18.6 : Présence, préparation et propriétés des carbonates

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Objectifs d'apprentissage

Décrire la préparation, les propriétés et les utilisations de certains carbonates métalliques représentatifs

La chimie du carbone est étendue ; toutefois, la majeure partie de cette chimie n'est pas pertinente pour ce chapitre. Les autres aspects de la chimie du carbone seront abordés dans le chapitre consacré à la chimie organique. Dans ce chapitre, nous nous concentrerons sur l'ion carbonate et les substances connexes. Les métaux des groupes 1 et 2, ainsi que le zinc, le cadmium, le mercure et le plomb (II), forment des carbonates ioniques, des composés qui contiennent les anions carbonates\(\ce{CO3^2-}\). Les métaux du groupe 1, le magnésium, le calcium, le strontium et le baryum forment également des hydrocarbonates, des composés qui contiennent l'anion hydrogénocarbonate\(\ce{HCO3-}\), également connu sous le nom d'anion bicarbonate.

À l'exception du carbonate de magnésium, il est possible de préparer des carbonates des métaux des groupes 1 et 2 par réaction du dioxyde de carbone avec l'oxyde ou l'hydroxyde correspondant. Des exemples de telles réactions incluent :

\[ \begin{align} \ce{Na2O}(s)+\ce{CO2}(g) &⟶ \ce{Na2CO3}(s)\\[4pt] \ce{Ca(OH)2}(s)+\ce{CO2}(g) &⟶\ce{CaCO3}(s)+\ce{H2O}(l) \end{align} \nonumber \]

Les carbonates des métaux alcalino-terreux du groupe 12 et du plomb (II) ne sont pas solubles. Ces carbonates précipitent lors du mélange d'une solution de carbonate de métal alcalin soluble avec une solution de sels solubles de ces métaux. Voici des exemples d'équations ioniques nettes pour les réactions :

\[ \begin{align} \ce{Ca^2+}(aq)+\ce{CO3^2-}(aq) &⟶\ce{CaCO3}(s) \\[4pt] \ce{Pb^2+}(aq)+\ce{CO3^2-}(aq) &⟶\ce{PbCO3}(s) \end{align} \nonumber \]

Les perles et les coquilles de la plupart des mollusques sont du carbonate de calcium. L'étain (II) ou l'un des ions trivalents ou tétravalents tels que Al ³ ⁺ ou Sn ⁴ ⁺ se comportent différemment dans cette réaction sous forme de dioxyde de carbone et l'oxyde correspondant se forme à la place du carbonate.

Les hydrocarbonates de métaux alcalins tels que NaHCO ₃ et CShCO ₃ se forment en saturant une solution des hydroxydes avec du dioxyde de carbone. La réaction ionique nette implique l'ion hydroxyde et le dioxyde de carbone :

\[\ce{OH-}(aq)+\ce{CO2}(aq)⟶\ce{HCO3-}(aq) \nonumber \]

Il est possible d'isoler les solides par évaporation de l'eau de la solution.

Bien qu'ils soient insolubles dans l'eau pure, les carbonates alcalino-terreux se dissolvent facilement dans l'eau contenant du dioxyde de carbone en raison de la formation de sels Par exemple, des grottes et des gouffres se forment dans le calcaire lorsque le CaCO ₃ se dissout dans de l'eau contenant du dioxyde de carbone dissous :

\[\ce{CaCO3}(s)+\ce{CO2}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca^2+}(aq)+\ce{2HCO3-}(aq) \nonumber \]

Les carbonates d'hydrogène des métaux alcalino-terreux ne restent stables qu'en solution ; l'évaporation de la solution produit le carbonate. Les stalactites et les stalagmites, comme celles illustrées sur la figure\(\PageIndex{1}\), se forment dans des grottes lorsque des gouttes d'eau contenant de l'hydrogénocarbonate de calcium dissous s'évaporent pour laisser un dépôt de carbonate de calcium.

alt — Figure\(\PageIndex{1}\) : (a) Les stalactites et (b) les stalagmites sont des formations rupestres de carbonate de calcium. (crédit a : modification des travaux par Arvind Govindaraj ; crédit b : modification des travaux par le National Park Service.)

