e idrogeno, in cui il metano è convertito in diossido di carbonio;
• come sottoprodotto della fermentazione;
• da decomposizione termica di CaCO₃;
• come sottoprodotto della produzione di fosfato di sodio;
• come sottoprodotto dei processi de ossidazione^[64][65]
• direttamente dai pozzi naturali di diossido di carbonio.

Il diossido di carbonio solido (anche detto ghiaccio secco o neve carbonica^[11]) viene usato come mezzo refrigerante, ad esempio per la conservazione degli alimenti, presentando il vantaggio di sublimare passando direttamente dallo stato solido allo stato gassoso e permettendo di mantenere la temperatura a valori più bassi rispetto al ghiaccio. In particolare può raggiungere temperature tra -70 °C e -80 °C se miscelato con alcol etilico, acetone o altri liquidi organici.^[11] Il diossido di carbonio viene inoltre utilizzato negli effetti speciali per creare l'effetto nebbia.

Il diossido di carbonio allo stato solido viene utilizzato anche nella pulitura delle superfici attraverso il metodo della sabbiatura criogenica, durante la quale cristalli di anidride carbonica vengono lanciati contro la superficie da pulire da incrostazioni biologiche, patine minerali o altri depositi eliminandoli per il doppio effetto dell'abrasione e del forte raffreddamento localizzato che porta a una contrazione e un irrigidimento delle parti colpite. Un vantaggio di questo metodo rispetto alle sabbiature tradizionali è legato al fatto che il ghiaccio secco utilizzato come sabbia sublima immediatamente riducendo fortemente la quantità di residuo da smaltire dopo l'intervento.

In un'atmosfera ricca di biossido di carbonio il fuoco si spegne: per questo motivo alcuni tipi di estintore contengono biossido di carbonio liquido sotto pressione a 73 atm. Anche i giubbotti salvagente spesso contengono capsule di biossido di carbonio liquido, usate per ottenere un rapido gonfiaggio in caso di emergenza.

Le acque minerali frizzanti e le bibite gassate devono la loro effervescenza all'aggiunta di biossido di carbonio. Alcune bibite, tra cui la birra e i vini frizzanti contengono biossido di carbonio come conseguenza della fermentazione che hanno subito.

Ancora, è il biossido di carbonio che fa lievitare gli impasti; molti lieviti, naturali o chimici, sviluppano biossido di carbonio per fermentazione o per reazione chimica. Biossido di carbonio e acqua sono le materie prime della fotosintesi; spesso l'aria all'interno delle serre è arricchita di biossido di carbonio per stimolare la crescita delle piante; inoltre un'atmosfera contenente circa l'1% di biossido di carbonio risulta letale per molti parassiti. La concimazione carbonica è anche impiegata in acquariofilia per promuovere la crescita di piante acquatiche sommerse.

Il biossido di carbonio è utilizzato come fluido refrigerante in impianti di refrigerazione e di condizionamento a basso impatto ambientale, ed è identificato dalla sigla R-744. L'utilizzo della CO₂ come fluido refrigerante è soggetto a condizioni particolari poiché si realizza un ciclo transcritico. Inoltre, il biossido di carbonio è impiegato in alcuni tipi di laser industriali. Nell'industria, viene utilizzato come reagente assieme all'ammoniaca per la produzione di carbammato d'ammonio,^[9] a sua volta utilizzato per produrre urea,^[9] che trova applicazioni nell'ambito della produzione dei fertilizzanti e delle materie plastiche.^[9] Infine, nell'industria, miscelato all'argon o puro, è adoperato come gas inerte per la protezione/penetrazione del bagno durante una saldatura (open-arc). Tra gli additivi alimentari è identificato dalla sigla E 290.

Lo stesso argomento in dettaglio: Cattura e sequestro del carbonio.

È il metodo naturale più efficiente per il sequestro e la fissazione del carbonio atmosferico. Sono state avanzate alcune proposte d'ingegneria per la cattura del biossido di carbonio direttamente dall'atmosfera ma gli sviluppi, se pur ben promettenti, sono solo agli inizi. Attualmente sono in corso esperimenti su dei prototipi,^{[66][67][68][69]} ma non è ancora possibile predire se sarà possibile applicarli su vasta scala.

