Discussion autour du calcium
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Cet article a été initialement publié sur reef-guardian en 2004.

 

 

LE CALCIUM DANS L’EAU DE MER

 

Il me semble intéressant avant d’aborder l’impact des différentes techniques de rajout de savoir sous

quelle forme se trouve le calcium biodisponible dans l’eau de mer afin de savoir ce qu’il faut

apporter.

Le calcium est un cation, c’est à dire un ion doté de deux charges positives symbolisé Ca2+ (ou

Ca++), qui dans l’eau de mer est en grande majorité libre, associé à des molécules d’eau.

Une plus faible proportion de calcium peut être appariée avec un ou deux anions de charge négative, à

la mnière dont s’attirent les deux pôles de charges opposée d’un aimant.

Par exemple, l’ion carbonate CO3--, disposant de deux charges négatives, peut s’apparier avec un on

calcium, mais ce peut être aussi un ion orthophosphate (PO4--) ou deux ions hydrogénocarbonates

HCO3-(=bicarbonates en langage courant). D’autres anions sont concernés par cette propriété comme

les ions sulfate SO4--.

Cette propriété des ions calciums à s’apparier  avec les ions carbonates est très importante car à l’

origine de la précipitation du calcium dans certaines conditions.

Cela m’amène à devoir parler de la dureté carbonatée et surtout des ions carbonates et bicarbonates,

pour ce que je viens de dire précédemment mais aussi parce que la plupart des méthodes de

supplémentation en calcium ne peut se concevoir sans un apport de carbonates et/ou de bicarbonates

ce qui a l’avantage de pouvoir gérer à la fois dureté carbonaté et concentration en calcium de notre

eau de mer.

Les ions carbonates représentent une des quatres formes du CO2 « disponibles » dans l’eau : les

trois autres sont le CO2 sous forme gazeuse, mais dissoute, l’acide carbonique H2CO3 qui provient de

l’hydratation du gaz et les ions hydrogénocarbonates (bicarbonates). La prédominence de l’une de ces

formes possibles du CO2 est corrélée au PH mais on peut dire aussi que la prédominence d’une de

ces formes influence le PH de l’eau de mer. Ceci est résumé dans l’équation si dessous.

Ainsi, si l’on fabrique de l’eau de mer à partir d’un mélange de bases fortes et d’acides forts, c’est à

dire sans carbonates et bicarbonates ni acide carbonique, le PH de l’eau ainsi obtenue serait de l’

ordre de 10,5. C’est donc la dissolution de dioxyde de carbone (CO2) en quantité adéquate qui permet

au PH de l’eau de mer en surface d’être aux alentours de 8,3 et d’avoir une dureté carbonatée de l’

ordre de 7/8.

 

  CO2 gaz + H2O<-->H2CO3<-->HCO3- + H+<-->CO3-- +H+

pH ---4---6---7---8---10---12--- echelle pH

Ces équations montrent les 4 formes présentes dans l’eau  douce en fonction de l’évolution du PH,

mais cela se vérifie aussi dans l’eau de mer même si les valeurs de PH diffèrent car la force ionique de

l’eau de mer intervient également. On voit très bien que plus le PH est élevé, plus le CO2 se trouve

sous « forme » CO3--, c’est-à-dire carbonate. Pour que ces carbonates redeviennent les ions

bicarbonates qui nous intéresse, il faut que le PH baisse. Ceci peut être obtenu en acidifiant l’eau avec

du CO2 : c’est le principe du réacteur à calcaire.

Vous pouvez dés à présent appréhender l’importance de l’équilibre entre les différentes formes du

CO2 et finalement de la concentration en CO2 dissout dans le maintien et de la dureté carbonatée, et

du PH !

En effet, l’acide carbonique tend à acidifier l’eau c’est à dire à baisser son PH, les ions carbonates

tendent à augmenter le PH et les ions bicarbonates n’entrainent qu’une très infime baisse du PH,

quasiment négligeable.

C’est très important car l’ajout d’une forme de CO2 couplée à l’ajout du calcium peut avoir une

répercussion sur le PH de l’eau dépendante bien sûr de la quantité de calcium apportée.

Et plus on a besoin de calcium, plus on peut être amené à augmenter la dureté carbonatée et

finalement le PH si l’on utilise une méthode où l’ion calcium est apparié à  un ion carbonate ou

bicarbonate.

Dans l’eau de mer, les carbonates sont présents dés un PH de 7,3 contrairement à l’eau douce où

ceux-ci commencent à être présents vers un PH de 8,6. Ceci a une importance capitale lors du

réglage d’un réacteur à calcaire mais nous y reviendront.

Les deux tiers des ions carbonates de l’eau de mer sont appariés à des ions magnésium en majorité et

à quelques ions calcium.

 

SOLUBILITE DU CARBONATE DE CALCIUM ET PRECIPITATION

 

On a coutume de dire que le carbonate de calcium est insoluble dans l’eau. Lorsque l’on s’en

procure, c’est souvent sous forme de poudre ou de granulés de conformation variable : soit de l’

aragonite, soit de la calcite. Il est clair que mélangé à de l’eau, l’un de ces produits ne se dissout

pas !