Les deux carbonates les plus utilisés commercialement en grandes quantités sont le carbonate de sodium et le carbonate de calcium. Aux États-Unis, le carbonate de sodium est extrait du minéral trona, Na ₃ (CO ₃) (HCO ₃) (H ₂ O) ₂. Après recristallisation pour éliminer l'argile et les autres impuretés, le chauffage du trona recristallisé produit du Na ₂ CO ₃ :

\[\ce{2Na3(CO3)(HCO3)(H2O)2}(s)⟶\ce{3Na2CO3}(s)+\ce{5H2O}(l)+\ce{CO2}(g) \nonumber \]

Les carbonates sont des bases modérément fortes. Les solutions aqueuses sont basiques car l'ion carbonate accepte les ions hydrogène de l'eau dans cette réaction réversible :

\[\ce{CO3^2-}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{HCO3-}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]

Les carbonates réagissent avec les acides pour former des sels du métal, du dioxyde de carbone gazeux et de l'eau. La réaction du carbonate de calcium, l'ingrédient actif de l'antiacide Tums, avec l'acide chlorhydrique (acide gastrique), comme le montre la figure\(\PageIndex{2}\), illustre la réaction :

\[\ce{CaCO3}(s)+\ce{2HCl}(aq)⟶\ce{CaCl2}(aq)+\ce{CO2}(g)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

alt — Figure\(\PageIndex{2}\) : La réaction du carbonate de calcium avec l'acide chlorhydrique est illustrée. (crédit : Mark Ott)

Parmi les autres applications des carbonates, citons la fabrication du verre, où les ions carbonate servent de source d'ions oxydes, et la synthèse d'oxydes.

Les carbonates d'hydrogène sont amphotères car ils agissent à la fois comme des acides faibles et des bases faibles. Les ions hydrogénocarbonate agissent comme des acides et réagissent avec des solutions d'hydroxydes solubles pour former un carbonate et de l'eau :

\[\ce{KHCO3}(aq)+\ce{KOH}(aq)⟶\ce{K2CO3}(aq)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

Avec les acides, les carbonates d'hydrogène forment un sel, du dioxyde de carbone et de l'eau. Le bicarbonate de soude (bicarbonate de soude ou bicarbonate de sodium) est un hydrogénocarbonate de sodium. La levure chimique contient du bicarbonate de soude et un acide solide tel que l'hydrogénotartrate de potassium (crème de tartre), le KHC ₄ H ₄ O ₆. Tant que la poudre est sèche, aucune réaction ne se produit ; immédiatement après l'ajout d'eau, l'acide réagit avec les ions hydrogénocarbonate pour former du dioxyde de carbone :

\[\ce{HC4H4O6-}(aq)+\ce{HCO3-}(aq)⟶\ce{C4H4O6^2-}(aq)+\ce{CO2}(g)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

La pâte retient le dioxyde de carbone, le faisant se dilater pendant la cuisson, produisant ainsi la texture caractéristique des produits de boulangerie.

Résumé

La méthode habituelle de préparation des carbonates des métaux alcalins et alcalino-terreux consiste à faire réagir un oxyde ou un hydroxyde avec du dioxyde de carbone. D'autres carbonates se forment par précipitation. Les carbonates métalliques ou les carbonates d'hydrogène tels que le calcaire (CaCO ₃), l'antiacide Tums (CaCO ₃) et le bicarbonate de soude (NaHCO ₃) en sont des exemples courants. Les carbonates et les carbonates d'hydrogène se décomposent en présence d'acides et la plupart se décomposent par chauffage.

Lexique

anion bicarbonate: sel de l'ion hydrogénocarbonate,\(\ce{HCO3-}\)

carbonate: sel de l'anion\(\ce{CO3^2-}\) ; souvent formé par la réaction du dioxyde de carbone avec des bases

carbonate d'hydrogène: sel d'acide carbonique, H ₂ CO ₃ (contenant l'anion\(\ce{HCO3-}\)) dans lequel un atome d'hydrogène a été remplacé ; un carbonate acide ; également connu sous le nom d'ion bicarbonate