CALCIUM

Le carbonate existe sous deux variétés cristallines : la calcite, variété stable isomorphe du carbonate de magnésium, et l'aragonite, variété métastable isomorphe des carbonates alcalino-terreux lourds. On distingue pratiquement les deux variétés en portant à ébullition une solution de sel de cobalt contenant en suspension le carbonate pulvérisé ; la calcite reste blanche, tandis que l'aragonite, plus soluble, provoque la formation d'un carbonate basique de cobalt, qui la teinte en rose. La calcite très pure donne parfois de très gros cristaux ou spath d'Islande, dont la double réfringence permet la fabrication des prismes de Nicol. La pression d'équilibre du gaz carbonique au-dessus de la calcite chauffée n'est que de l'ordre de 1 mm vers 600 ⁰C, elle atteint une atmosphère à 920 ⁰C. Dans les eaux chargées de gaz carbonique, le carbonate de calcium se dissout sans qu'on ait pu isoler le carbonate acide correspondant ; ce phénomène se produit naturellement, à grande échelle, pour les eaux qui traversent des massifs calcaires ; à l'air, elles déposent le sel dissous sous forme de stalagtites, de stalagmites ou dans l'eau des fontaines pétrifiantes. L'albâtre, translucide, utilisée en statuaire, a une origine identique.

Le sulfate est lui aussi important, puisque, sous sa forme hydratée, il constitue le plâtre. Le gypse naturel est bihydraté ; chauffé à une température inférieure à 150 ⁰C, il perd 1,5 molécule d'eau et, au-delà, le sulfate anhydre β se forme ; ces phases de la déshydratation étant réversibles, il suffit de mélanger les produits déshydratés à de l'eau pour obtenir une masse dure, dont le volume s'accroît lors de la prise, propriété qui favorise les scellements et les moulages. Le sulfate anhydre, très avide d'eau, est employé en laboratoire comme déshydratant. À température supérieure à 300 ⁰C le sulfate anhydre α non réhydratable se forme, il est stable jusque vers 1 400 ⁰C.