Il principale metodo per smaltire enormi quantità di biossido di carbonio è la fotosintesi clorofilliana svolta dai vegetali: questo processo coinvolge luce, biossido di carbonio e acqua trasformandoli in ossigeno e glucosio; consiste quindi nel piantare e/o preservare foreste da deforestazione e incendi. Questo è il modo più semplice, economico e spontaneo che praticamente avviene naturalmente sul nostro pianeta da quando esistono i vegetali. Esso fa parte inoltre delle misure adottabili secondo il Protocollo di Kyoto per rispettare i vincoli sulle emissioni di CO₂ da parte di ciascun paese.

Sono allo studio metodi artificiali, appartenenti alla cosiddetta "geoingegneria", per la cattura e sequestro del carbonio (in inglese Carbon Capture and Sequestration, abbreviato in CCS) col fine di catturare, trasportare e stoccare la CO₂ per contrastare l'innalzamento della concentrazione di questo gas serra in atmosfera. In tal caso la cattura del biossido di carbonio si ha nei siti ove viene prodotta in grande quantità: fumi di combustione (ad esempio centrali termoelettriche a carbone o a gas) o da residui di raffinazione; il "sequestro" consiste nell'iniezione nel sottosuolo ove l'anidride carbonica può rimanere segregata grazie a diversi meccanismi chimico-fisici.

Oggi esistono tre principali siti di sperimentazione di sequestro geologico, tutti legati all'industria petrolifera: Weyburn in Canada, In Salah in Algeria e Sleipner nell'offshore norvegese. La quantità di biossido di carbonio sequestrato da questi progetti è dell'ordine del milione di tonnellate all'anno, in realtà una quantità molto modesta. Sleipner è in funzione dal 1995. Questi metodi formalmente non smaltiscono il biossido di carbonio ma prevedono il suo stoccaggio in sacche sotterranee che dovrebbero trattenere la molecola per migliaia di anni.^[70]

Lo stesso argomento in dettaglio: Cattura e utilizzo del carbonio.

Esistono diverse tecnologie di cattura e utilizzo del carbonio (CCU) che permettono di catturare le emissioni di CO₂ da fonti stazionarie come fabbriche e impianti di produzione. La CO₂ che viene sequestrata può essere direttamente riutilizzata nel recupero del petrolio con CO₂ (EOR), nell'industria alimentare e delle bevande, nella produzione di urea, nel trattamento delle acque, nella produzione di ignifughi e di refrigeranti.

In alternativa l'anidride carbonica può essere trasformata in altri prodotti utili come carburanti, polimeri, materiali per l'edilizia o altre sostanze chimiche. La conversione dell'anidride carbonica può essere ottenuta attraverso: fotocatalisi, termocatalisi, elettrocatalisi, bioconversione, mineralizzazione, fissazione biologica o copolimerizzazione.

La concentrazione dell'anidride carbonica può impattare sulla salute e prestazione umana, generalmente le concentrazioni naturalmente presenti nell'ambiente non hanno effetti sulla salute, ma con l'aumento della concentrazione, si può verificare mal di testa, vertigini, confusione e perdita di coscienza. L'anidride carbonica è più pesante dell'aria, tendendo ad accumularsi sul fondo delle conche o spazi ristretti (serbatoi o cantine) senza ricambi d'aria e si sono verificati decessi per asfissia.
Il limite d'esposizione sul posto di lavoro (WEL) è calcolata prendendo una media in un determinato periodo di tempo. I WEL per CO₂ sono di 5000 ppm per esposizione a lungo termine, limite che aumenta a 15000 ppm per esposizioni a breve termine.^[71]

Studi recenti che utilizzano il test di Strategic Management Simulation (SMS) hanno riscontrato compromissioni nelle prestazioni decisionali durante l'esposizione acuta alla CO2 (con livelli fino a 1000 ppm). I sottomarini operano abitualmente con livelli più elevati di anidride carbonica (2000 - 5000 ppm) rispetto ai riferimenti ambientali e tipicamente considerati normali (400 - 600 ppm), ma in questi soggetti non si sono registrati differenze significative.^[72]

• (EN) Michele Aresta, Carbon Dioxide as Chemical Feedstock, John Wiley & Sons, 2010, ISBN 3-527-62992-0.
• (EN) Bhalchandra M. Bhanage, Masahiko Arai, Transformation and Utilization of Carbon Dioxide, Springer Science & Business Media, 2014, ISBN 3-642-44988-3.
• (EN) Kyung Cho, Irvin F. Hawkins, Carbon Dioxide Angiography: Principles, Techniques, and Practices, CRC Press, 2007, ISBN 1-4200-1626-1.
• (EN) Ronald Pierantozzi, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology - Carbon Dioxide, Wiley, 2001.

