L’EAU DE MER : BIEN PLUS QUE DE L’EAU SALÉE
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sous forme d’ions borates (B(OH)4) pour les 10-20 % restants. La proportion acide borique/
ion borate est déterminée par l’équilibre :
B(OH)3 + H2O S B(OH)4+H+
(2.17)
qui dépend du pH. A 25 °C, à la pression atmosphérique et pour une salinité de 35,0, KH =
2,526 x lO'9.
Le pH de l’eau de mer varie en fonction de la température, de la proportion des ions
carbonates et du CO2 dissous : à température égale, une eau de mer prélevée en surface
et appauvrie en CO, par la photosynthèse est un peu moins acide qu’une eau prélevée en
profondeur et dans laquelle beaucoup de carbone organique a été reminéralisé en CO,
(Figure 2.14).
Le carbonate de calcium
Les ions carbonates participent à la formation d’un minéral, le carbonate de calcium
(CaCO3) selon la réaction :
Ca2+ + CO2- S CaCO3 soljde
précipitation d’un solide
CaCO3 est un solide qui peut précipiter sous différentes formes cristallographiques : la plus
courante est la calcite (forme rhomboédrique), mais on trouve également de l’aragonite (forme
orthorhombique). La stabilité de CaCO3 dépend de la valeur du produit [Ca2+] x [CO2 ] par
rapport à la valeur du produit de solubilité K (à 25 °C, pression atmosphérique et pour une
salinité de 35, K ,. = 4,47 x 10'7 mol2.kg'2 et K
. = 6,76 x 10'7 mol2.kg'2). K
et
K
nite augmentent sensiblement avec la pression (de l’ordre d’un facteur 2 entre 0 et
5000 m de profondeur). La concentration de Ca2+ étant assez constante dans l’océan, ce sont
surtout les variations de CO2 qui déterminent la stabilité des carbonates (Figure 2.15) :
- si [Ca2+] [CO2’] < K , le milieu est sous-saturé par rapport à CaCO3 qui tend à se dissoudre
spontanément ;
- si [Ca2+] [CO2 ] = K , le milieu est saturé (en équilibre) vis-à-vis de CaCO3qui est stable ;
- si [Ca2+][CO2’] > K, le milieu est sursaturé vis-à-vis de CaCO3qui, en théorie, peut
précipiter spontanément.
Bien que cette dernière condition soit remplie dans les eaux de surface et dans une
bonne partie des eaux profondes, la précipitation de CaCO3 n’y est jamais spontanée : elle
est toujours contrôlée par des êtres vivants qui se fabriquent des coquilles ou des squelettes
aussi appelés « tests ». Inversement, des organismes vivants dans des eaux profondes pauvres
en ions carbonates forment des coquilles, alors que [Ca2+] [CO2] « K . Contrairement aux
apparences, il n’y a pas de contradiction entre la précipitation de CaCO3 dans un environnement sous-saturé et les lois de la thermodynamique : les organismes vivants ont simplement
la faculté de créer des microenvironnements dont la composition chimique est sensiblement
différente de celle de l’eau de mer environnante et dans lesquels [Ca2+] [CO2 ] » Ks ce qui
permet la précipitation de CaCO,.
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sous forme d’ions borates (B(OH)4) pour les 10-20 % restants. La proportion acide borique/
ion borate est déterminée par l’équilibre :
B(OH)3 + H2O S B(OH)4+H+
(2.17)
qui dépend du pH. A 25 °C, à la pression atmosphérique et pour une salinité de 35,0, KH =
2,526 x lO'9.
Le pH de l’eau de mer varie en fonction de la température, de la proportion des ions
carbonates et du CO2 dissous : à température égale, une eau de mer prélevée en surface
et appauvrie en CO, par la photosynthèse est un peu moins acide qu’une eau prélevée en
profondeur et dans laquelle beaucoup de carbone organique a été reminéralisé en CO,
(Figure 2.14).
Le carbonate de calcium
Les ions carbonates participent à la formation d’un minéral, le carbonate de calcium
(CaCO3) selon la réaction :
Ca2+ + CO2- S CaCO3 soljde
précipitation d’un solide
CaCO3 est un solide qui peut précipiter sous différentes formes cristallographiques : la plus
courante est la calcite (forme rhomboédrique), mais on trouve également de l’aragonite (forme
orthorhombique). La stabilité de CaCO3 dépend de la valeur du produit [Ca2+] x [CO2 ] par
rapport à la valeur du produit de solubilité K (à 25 °C, pression atmosphérique et pour une
salinité de 35, K ,. = 4,47 x 10'7 mol2.kg'2 et K
. = 6,76 x 10'7 mol2.kg'2). K
et
K
nite augmentent sensiblement avec la pression (de l’ordre d’un facteur 2 entre 0 et
5000 m de profondeur). La concentration de Ca2+ étant assez constante dans l’océan, ce sont
surtout les variations de CO2 qui déterminent la stabilité des carbonates (Figure 2.15) :
- si [Ca2+] [CO2’] < K , le milieu est sous-saturé par rapport à CaCO3 qui tend à se dissoudre
spontanément ;
- si [Ca2+] [CO2 ] = K , le milieu est saturé (en équilibre) vis-à-vis de CaCO3qui est stable ;
- si [Ca2+][CO2’] > K, le milieu est sursaturé vis-à-vis de CaCO3qui, en théorie, peut
précipiter spontanément.
Bien que cette dernière condition soit remplie dans les eaux de surface et dans une
bonne partie des eaux profondes, la précipitation de CaCO3 n’y est jamais spontanée : elle
est toujours contrôlée par des êtres vivants qui se fabriquent des coquilles ou des squelettes
aussi appelés « tests ». Inversement, des organismes vivants dans des eaux profondes pauvres
en ions carbonates forment des coquilles, alors que [Ca2+] [CO2] « K . Contrairement aux
apparences, il n’y a pas de contradiction entre la précipitation de CaCO3 dans un environnement sous-saturé et les lois de la thermodynamique : les organismes vivants ont simplement
la faculté de créer des microenvironnements dont la composition chimique est sensiblement
différente de celle de l’eau de mer environnante et dans lesquels [Ca2+] [CO2 ] » Ks ce qui
permet la précipitation de CaCO,.