Mais il existe bien du carbonate de calcium sous forme dissoute dans l’eau de mer, en faible

quantité : à titre indicatif, dans une eau de mer à 25°C et de densité 1025, la concentration totale en

bicarbonates et carbonates est de 140 mg/l   et les ions bicarbonates représentent environ 90 % des

ions participant à l’alcalinité, donc pratiquement 90% de ces 140 mg/l puisque les autres

ions participant à l'alcalinité (phosphates, hydroxyde…) sont mineurs.

Lorsque du carbonate de calcium se dissout dans l’eau, il se dissocie en ions calcium et carbonate

selon la réaction suivante :

(1) CaCO3 -> Ca++ + CO3--

  A partir d’une certaine concentration, on arrive à un stade appelé saturation à partir duquel une

partie des ions retournent à la forme cristalline solide : c’est la précipitation. Il s’établit un équilibre

(symbolisé par la double flèche qui indique que la réaction se fait dans les deux sens) entre la forme

cristalline et la forme ionisée selon l’équation suivante :

(2) CaCO3 <- Ca++ + CO3--

 

On caractérise cette solubilité du carbonate de calcium par son produit de solubilité symbolisé Ks : à l

’état de saturation, le produit (= la multiplication) des concentrations est égal à cette grandeur Ks :

[Ca++]x[CO3--] = Ks

Rq : quand une substance est marquée entre deux [, celà signifie “concentration” de cette substance.

Le produit de solubilité  est dépendant de la densité, la température et la pression et dans le cas du

carbonate de calcium de la teneur en CO2 et du PH.

Si l’on a :

[Ca++].[CO3--]>Ks

alors, nous sommes dans une situation dite de sursaturation qui conduit à la précipitation.

L’état de saturation conduisant à l’équation (2) est caractérisé par le facteur de sursaturation W. Ce

facteur dépend lui de la présence de carbonate de calcium précipité, de corrosion, de la présence d’

inhibiteurs de la précipitation...ect

[Ca++].[CO3--]/ Ks = W

A l’inverse, quand on a la situation suivante :

[Ca++].[CO3--]<Ks

on est en sous saturation, c’est à dire que le carbonate de calcium solide va avoir tendance à se

dissoudre donc s’ioniser. Cest la condition qu’il nous faut reproduire dans un réacteur à calcaire.

Finalement, il serait assez simple de savoir ce qu’il faut maintenir comme paramètres dans chacun de

nos bacs si nous connaissions le Ks, la concentration en calcium et en carbonates de notre eau.

Mais voilà, si le calcium est assez facilement dosable avec les kits du commerce aquariophile, il n’en

est pas de même pour les carbonates et la détermination du Ks de notre eau fait appel à des calculs

complexes qui sont peu accesssibles à l’ensemble d’entre nous.

  Pour simplifier, plus les concentrations en calcium ou en carbonate ou les deux à la fois sont élevées

au dessus d’ une certaine valeur, plus on a un risque de précipitation. Ainsi, il faut se cantonner à

approcher les valeurs naturelles sans les dépasser si l’on ne veut pas avoir de précipitation excessive et

comme nous l’avons vu précédemment, vu que les cristaux de carbonate de calcium activent à leur

contact la précipitation de carbonate de calcium, surtout si l’on est a saturation ou sursaturation, il

est assez facile de concevoir que plus on précipite, plus la réaction de précipitation s’entretient avec

comme résultat la chute du KH et du calcium alors que l’on veut le contraire !

Cependant, il existe d’autres facteurs influençant cette solubilité du carbonate de calcium : le plus

important à connaître est le magnésium : en effet, on a vu qu’il était beaucoup plus associé aux

carbonates que le calcium mais si sa teneur vient à diminuer, alors plus d’ions calcium vont s’apparier

avec des ions carbonates et la teneur en carbonate de calcium augmentant, la précipitation

augmentera aussi (souvenez-vous le facteur Ks !).

Le magnésium est donc un puissant inhibiteur de la précipitation du carbonate de calcium ou

autrement dit augmente sa solubilité !

C’est pour cela que le taux de magnésium doit toujours être maintenu au dessus de 1000 mg/l pour

limiter toute précipitation de carbonate de calcium. Il n’est pas utille d’avoir forcément des valeur de

1300 voire 1500 mg/l pour cela.

Un autre facteur important inflençant la solubilité du carbonate de calcium est la température. Ce

paramètre dans les valeurs que nous régulons n’a pas d’influence, mais par contre, il explique

pourquoi des dépots de calcaire se forment préférentiellement sur les réistances et les rotors de

pompes qui sont soumis à un échauffement local.

 

AVANTAGES ET INCONVENIENTS DES DIFFERENTES METHODES DE

  SUPPLEMENTATION EN CALCIUM

 

Comme je l’ai déjà précisé dans l’introduction, je ne vais pas refaire le Nième article sur le réacteur à

calcaire, le chlorure de calcium ou l’eau de chaux, mais plutôt détailler la problématique de chacune

des trois méthodes ainsi que présenter des variantes possibles et leurs éventuels avantages.

