Le carbonate de calcium cristallise naturellement avec deux formes cristallines principales : l'aragonite et lacalcite. Les deux autres formes cristallines sont plus rares : lavatérite et unhexahydrate, forme intermédiaire peu stable qui évolue vers lacalcite. Il peut se présenter, dans les processus de cristallisation, sous forme decolloïde contenant de fins cristaux des formes plus stables.
L'ionbicarbonate HCO3−, également appelé hydrogénocarbonate, est à la base de la formation du carbonate de calcium CaCO3 qui est faiblement soluble dans l'eau et est le constituant principal ducalcaire (le calcaire minéral à l'état non pulvérulent est non soluble, le calcaire à l'état pulvérulent (de 2 à 20 μm) est faiblement soluble) :
En milieuacide, en revanche, le carbonate de calcium se convertit enbicarbonate de calcium Ca(HCO3)2, très soluble dans l'eau. Cette transformation se fait en milieu naturel à partir du gaz carbonique CO2 plus ou moins dissous dans l'eau H2O, suivant lapression partielle en CO2 et la température, qui forme de l'acide carbonique H2CO3. Dans ces conditions, les carbonates sont exposés au double équilibre réversible :
Une présence dedioxyde de carbone dans l'eau entraîne donc une dissolution des carbonates ; mais la quantité de carbonate dissoute dépend de la dissolution dugaz carbonique, et donc de son équilibre avec l'atmosphère. Inversement, une restitution du dioxyde de carbone (induite par des changements de température ou de pression, ou par la présence de micro-algues) inverse la réaction et fait précipiter les carbonates.
CaO est lachaux vive, qui fait l'objet d'une très grande industrie, la deuxième après leraffinage du pétrole en termes de quantités et de tonnes deCO2 produites, soit 800 kg de Gaz à Effet de Serre (GES) pour une tonne deciment, représentant 5 % des émissions de GES au niveau mondial. C’est d'ailleurs pour cette réaction que le carbonate de calcium porte, dans certaines industries, le nom decarbonate de chaux, qui était l'ancien nom avant que le calcium ne soit isolé.
Le carbonate de calcium est très faiblement soluble dans l’eau pure (de l'ordre de15 à20mg L−1 à25 °C), mais soluble dans l’eau chargée dedioxyde de carbone. Or lasolubilité des gaz dans l’eau augmente avec la pression (donc avec la hauteur de lacolonne d'eau) 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 sous forme detartre dans les chaudières, les machines à laver, et sur le fond des bouilloires. Il se dépose aussi à la sortie des robinets, où la pression diminue brusquement ;
certaines sources, appeléespétrifiantes, aux eaux très riches en dioxyde de carbone, contiennent une très grande quantité de carbonate de calcium. En arrivant à l’air libre, elles perdent leur dioxyde de carbone et déposent en partie le carbonate dissous. Des objets exposés quelques jours à l’action de ces eaux se trouvent incrustés dans une couche de calcite ;
un phénomène analogue explique lesconcrétions desgrottes. L’eau, chargée de dioxyde de carbone, 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 enstalactites aux endroits où l’eau se détache du plafond ou enstalagmites aux endroits où les gouttes d’eau tombent sur le sol.
La biochimie de la sécrétion de leurcoquille 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.
Le carbonate de calcium fait partie des minerais cherchés surMars.La sondeaméricainePhoenix Mars Lander en a détecté grâce à ses instruments TEGA et MECA le[7].Cette substance est un indice sur la présence passée d'eau sous forme liquide (le carbonate se formant en sa présence sur Terre) formant un environnement peu acide (celui-ci étant sinon dégradé), environnement dans lequel la vie pourrait se développer[8].
↑abc etdEntrée « Calcium carbonate » dans la base de données de produits chimiquesGESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand,anglais), accès le 14 août 2018(JavaScript nécessaire)
↑Aylward, Gordon; Findlay, Tristan (2008). SI Chemical Data Book (4th ed.). John Wiley & Sons Australia, Ltd.(ISBN978-0-470-81638-7)
↑Rohleder, J.; Kroker, E. (2001). Calcium Carbonate: From the Cretaceous Period Into the 21st Century. Springer Science & Business Media.(ISBN3-7643-6425-4).
↑« Carbonate de calcium » dans la base de données de produits chimiquesReptox de laCSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
