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SoluCalc

La géochimie des carbonates.

Le dioxyde de carbone atmosphérique est tout d’abord dissous dans l’eau.

Mais il ne reste pas sous forme de gaz et réagit avec les éléments de l’eau les ions H+ (proton ou H3O+)
les ions OH- (hydroxy).


Ces réactions sont des équilibres chimiques car les réactions peuvent avoir lieu dans les deux sens selon les conditions physico-chimiques.
Ainsi le dioxyde de carbone est en équilibre avec l’acide carbonique : H2CO3.
Cet acide se dissocie dans l’eau en deux éléments minéraux chargés électriquement: on parle
- d’anions s’ils ont une charge négative,
- de cations s’ils ont une charge positive.


Un acide est une forme capable en solution de libérer des ions H+ ou protons

Une base en solution capte des H+

L’acide carbonique en solution

se dissocie en H+ et HCO3- , l’ion bicarbonate ou hydrogénocarbonate.
Cet ion peut, plus difficilement et très transitoirement se dissocier en H+ et en CO32-, l’ion carbonate : .

CO2 + H2O <====> H2CO3 <====> H+ + HCO3- <====>2H+ CO32

Remarque Dans les laboratoires, pour les expériences, on n’a pas le temps de faire travailler des êtres vivants.
On se contente donc de montrer quelques équilibres qui permettent de comprendre les liens entre les différentes formes minérales mais il faut garder à présent à l’esprit que l’on est très éloigné des conditions naturelles.

Le calcium dans l’eau est sous la forme d’un cation
(ion chargé positivement) : Ca+2.
Comme d’autres cations (K+…) il peut se lier aux anions, notamment le bicarbonate pour former des sels (association d’anions et de cations) ; ses sels sont plus ou moins solubles dans l’eau à la température et à la pression ordinaire

Par exemple

le bicarbonate de calcium Ca (HCO3)2 est un sel très soluble dans l’eau, il est donc invisible.
Par contre, le carbonate de calcium CaCO3 est fortement insoluble dans les conditions habituelles et précipite (précipité blanc).
Selon les conditions des réactions chimiques (pression, température, autres éléments minéraux en présence…) On obtient des sels variés dont l’étude dépasse le cadre de ce petit aperçu. Voici par exemple 3 équilibres qui vont nous être utiles

(1) Ca+2(OH-)2 + 2H+CO32-<====> Ca(HCO3)2 + H2O
(2) Ca+2(OH-)2 + 2H+CO32-<====> CaCO3 + 2H+CO32-
(3) CaCO3 + 2H+CO32-<====> Ca(HCO3)2

Dans l'équilibre (1) ci-dessus, le bicarbonate de calcium se forme à partir d'ions calcium en solution et d'ions bicarbonate. Le bicarbonate de calcium est très soluble dans l'eau et n'est donc pas visible.

Alors que dans la réaction (2), le carbonate de calcium qui se forme est très insoluble et forme un précipité blanc.
Le bicarbonate de calcium s'obtient facilement en faisant agir de l'acide carbonique (H2CO3) sur du carbonate de calcium solide (CaCO3)

Par exemple, si on place du carbonate de calcium dans une eau chargée en CO2 , on peut établir les équilibres suivants

(3) CO2 + H2O + CaCO3 <====> H+ + HCO32 + CaCO3 <====> 2H+, CO32- + CaCO3 <====> (Ca2+,(OH2)2 + 2H+,CO32)<====> Ca(HCO3)2

L’acide carbonique (H2CO3) de l’eau est suffisamment fort pour dissoudre le calcaire et libérer d’une part les cations Ca2+ et d’autre part les anions CO32- (ne pas oublier que toutes les réactions présentées sont des équilibres).

Si on ajoute du CO2 (atmosphère saturée en CO2), les réactions se déplacent vers la droite : on dissout le calcaire et l’on a de plus en plus de bicarbonate.
Si l’on fait se dégager le CO2, on déplace les équilibres vers la gauche : on dissout le bicarbonate et l’on re-précipite le calcaire.

Le carbonate de calcium, de formule CaCO3 est un solide
(de couleur blanche qui lorsqu’il précipite rapidement en laboratoire, donne une fois séché, une poudre blanchâtre dont les grains sont amorphe (sans forme)

aragonit


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