 

LE CARBONATE DE CALCIM OU REACTEUR A CALCAIRE

 

Le carbonate de calcium est une forme cristalline du calcium dont la solubilité est très faible dans l’

eau de mer. On peut trouver du carbonate de calcium dans la nature sous différentes formes, le

calcaire ou la craie étant un type de carbonate de calcium.

Dans notre hobby, nous avons à notre disposition trois types de carbonate de calcium.

Nous avons tout d’abord le carbonate de calcium pur fourni en poudre ou granulés par différents

fournisseurs de produits et réactifs de laboratoire ; il s’agit de la forme la plus pure utilisable pour

nos aquariums, mais pas forcément disponible dans le commerce aquariophile.

Ensuite, il ne faut jamais oublier qu’il faut toujours connaître la composition exacte du produit car

plusieurs qualités existent, avec différents pourcentages d’impuretés (métaux lourds, phosphates…)

Ensuite viennent les deux matériaux naturels les plus distribués : la calcite et l’aragonite. La

distinction entre les deux formes vient de leur forme cristalline, qui conditionne leur solubilité, la

calcite étant bien moins soluble que l’aragonite. Ces deux formes de carbonate de calcium se

retrouvent dans des squelettes d’organismes vivants animaux ou végétaux, ce qui explique qu’elles

soient « polluées » par des substances dont certaines peuvent être désirables (strontium, magnésium…

) et d’autres moins (aluminium, phosphates…)

Vient ensuite la manière d’utiliser le carbonate de calcium.

Certains produits du commerce aquariophile comme l’aragamilk sont constitués de carbonate de

calcium en poudre, sec ou en suspension (et non en solution puisque le carbonate de calcium est

quasi insoluble)

L’utilisation de ces produits tels quels est une ineptie puisque l’on ne risque pas d’augementer le taux

de calcium de l’eau de son aquarium avec, et c’est même le contraire qui peut se produire puisque les

précipitats de carbonate de calcium induisent une précipitation en chaine d’autres cristaux de

carbonate de calcium à leur contact si l’on est en état de sursaturation. C’est ainsi que l’introduction

de sable d’aragonite neuf dans un aquarium peut dans certaines conditions de PH, de KH et de taux

de calcium entraîner à son contact une précipitation de carbonatede calcium conduisant à la chute du

taux de calcium et sur des sables suffisamment fins le phénomène de "clumping" qui est la formation

de concrétions très dures de sable, par agglomération des grains les uns aux autres. Cela arrive très

souvent avec le "sugar sand", ce sable oolithique très fin et très blanc vendu entre autres par

caribsea.

Enfin, il existe une façon de rendre le carbonate de calcium soluble : diminuer le PH de l’eau à l’aide

d’un acide. Si l’on plonge du carbonate de calcium dans une solution d’acide chlorhydrique, tout le

monde a déjà pu remarqué la dissolution de ce dernier, accompagnée d’une émission de bulles qui ne

sont autres que des bulles de CO2 puisque le carbonate dans un acide fort tel que l’acide

chlorhydrique redevient du CO2 gazeux. On obtient au final une solution de chlorure de calcium et

vous allez me dire qu’il y a plus simple et moins dangereux pour obtenir une telle solution et vous

aurez raison !

C’est finalement avec de l’acide carbonique qu’il est le moins dangereux et le plus logique de

dissoudre du carbonate de calcium. En effet, l’acide carbonique n’apportera pas d’ions indésirables tel

le chlorure comme c’est le cas avec l’acide chlorhydrique : il rentrera simplement dans le cycle du

carbone.

Ensuite la production d’un tel acide est sans doute à la longue moins coûteuse même si au départ il

faut investir dans une bouteille de CO2, son détendeur, une électrovanne, un Phmètre et dans un

réacteur à calcaire.

L’acide carbonique entraine une réaction de dissolution du carbonate de calcium en  ions

bicarbonates et calcium et sont libérées les impuretés éventuellement contenues dans le substrat utilisé

(équation (3))

(3) CO2 + H2O + CaCO3<----> H2CO3 + CaCO3<----> Ca++ + 2 HCO3-

 

Mais, quelle quantité de calcium et de bicarbonates apporte finalement un réacteur à calcaire ?

Il faut en théorie précisément 0,4 grammes de CO2 pour dissoudre un gramme de carbonate de

calcium pur et le résultat est la production de 1,22 grammes d’ions  bicarbonates et 400 mg de

calcium.

Mais nous avons déjà dit que la solubilité du carbonate de calcium dépendait aussi de sa forme

cristalline : en pratique, la calcite nécessite un PH de 5,5 pour se dissoudre de manière optimale alors

que l’aragonite se dissout de manière optimale vers 6,5.

Il faut donc consommer d’abord du CO2 pour acidifier l’eau avant que la réaction de dissolution ne

se fasse. Cette quantité de CO2 est difficile ment quantifiable puisqu’elle dépend du volume du RAC,

du débit d’eau à travers celui-ci et de la pression.

Il est à noter que les RAC du commerce ne travillent pourla plupart pas en pression. Or, le fait d’

augmenter la pression en simplement régulant le débit de circulation en sortie et non en entrée permet

de dissoudre plus de CO2 et de l’économiser, selon le principe de la loi de Henry : les aquariophiles

plongeurs sauront de quoi je parle…

Ainsi, on remarque que le principe de la dissolution d’un substrat calcaire apportera au mieux s’il s’

agit de carbonate de calcium pur 2 fois moins d’ions calcium que d’ions bicarbonates.