• Quoziente respiratorio
• Effetto serra
• Gas serra
• Ghiaccio secco
• Laser ad anidride carbonica
• Stati per emissioni di CO2
• Monossido di carbonio
• Carbaminoemoglobina

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• carbonica, anidride, su Treccani.it – Enciclopedie on line, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
• (EN) carbon dioxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
• Centro Studi Galileo - CO2 come gas refrigerante.
• (EN) Informazioni sul ghiaccio secco, su dryiceinfo.com.
• (EN) Scheda informativa OSHA, su osha.gov. URL consultato il 29 aprile 2019 (archiviato dall'url originale il 9 maggio 2018).
• (EN) Bassam Z. Shakhashiri: Il composto della settimana: l'anidride carbonica. URL consultato il 25 maggio 2018 (archiviato dall'url originale il 10 dicembre 2004).
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• (EN) Aggiornamenti da Mauna Loa 2004, su usatoday.com.
• (EN) Catalogo delle Emissioni Naturali di CO2 in Italia, su googas.ov.ingv.it (archiviato dall'url originale il 13 febbraio 2021).
• (EN) Emissioni di CO2 negli ultimi 40 anni per nazione e attività, su enviroware.com.

V · D · M Ossidi

D2O H2O                                 He Li2O BeO   B2O3 CO CO2 C2O3 NO · NO2 N2O · N2O3 N2O4 · N2O5 O F2O Ne Na2O MgO   Al2O3 SiO SiO2 PO · P2O3 P2O4 · P4O10 SO2 SO3 ClO2 · Cl2O Cl2O3 · Cl2O4 Cl2O6 · Cl2O7 Ar K2O CaO Sc2O3 TiO Ti2O3 TiO2 V2O3 VO2 V2O5 CrO · Cr2O3 CrO2 · CrO3 MnO · Mn3O4 Mn2O3 · Mn5O8 MnO2 · MnO3 Mn2O7 FeO Fe2O3 Fe3O4 CoO Co3O4 Co2O3 NiO Cu2O CuO ZnO Ga2O Ga2O3 GeO GeO2 As2O3 As2O5 SeO2 SeO3 BrO2 Br2O3 Br2O5 Kr Rb2O SrO Y2O3 ZrO2 NbO NbO2 MoO2 MoO3 Mo2O3 Tc2O7 Ru2O3 · RuO2 RuO3 · RuO4 Rh2O3 RhO2 PdO AgO CdO In2O3 SnO SnO2 Sb2O3 TeO TeO2 TeO3 I2O4 · I2O5 I2O6 · I4O9 XeO3 Cs2O3 BaO * HfO2 Ta2O5 W2O3 · WO2 WO3 · W2O5 ReO2 ReO3 Re2O7 OsO2 OsO4 IrO2 IrO4 PtO2 Au2O3 Hg2O HgO Tl2O Tl2O3 PbO PbO2 Pb3O4 Bi2O3 BiO2 Bi2O5 PoO PoO2 PoO3 At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og     ↓   * La2O3 Ce2O3 Ce3O4 CeO2 Pr2O3 PrO2 Pr6O11 Nd2O3 Pm2O3 Sm2O3 Eu2O3 Gd2O3 Tb2O3 Tb4O7 TbO2 Dy2O3 Ho2O3 Er2O3 Tm2O3 Yb2O3 Lu2O3   ** Ac2O3 ThO ThO2 PaO2 Pa2O5 UO2 · U2O5 U3O8 · UO3 UO4 · UO6 NpO2 PuO2 Am2O3 AmO2 Cm2O3 CmO2 Bk2O3 Cf2O3 CfO2 Es Fm Md No Lr

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