La chimie du carbone est étendue; cependant, la plupart de cette chimie n’est pas pertinente pour ce chapitre. Les autres aspects de la chimie du carbone apparaîtront dans le chapitre traitant de la chimie organique. Dans ce chapitre, nous nous concentrerons sur l’ion carbonate et les substances apparentées. Les métaux des groupes 1 et 2, ainsi que le zinc, le cadmium, le mercure et le plomb (II), forment des carbonates ioniques — composés qui contiennent les anions carbonatés, {\text {CO}}_{3}^{2-}. Les métaux du groupe 1, le magnésium, le calcium, le strontium et le baryum forment également des carbonates d’hydrogène — des composés qui contiennent l’anion carbonate d’hydrogène, {\text {HCO}}_{3}^{-}, 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 respectif. Des exemples de telles réactions incluent:

{\text{Na}}_{2}\text{O}\left(s\right)+{\text{CO}}_{2}\left(g\right)\longrightarrow{\text{Na}}_{2}{\text{CO}}_{3}\left(s\right)
\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}_{2}\left(s\right)+{\text{CO}}_{2}\left(g\right)\longrightarrow{\text{CaCO}}_{3}\left(s\right)+{\text{H}}_{2}\text{O}\left(l\right)

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

{\text{Ca}}^{2+}\left(aq\right)+{\text{CO}}_{3}{}^{2-}\left(aq\right)\longrightarrow{\text{CaCO}}_{3}\left(s\right)
{\text{Pb}}^{2+}\left(aq\right)+{\text{CO}}_{3}{}^{2-}\left(aq\right)\longrightarrow{\text{PbCO}}_{3}\left(s\right)

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 Al3+ ou Sn4+ se comportent différemment dans cette réaction sous forme de dioxyde de carbone et d’oxyde correspondent à la place du carbonate.

Des hydrogénocarbonates alcalins tels que NaHCO3 et CsHCO3 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:

{\text{OH}}^{-}\left(aq\right)+{\text{CO}}_{2}\left(aq\right)\longrightarrow{\text{HCO}}_{3}{}^{-}\left(aq\right)

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 car des sels d’hydrogénocarbonate se forment. Par exemple, des grottes et des dolines se forment dans le calcaire lorsque le CaCO3 se dissout dans de l’eau contenant du dioxyde de carbone dissous:

{\text{CaCO}}_{3}\left(s\right)+{\text{CO}}_{2}\left(aq\right)+{\text{H}}_{2}\text{O}\left(l\right)\longrightarrow{\text{Ca}}^{2+}\left(aq\right)+{\text{2HCO}}_{3}{}^{-}\left(aq\right)

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

Les deux carbonates utilisés commercialement en plus grande quantité sont le carbonate de sodium et le carbonate de calcium. Aux États-Unis, le carbonate de sodium est extrait du minéral trona, Na3 (CO3) (HCO3) (H2O)2. Après la recristallisation pour éliminer l’argile et d’autres impuretés, le chauffage du trona recristallisé produit du Na2CO3:

{\text{2Na}}_{3}\left({\text{CO}}_{3}\right)\left({\text{HCO}}_{3}\right){\left({\text{H}}_{2}\text{O}\right)}_{2}\left(s\right)\longrightarrow{\text{3Na}}_{2}{\text{CO}}_{3}\left(s\right)+{\text{5H}}_{2}\text{O}\left(l\right)+{\text{CO}}_{2}\left(g\right)

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

{\text{CO}}_{3}{}^{2-}\left(aq\right)+{\text{H}}_{2}\text{O}\left(l\right)\rightleftharpoons{\text{HCO}}_{3}{}^{-}\left(aq\right)+{\text{OH}}^{-}\left(aq\right)

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, principe actif des Tums antiacides, avec l’acide chlorhydrique (acide gastrique), comme le montre la figure 2, illustre la réaction :

{\text{CaCO}}_{3}\left(s\right)+\text{2HCl}\left(aq\right)\longrightarrow{\text{CaCl}}_{2}\left(aq\right)+{\text{CO}}_{2}\left(g\right)+{\text{H}}_{2}\text{O}\left(l\right)

D’autres applications des carbonates incluent 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:

{\text{KHCO}}_{3}\left(aq\right)+\text{KOH}\left(aq\right)\longrightarrow{\text{K}}_{2}{\text{CO}}_{3}\left(aq\right)+{\text{H}}_{2}\text{O}\left(l\right)

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 l’hydrogénocarbonate de sodium. La poudre à pâte contient du bicarbonate de soude et un acide solide tel que le tartrate d’hydrogène de potassium (crème de tartre), le KHC4H4O6. 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:

{\text{HC}}_{4}{\text{H}}_{4}{\text{O}}_{6}{}^{-}\left(aq\right)+{\text{HCO}}_{3}{}^{-}\left(aq\right)\longrightarrow{\text{C}}_{4}{\text{H}}_{4}{\text{O}}_{6}{}^{2-}\left(aq\right)+{\text{CO}}_{2}\left(g\right)+{\text{H}}_{2}\text{O}\left(l\right)

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

Glossaire

anion bicarbonate: sel de l’ion hydrogénocarbonate, {\text {HCO}}_{3}{}^{-}

carbonate : sel de l’anion {\text {CO}}_{3}{}^{2-}; souvent formé par la réaction du dioxyde de carbone avec des bases

hydrogénocarbonate: sel d’acide carbonique, H2CO3 (contenant l’anion {\text {HCO}}_{3}{}^{-} ) dans lequel un atome d’hydrogène a été remplacé; un carbonate acide; également connu sous le nom d’ion bicarbonate