Cela explique que les utilisateurs de réacteur à calcaire aient un KH bien souvent supérieur à 12°

lorsqu’ils veulent un calcium à 400 mg/l ou plus.

Ceci est un des problèmes de cette méthode car un KH aussi élevé facilite la précipitation puisque la

proportion de carbonates augmente et le produit de solubilité du carbonate de calcium évolue vers la

sursaturation et ce risque de précipitation est d’autant plus aggravé que l’on utilise conjointement de l’

eau de chaux.

L’autre gros problème du réacteur à calcaire est l’augmentation de la teneur en CO2 dans l’

aquarium. Cette augmentation n’est malheureusement pas quantifiable car elle dépend de la capacité

du bac à absorber ce CO2, du peuplement mais lorsque le PH demeure bas, on peut supposer que la

quantité de CO2 excédentaire est non négligeable !

  Les organismes capables d’absorber ce CO2 dans un aquarium marin sont les algues, si bien qu’il

est fréquent d’avoir des poussées d’algues avec l’utilisation d’un RAC et cela n’est pas dû qu’à l’

introductioin éventuelle de phosphates contenus dans le substrat utilisé. En fait, la proportion de

phosphates rejetée est assez faible pour la plupart des substrats et sans conséquence, ce qui n’est pas

le cas du CO2 qui est un véritable engrais pour les végétaux, d’ailleurs utilisé comme tel en

horticulture !

Bien avant que les algues ne profitent de ce CO2, il est toutefois possible de l’éliminer par brassage,

soit dés la sortie du RAC, ce qui est le principe du dégazage d’ailleurs utilisé par les réacteurs

Aquacare (mais aussi par de nombreux aquariophiles bricoleurs), soit par le biais de l’écumeur voire

du brassage même de l’aquarium.

En ce qui concerne le dégazage en sortie de RAC, il demeure limité : en effet, il convient de ne pas

dégazer au point que le PH de l’éffluent du RAC ne dépasse la valeur de 7,3, car comme nous l’avons

vu précédemment, à partir de ce PH dans l’eau de mer, des ions bicarbonates se tranforment en

carbonates et vu la teneur en calcium et en bivcarbonates en sortie de RAC, le produit de solubilité

du carboante de calcium tendra vers la sursaturation et une partie du précieux calcium obtenu

précipitera.

J’en ai moi même fait l’expérience en dégazant à un PH de 7,6 /7,8 et la colone de dégazage s’est

transformée en une « colone de marbre » en l’espace d’une semaine.

Certains ont imaginé la possibilité de neutraliser l’acide carbonique avec de l’eau de chaux. L’idée est

en théorie séduisante puisque l’hydroxyde réagirait avec le CO2 dissout pour former de nouveaux ions

carbonates. Cela dit, les ions carbonates ne sont pas désirables en comparaison aux ions

bicarbonates. En effet, nous avons vu que la solubilité du carbonate de calcium dépendait entre

autres de la concentration en calcium et en carbonates et que plus ces concentrations s’élevaient, plus

la solubilité diminuait ou ce qui est synonyme, plus la précipitation du calcium augmentait.

Nous avons vu aussi que l’utilisation d’un RAC entrainait un KH assez haut et que ce KH est constitué

d’ions bicarbonates et carbonates. On ne risque donc en ajoutant de l’eau de chaux que de dépalcer

le produit de solubilité du carbonate de calcium vers des valeurs promptes à déclencher une

précipitation. Pourtant, en théorie, il y aurait suffisamment de CO2 pour que les ions hydroxydes

réagissent avec plutôt qu’avec un ion bicarbonate, selon l’une des deux équations ci-dessous :

(4) H2CO3 + OH- -> H2O + HCO3-

(5) HCO3- + OH- <- H20 + CO3--

 

Beaucoup d’aquariophiles utilisent pourtant les deux principes et ont des taux de calcium et KH qui

leur conviennent mais savent-ils seulement à quel prix ? Savent-ils combien de carbonate de calcium

a été gâché par précipitation ?

Quant à injecter l’eau de chaux directement dans une éventuelle colonne de dégazage ou de

neutralisation du CO2, cela conduirait directement à la précipitation car si le PH est bas et le taux de

CO2 élevé, il ne faut pas oublier que le KH, constitué exclusivement d’ions bicarbonates est très élevé,

ce qui conduirait, même si effectivement le CO2 est neutralisé par la réaction (4) à une formation de

carbonates en grande quantité selon la réaction (5). La concentration en calcium étant également

élevée, le produit de solubilité du carbonate de calcium atteindrait la sursaturation et la précipitation s

’en suivrait !

En conclusion, je voudrais simplement dire qu’en général, l’utilisation d’un réacteur à calcaire conduit

à des taux de calcium élevés mais aussi à un KH disproportionné par rapport au PH et au taux de

calcium. PH souvent bas, KH élevé et calcium dans des valeurs normales est la plupart du temps ce

que l’on observe avec un RAC.

