Carbonate de calcium

C'est le composant principal du calcaire et de la craie, mais également du marbre. C'est aussi le principal constituant des coquilles d'animaux marins et des escargots.

$\rm{Ca^{2+} + CO_3^{2-} \rightarrow CaCO_3}$

Le carbonate de calcium cristallise naturellement avec deux formes cristallines principales: l'aragonite et la calcite. Les deux autres formes cristallines sont plus rares: la vatérite & un hexahydrate, forme intermédiaire peu stable qui évolue vers la calcite. Il peut se présenter, dans les processus de cristallisation, sous forme de colloïde contenant de fins cristaux des formes plus stables.

L'ion bicarbonate est à la base de la formation du carbonate de calcium ( $CaCO 3$ ) qui est insoluble dans l'eau et est le constituant principal du calcaire :

$\rm{Ca^{2+} + 2 HCO_3^- \rightarrow CaCO_3 + H_2CO_3}$

( $H 2 CO 3$ est l'acide carbonique)

Par contre, en milieu acide, le carbonate de calcium se transforme en bicarbonate de calcium ( $Ca(HCO 3) 2$ ou $Ca 2 +$ , 2 HCO₃⁻), très soluble dans l'eau.

C'est donc formellement un sel, d'une base faible (Ca(OH)₂ - pKa = 12,6) et d'un acide faible (H₂CO₃ - pKa = 6,35), capable de réagir avec les acides pour donner des sels de calcium, de l'eau et du dioxyde de carbone, qui est à la pression atmosphérique et à température ambiante, gazeux et volatil :

$\rm{CaCO_3 + 2H_3O^+ \rightarrow CO_2 + 3H_2O+Ca^{2+}}$

$\rm{CaCO_3 + 2RCOOH \rightarrow CO_2 + H_2O + Ca(RCOO)_2}$

À partir de 800 °C, il se forme une réaction de décomposition fortement endothermique :

$\rm{CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2}$

CaO est la chaux vive, qui fait l'objet d'une importante industrie. C’est d'ailleurs pour cette réaction que le carbonate de calcium porte, dans certaines industries, le nom de carbonate de chaux, qui était l'ancien nom avant que le calcium ne soit isolé.

[modifier] Chimie de l'état naturel

Le carbonate de calcium est très faiblement soluble dans l’eau pure (de l'ordre de 15 à 20 mg/l à 25°C), mais soluble dans l’eau chargée de gaz carbonique. Or la solubilité des gaz dans l’eau augmente avec la pression et, contrairement à celle de la plupart des solides, diminue lorsque la température augmente. Ceci explique certains phénomènes naturels.

Par exemple, le carbonate de calcium se dépose dans les chaudières et sur le fond des bouilloires. Il se dépose aussi à la sortie des robinets, où la pression diminue brusquement.

Certaines sources, appelées pétrifiantes, aux eaux très riches en gaz carbonique, contiennent une très grande quantité de carbonate de calcium. En arrivant à l’air libre, elles perdent leur gaz carbonique et déposent en partie le carbonate dissout. Des objets exposés quelques jours à l’action de ces eaux se trouvent incrustés dans une couche de calcite.

Un phénomène analogue explique les concrétions des grottes. L’eau, chargée de gaz carbonique, dissout le calcaire des roches qu’elle traverse et, en arrivant au contact de l’air, plus chaud, des cavités, elle dépose la calcite transportée. Celle-ci s’accumule en stalactites aux endroits où l’eau se détache du plafond ou en stalagmites aux endroits où les gouttes d’eau tombent sur le sol.

La biochimie de la sécrétion de leur coquille par les mollusques, et de la formation du squelette chez les animaux, n'est pas encore totalement comprise. Mais il est probable que la teneur des gaz en dissolution joue un rôle primordial.