1.2.1. Les paramètres influençant le système des carbonates dans l’eau de mer
 Le pH
La plupart des océans ont des valeurs de pH entre 7,6 et 8,3 (Millero, 2013). Ce pH varie en
fonction de la température, la proportion des ions carbonate et du CO2 dissous : à température
égale, une eau de mer prélevée en surface et appauvrie en CO2 par la photosynthèse est un peu
moins acide qu'une autre prélevée en profondeur (Roy-Barman, 2011), ceci est dû à la dissolution
de CaCO3 dans les eaux profondes (Millero, 2013).
La mesure classique du pH repose sur une détermination potentiométrique. Le système de mesure
électrode de référence plongé dans une solution standard S à potentiel connu une électrode
indicatrice réagissant aux protons dans une solution inconnue X.
Le pH est définit par l’expression suivante (Dickson, 2007) :
pH (X) = pH (S) +
E(S)−E(X)
RTln10/F
(8)
Avec : R = 8,3143 j.K
-1 .mol
-1 (constante thermodynamique) ; T(k) = t (°C) + 273.15 (Température
thermodynamique) ; F= 96487 C.mol
-1 (valeur de Faraday).
 Les carbonates de calcium (CaCO3)
Les ions carbonates participent à la formation d’un minéral, le carbonate de calcium, selon
l’équation :
Ca
2+ + CO3
2↔ CaCO3
(9)
Lors de sa formation le carbonate de calcium précipite généralement dans une des deux formes
cristallines majeures ; l'aragonite (orthorhombique) où la calcite (rhomboédrique).
La solubilité du CaCO3 dans ses deux formes principales (la calcite et l'aragonite), est nécessaire
pour étudier le système des carbonates. Le produit de solubilité stœchiométrique est donné par
(Millero, 2013) :
Kps = [Ca
2+
]. [CO3
2]
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Kps : Constante de solubilité des carbonates de calcium.
L’aragonite est moins stable et plus soluble que la calcite dans les conditions normales (Pilson,
2013). La solubilité de ces deux minéraux est différente dans l’eau de mer. Elle est exprimée par
la relation suivante (Pilson, 2013) :
Kps (Aragonite) = 1.78Kps(Calcite)
(11)