 

L'HYDROXYDE DE CALCIUM OU EAU DE CHAUX

 

L’hydroxyde de calcium CaOH2 une des plus anciennes substances utilisées pour maintenir le taux de

calcium d’un bac puisque peter Wilkens l’introduisait dans les années 80

. Il s’agit d’une base forte. Cela signifie d’une part que l’hydroxyde de calcium augmente le PH et que

la totalité des ions basiques OH- réagit avec le milieu liquide dans lequel il est introduit.

Le propre d’une base est de réagir avec un acide qui lui fourni des ions H+ pour ne former qu’une

molécule d’eau parfaitement neutre selon la réaction (6)

(6) OH- + H+ -> H2O

 

Le fait que ces ions hydroxydes vont réagir en totalité conduit à une augmentation inéluctable du PH,

puisque le PH mesure les ions H+ et que celux -là vont diminuer en nombre.

Heureusement pour nous, l’eau de nos aquarium possède des substances tampon, ce qui signifie qu’

elles vont limiter l’action d’un acide ou dans notre cas d’une base forte.

Dans le cas de l’hydroxyde de calcium, ce sont les ions bicarbonates du système tampon qui

réagissent avec l’ion hydroxyde OH- pour donner un ion carbonate et une molécule d’eau neutre

selon la réaction (5) précédemment décrite.

Cependant, d’une part ce systéme tampon, évaluable par le KH, a ses limites et d’autre part, comme je

l’ai déjà évoqué plus haut, cette neutralisation va aboutir à l’augmentation de la concentration en

carbonate de calcium (ou quantité d’ions carbonates et d’ions calcium) et finalement à un risque

accru de précipitation.

Seule la présence d’une teneur adéquate en CO2 dissout et hydraté sous forme d’acide carbonique

peut limiter cette formation de carbonate car l’acide carbonique va réagir en priorité (en théorie en

tout cas) aux ions bicarbonates pour former d’autres ions bicarbonates.

Mais, pour neutraliser les ions hydroxydes de manière à ce que des ions bicarbonates et non

carbonate se forment il faut pour 1 gramme d’hydroxyde de calcium apporter 1,2 grammes de CO2. Il

est comme vous pouvez le deviner assez difficile de savoir la teneur en CO2 de l’eau du bac et donc s’

il faut rajouter ou non du CO2.

D’autre part, il y a deux autres facteurs très important conditionnant le risque de précipitation lors de

l’ajout d’eau de chaux : la quantité ajoutée par unité de temps et le brassage de l’eau au niveau du

lieu de l’ajout.

 

POURQUOI CES PARAMETRES SONT ILS IMPORTANTS ?

 

Si l’on ajoute de l’hydroxyde de calcium via un réacteur à hydroxyde dans sa décantation, les

possesseurs d’un Phmètre dont la sonde est dans la décantation ont pu remarquer que le PH

augmente durant les osmolations pour revenir rapidement à sa valeur initiale (en effet, les ions OH-

ne restent pas longtemps libres et réagissent).

Et bien, à une échelle moindre, si l’on ajoute rapidement beaucoup d’eau de chaux dans un endroit

faiblement brassé, l’augmentation locale du PH sera telle que d’une part les ions bicarbonates vont

être fortement sollicités pour neutraliser l’excès brutal de base et se transformer en carbonate de

calcium qui précipitera  (réaction (5)) et d’autre part, les ions bicarbonates issus de la réaction de l’

hydroxyde avec le CO2 (réaction (4)) réagiront également pour tamponner l’excès de base et encore

plus de carbonate de calcium sera produit qui conduira à la précipitation.

D’ailleurs, il suffit de regarder le lieu ou s’écoule l’eau de chaux lors des osmolations pour s’en

convaincre : il y a souvent des dépots qui se forment sur l’extrémité du tuyau et autour et les pompes

de remontée ou les résistances s’entartrent plus vite.

Il est donc d’importance capitale d’ajouter l’eau de chaux, que ce soit via un osmolateur ou un goutte

à goutte très très lentement et dans un endroit très brassé. L’idéal serait à la surface de l’aquarium

en plein dans le brassage et comme la quantité ajoutée par unité de temps serait faible, cela serait

sans risque à condition de bien adapter le débit de l’ajout en fonction du volume du bac. En effet, les

volumes d’osmolation devraient toujours être bien proportionnés au volume du bac d’une part pour

éviter les variations de densité et d’autre part pour éviter les variations de PH en cas d’utilisation d’un

RAH.

Il n’y a malheureusement pas de règles mathématiques toutes faites et c’est l’expérience et le bon sens

de chacun qui doit permettre de déduire tous ces paramètres.

Cependant, une règle générale s’applique à tous les cas moyennnant quoi les risques sont nuls : plus

l’ajout  est lent, mieux c’est !

Finalement, que peut-on espèrer de l’utilisation de l’eau de chaux pour maintenir sont taux de

calcium ?

Nous venons de voir qu’un des facteurs limitants de cette méthode est la tendance à augmenter le PH

brutalement si l’on ne met pas en œuvre certaines précautions et qu’en plus l’augmentation de la

tenuer en calcium qui en résulte peut être limitée par une précipitation de czrbonate de calcium : le

résultat peut même en être une chute de calcium et du KH si l’on utilise mal le produit !

