Calcite

Le « spath d’Islande » découvert en 1670 par le danois Erasmus Bartholimus, connu comme calcite pour une de ses formes cristallisées est en fait le calcaire, roche sédimentaire très présente dans le manteau terrestre et de formule CaCO3. On estime son abondance proche de 250 millions de mètres cubes

C’est au minéralogiste René Just Haüy, l’un des fondateurs de la cristallographie, que l’on attribue la dénomination calcite. La structure de la calcite est rhomboédrique, avec des couches d’ions calcium qui, le long de l’axe c, alternent avec des couches d’ions carbonate, ce qui explique l’aptitude au clivage des cristaux. La structure de la calcite diffère de celle de l’aragonite, de structure orthorhombique, puisque dans la première l’ion oxygène est lié à 2 ions Ca2+, alors que dans la seconde l’ion oxygène est lié à 3 ions Ca2+. Sa dureté est de 3 et sa densité de 2,7. La masse moléculaire est M = 100.

Il y a beaucoup de minéraux dérivés de la calcite suivant leur teneur en magnésium, manganèse, fer, cobalt, zinc. Les ions correspondants se substituent à l’ion Ca2+ et confèrent alors une grande diversité de colorations aux cristaux. Un exemple typique de substitution est la dolomie qui est un carbonate double de calcium et de magnésium Mg, Ca(CO3)2.

Par sa structure rhomboédrique, la calcite possède deux indices de réfraction (ordinaire, n0 et extraordinaire, ne) : les cristaux purs, transparents, montrent cette propriété de biréfringence. Cette biréfringence est si grande (n0 - ne = -0,172) qu’un cristal de calcite placé au-dessus d’un point sur une page indiquera deux images distinctes du point. Une de ces images, correspondant à l’indice de réfraction ordinaire, demeurera fixe quand on tourne le cristal. L’autre image -extraordinaire- tournera avec le cristal, traçant un petit cercle autour de l’image ordinaire.

La calcite est soluble dans l’eau à hauteur de 60 à 80 ppm à température ordinaire. C’est l’ion Ca2+ qui apporte la dureté à l’eau. Le titre hydrotimétrique, Th, exprime la dureté de l’eau : 1° correspond à 10mg d’ion Ca2+ par litre. En dessous de 18°, on dit que l’eau est douce, au-dessus de 30°, elle est dite dure. Cela n’est pas sans influence sur l’entartrage des canalisations, ballons d’eau chaude, et autres machines à laver, car l’ion calcium en solution réagit avec le dioxyde de carbone dissous :

CO2 + H2O ------> HCO3 + H+
Ca2+ + 2 HCO3 ------> Ca(HCO3)2
Ca(HCO3)2 ------> CaCO3 + CO2 + H2O

Le carbonate de calcium précipitera d’autant plus facilement que l’eau est chaude. Les eaux de ruissellement dissolvent également les ions calcium présents dans le sol et peuvent rejoindre des rivières souterraines ou s’écouler dans des cavités où le goutte à goutte précipite le carbonate de calcium en faisant de magnifiques concrétions telles des stalactites et stalagmites.

Ces microorganismes, les coccolithophores, sont des algues unicellulaires donnant à l’océan une teinte de couleur verte (cf. Chlorophylles) et caractérisées par les écailles microscopiques ou coccolithes qui les recouvrent. Ce sont ces exosquelettes de calcaire, dont la fonction n’est pas encore bien établie qui, précipités au fond des océans et recristallisés sous la pression au cours des âges, forment la sédimentation marine.
On estime qu’annuellement, 1,5 Mt de poussières d’aragonite se déposent sur le fond des océans (en consommant 1 Mt de CO2).

Les gastéropodes et les coquillages ont aussi la faculté de transformer le calcium dissous en carbonates. Le calcaire se dissout dans le sang des gastéropodes à travers le tube digestif ; il est transformé en phosphate de calcium puis un enzyme le retransforme en carbonate qui précipite au niveau du manteau de l’animal et forme la coquille.

Les ammonites, les coquillages, les huîtres ont cette même faculté, d’où l’accumulation de calcaire venant des coquillages dans les couches sédimentaires. L’huître fabrique un composite naturel en secrétant un polymère, la conchioline, sur lequel se dépose la couche d’aragonite et donne la structure feuilletée de la coquille.

Le calcaire broyé et chauffé fournit la chaux (cf. Chaux). On se sert aussi du carbonate de calcium pour la fabrication du verre et la chaux intervient dans la fabrication du ciment ainsi qu’en métallurgie. L’eau du robinet contient du calcaire qui contribue aussi à la ration calcique dans l’alimentation humaine. Une eau trop douce ou trop dure est impropre à la consommation.

Le carbonate de calcium a donc de multiples utilisations : moellon, pierre de construction, marbre lorsqu’il est métamorphisé, corail synthétisé par les microorganismes, nacre fabriqué par les coquillages du genre Trochus, perle huîtrière précieuse, les multiples facettes du carbonate de calcium envahissent notre quotidien.

La pensée du jour
« Commune ou précieuse, pauvre ou riche, la calcite et sa cousine l’aragonite sont bien dans leur environnement humain. »

Sources

Pour en savoir plus

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