Et bien, il est un autre facteur limitant de taille : la faible solubilité du produit : elle n’est que de 1,7

grammes par litre d’eau pure à 20°. Déjà cela signifie qu’à température ambiante en hiver (18°C) cette

solubilité est encore un peu plus faible.

Et comme nous ne pouvons pas ajouter plus d’une solution qu’il ne s’évapore d’eau chaque jour, on

peut être dans certains cas incapable de maintenir un taux de calcium adéquat avec la méthode de l’

eau de chaux.

Mais partons d’une solubilité de 1,7 grammes par litre et prêtons nous à une simulation.

La quantité d’ion calcium présents dans un litre d’eau de chaux dans des conditions optimales de

solubilité de l’hydroxyde de calcium est de 900 mg/l environ.

Votre aquarium est de 500 litres nets et votre consommation en calcium de 20 mg/l et par jour, soit

une consommation totale de 10 grammes de calcium par jour : c’est énorme mais dans un bac archi

peuplé, entre la précipitation inévitable, le renouvellement des squelettes et la croissance des coraux et

corallines, çà va vite !

L’évaporation est de 3 litres par jour ce qui dans des conditions optimales toujours, apporte via les

osomolations 2,7 grammes de calcium par jour !

On est largement en dessous des besoins ! Cela serait correct pour une consommation journalière de

5 mg/l et par jour, ou alors il faudrait porter l’évaporation à 11 litres par jour !

La technique de l’eau de chaux n’est donc valable que pour des bacs à LPS ou à SPS assez peu

chargés ou en complément d’une autre méthode d’ajout. Les paramètres obtenus avec l’utilisation de l’

eau de chaux sont souvent des KH de l’ordre de 5/6 et un calcium aux alentours de 350/360 mg/l,

avec un PH entre 8,1 et 8,3, parfois moins, mais ce n’est bien sûr pas le cas de tous les bacs, puisque

çà dépend de ce qu’il y a dedans !

 

En conclusion, l’eau de chaux ne permet que des apports limités en calcium du fait de l’augmentation

du PH qu’elle induit et surtout de sa dépendance à l’égard du taux d’évaporation. Son utilité pour

neutraliser l’acidité en sortie de RAC est nulle et son utilisation conjointement à un RAC peut être

utile si le KH et le calcium ne sont pas trop élevés et le CO2 disponible suffisant et si les ajouts se font

dans un endroit brassé, lentement (pompe doseuse+++).

 

Certains auteurs ont proposé d’ajouter de l’acide acétique pour augmenter la quantité d’eau de chaux

ajoutée quotidiennement. L’avantage de l’acide acétique contrairement à l’acide carbonique est que sa

réaction avec l’ion hydroxyde ne conduit pas à un composant précipitable mais à de l’acétate de

calcium.

L’ion calcium est tout aussi biodisponible et l’acétate est un composé parfaitement métabolisable et

dont le rôle tampon peut venir rennforcer celui des ions bicarbonates et carbonates, mais ne sera pas

pris en compte dans la mesure du KH.

En pratique, 2 ml d’acide acétique pourront réagir avec 1,3 grammes d’hydroxyde de calcium pour

former 2,76 grammes d’acétate de calcium qui apporteront finalement 700 mg de calcium selon la

réaction suivante :

(6) 2 CH3 COOH + Ca(OH)2 -> (CH3COO)2Ca + 2 H2O

 

L’inconvénient de la méthode est qu’on ne sait pas vraiment qui métabolise l’acétate : il est possible

que celui-ci profite aux bactéries dénitrifiantes permettant par la même occasion la réduction des

nitrates en azote (non vérifié scientifiquement), mais rien ne prouve que des cyanobactéries ne sont

pas capable d’en profiter aussi. Ensuite, la métabolisation par les bactéries est susceptible d’acidifier le

milieu par production de CO2. On ne sait donc pas quelle quantité maximale d’acide acétique peut être

ajoutée chaque jour sans risque d’effets délétères sachant que celui-ci risque de s’accumuler avant

métabolisation ou d’être très vite métabolisé diminuant ainsi le PH.

L’avantage est que par contre, la solubilité de l’acétate de calcium est de l’ordre de 280 grammes par

litre d’eau douce. On peut donc augmenter de manière notable la quantité de calcium apportée par l’

eau de chaux sans apporter d’ion parasite s’accumulant dans le système.

Il convient en tout cas à mon avis de respecter deux précautions : ne pas utiliser l’acide acétique

contenu dans du vinaigre et éviter cette méthode si l’on a des cyanobactéries, même en quantité limitée

et contrôlée.

 

LE CHLORURE DE CALCIUM

 

Le chlorure de calcium est un des produits les plus utilisés par les auqariophiles, surtout débutants

sans doute car le commerce aquariophile met à leur disposition un grand choix de solutions de

chlorure de calcium pour augmenter la teneur en calcium de leur bac.

L’inconvénient de ces produits « tout prêts » que je dénonce de suite est, outre leur prix élevé, l’

absence de compostion si bien qu’on ne sait jamais quelle quantité de chlorure de calcium on ajoute

en suivant les indications préconisées sur les emballages.

Deux formes de chlorures de calcium sont couremment disponibles sous forme de sels pour qui ne

veut pas utiliser les solutions des grandes marques du commerce : le chlorure de calcium anhydre et

le chlorure de calcium dihydraté. Le deuxième a comme inconvénient que 147 grammes du produit

contiennent  36 grammes d’eau, ce qui ne nous sert à rien si ce n’est acheter de l’eau à coût élevé.

Cela dit, on s’y retrouve car en « qualité labo », le chlourure de calcium anhydre est souvent plus

cher que le chlorure de calcium dihydraté.

Pour information, 147 grammes de chlorure de calcium dihydraté apportent autant de calcium que 111

grammes de chlorure de calcium anhydre, c’est à dire 40 grammes.

A partir de ce constat, et moyennant de s’équiper d’une balance suffisamment précise, il est facile de

calculer la quantité de chlorure de calcium à apporter quotidiennement en fonction de la

consommation que l’on aura évaluée à l’aide de tests calcium précis et reporductibles. Je conseille

pour cela les test salifert ou redsea, avec une préférence pour le salifert dont les varaitions de couleur

au moement du virage fatidique sont plus facile à identifier.

Deux des grands avantages du chlorure de calcium est sa grande solubilité (740 g/l pour l’anhydre et

1000 g/l pour le dihydraté à 20 °C) et son inocuité quand aux valeurs du PH.

Par contre, il existe un inconvénient de taille : les deux ions chlorures apportés pour chaque ion

calcium ajouté ne sont pas métabolisés ou consommés et s’accumulent donc dans l’aquarium

perturbant la balance ionique. Quest-ce que cela veut dire ?

Dans une eau minéralisée, comme l’eau de mer, il existe autant d’ions chargé positivement (cations)

que d’ions chargés négativement (anions). Il existe donc un équilibre des charges ionqiues.

L’introduction de chlorure de calcium seul déséquilibre la balance ionique avec une accumulation d’

anions chlorures.

Ajoutés exceptionnelement, ces ions n’entrainent aucun dégat mais sur le long terme, personne ne sait

quelles peuvent être les conséquence d’un déséquilibre important de la balance ionique.

L’utilisation régulière du chlorure de calcium seul est donc à proscrire.

 

LE CHLORURE DE CALCIUM UTILISE SELON LE PRINCIPE DE LA SOLUTION

   BI-COMPOSANTS

 

Pour éviter le problème de la perturbation de la balance ionique, on a eu l’idée d’ajouter un produit

contenant un cation non métabolisé ou consommé pour rééquilibrer la balance ionique. Le cation

choisi est le sodium car il se forme alors du chlorure de sodium, qui est le composant majeur de l’

eau de mer naturelle. Par chance il existe des sels comme le bicarbonate de sodium et le carbonate

de sodium qui ont l’avantage de permettre de maintenir un KH correct parallèlement au maintien d’un

calcium dans des valeurs permettant une calcification et une croissance satisfaisante des coraux. Il

faut pour cela apporter pour chaque molécule de chlorure de calcium deux molécules de bicarbonate

de sodium ou une molécule de carbonate de sodium, et non des masses équivalentes. En effet, chaque

élément chimique dispose de sa propre masse molaire (comprendre masse moléculaire). Un atome de

calcium ne « pèse » pas la même chose qu’un atome de sodium ni qu’un atome de chlore.

  Pour les non chimistes, en chimie, on quantifie les différentes substances chimique selon leur masse

molaire, c’est à dire le poids d’une mole. La mole est une quantité d’atome, d’ions ou de molécules

estimée par un dénomé Avogadro et qui correspond grosso modo à un chiffre commençant par un 6

et suivi de 23 zéros ! A titre indicatif, le nombre 6 millions correspond à un 6 suivi de 6 zéros, juste

pour vous donner un exemple de du nombre que çà représente !

On obtient alors du chlorure de sodium NaCl qui n’est autre que le sel de cuisine et du carbonate de

calcium (équation(8))  ou du bicarbonate de calcium (équation(7)).

 

(7) CaCl2 +  2NaHCO3 -> 2NaCl + Ca(HCO3)2

(8) CaCl2 + Na2CO3 -> 2NaCl + CaCO3

Voici les proportions à respecter pour obtenir une réaction équilibrée : il faut toujours associer 147 g

de chlorure de clacium dihydraté (111g d’anhydre) avec soit deux fois 84 grammes de bicarbonate de

sodium ou 106 grammes de carbonate de sodium anhydre. Vous l’aurez compris, lesmasses indiquées

correspondent aux masses molaires des produits utilisés. En respectant ces masses, vous aurez

exactement le même nombre de molécules de chaque composant et éviterz que des ions solitaires ne

viennent perturvber la balance ionique. Attention, les composés de calcium et les composés carbonatés

ne doivent pas être mélangés sous risque de précipitation et ajouter lentement et à des endroits

différents voire des horaires différents. Le mieux est d’utiliser des pompes doseuses. C’est le principe

des solutions bi-composant du commerce, même si pour justifier un prix élevé, elles contiennent des

oligoéléments en plus.

147 grammes de chlorure de calcium dihydraté apportent 40 grammes de calcium et 168 grammes de

bicarbonate de sodium apportent 2 équivalents de bicarbonates ce qui correspond à 5600° KH. Avec

ces données, il vous sera facile de déterminer les quantités à apporter chaque jour et selon le volume

d’eau dans lequel vous l’aurez dilué, le nombre de minutes de fonctionnement de votre pompe

doseuse en fonction du débit de celle-ci.

C’est déjà un  net progrès puisque la balance ionique est préservée, mais avec le temps se produit une

augmentation de la salinité non harmonieuse. En effet, la salinité de l’eau de mer varie selon les mers

du globe, mais la proportion des différents composants dissouts reste identique.

Dans le cas de l’augmentation de la salinité par l’utilisation régulière de chlorure de calcium et de

bicarboante/ carbonate de sodium, celle-ci se fait uniquement par augementation du chlorure de

sodium, sans augmentation proportionnelle des autres sels dissouts.

Certains diront que des changements d’eau réguliers permettent d’éviter une trop forte dérive de la

composition de l’eau, mais cela est faux, surtout lorsque la consommation en calcium est grande !

Prêtons nous à une simulation :

Toujours le même aquarium de 500 litres avec son besoin journalier de 10 grammes de calcium. Pour

cela, je dois apporter 36,7 grammes de chlorure de calcium dihydraté et 42 grammes de bicarbonate

de sodium pour préserver la balance ionique. Cela m’apporte exactement 0,5 equivalent de

bicarbonate, soit 2,8° KH.

Si ma chute de KH correspond exactement à cet apport, je stabiliserait mon KH par la même occasion.

Si par contre ma consommation de KH est plus faible, je vais inéluctablement augmenter mon KH au

fil des jours jusqu’à une valeur qui se stabilisera car une précipitation de carbonate de calcium

surviendra et empêchera qu’il ne monte plus. Par contre, le résultat de tout cela risque d’être que

mon calcium ne se maintiendra pas à la valeur initailement voulue. Mais bon, tant qu’il ne descend

pas en dessous de 360 mg/l, pas de problème ! Par contre, la quantité de chlorure de sodium

ajoutée chaque jour est de 29 grammes environ, soit 58 mg/l. Au bout de 30 jours, l’accumulation

est de 1,7 grammes par litre. Pour information, la quantité de chlorure de sodium dans un litre d’eau

de mer est de 13,25 grammes. Cela signifie qu’au bout d’un mois, cette quantité sera de 14,95

grammes. Si l’on change 10 % d’eau tous les mois, on abaisse la quantité de chlorure de sodium de

14,95 g/l à 14,78 g/l. Je vous laisse faire le calcul de ce que sera la teneur de votre eau en chlorure

de sodium après un an de ce régime ! Seul un changement de 100% de l’eau permettrait de retrouver

une concentration en chlorure de sodium normale.

Le résultat sur le calcium et le KH des apports de chlorure de calcium et de bicarbonates de sodium

sont exactement identiques à ceux d’un RAC. Les inconvénients sont par contre différents puisque le

RAC entraine une hausse du CO2 dissout dans l’aquarium alors que la méthode bi-composant

entraine une accumulation de chlorure de sodium.

 

LA METHODE BALLING

 

Ce problème d’accumulation du chlorure de sodium lors de l’utilisation de la méthode bicomposant a

amené certains auteurs et aquariophiles à développer une méthode qui consiste à fabriquer soit une

eau de mer enrichie, soit un sel de mer sans chlorure de sodium.

La méthode de l’eau de mer enrichie a été détaillée dans un article disponible sur reef-guardian par

Régis Doutre, aussi je vous renvoie à cet article si vous êtes à la suite de la lecture du présent article

tenté de vous lancer dans cette méthode.

L’une de ces deux méthodes est pour moi ce qu’il y a de mieux en matière de supplémentation calcique

car on règle du coup les problèmes de perturbation de la balance ionique quand on n’utilise que le

chlorure de calcium, d’augmentation disharmonieuse de la salinité propre à l’utilisation des solutions

bicomposant, d’introduction de substances pouvant profiter aux algues comme le CO2 avec le RAC, d’

acétate ou de gluconate pour ceux qui utilisent le gluconate ou l’acétate de calcium, de risque de

précipitation ou de limitation de la supplémentation inhérente à l’usage de l’eau de chaux.

La méthode Balling consiste à utiliser la méthode bicomposant en calculant précisément vos besoins.

Cela est facile : vous dosez votre calcium et déterminez la quantité de chlorure de calcium et de

bicarbonate de sodium et/ou crbonate de sodium selon les informations que je vous ai donné dans le

chapitre consacré au chlorure de calcium pour ajuster votre concentration de calcium au taux voulu.

Si vous avez 380 mg/l et que vous voulez 400 mg/l, il vous faut apporter 20 mg/l. Si on reprend l’

exemple du bac de 500 litres, cela fait un ajout de 10 grammes de calcium soit de 36,7 grammes

puisque qu’une mole, soit 147 grammes de chlorure de calcium dihydraté apporte 40 grammes de

calcium ! Je me répète mais je voudrais être sûr d’être clair pour tous.

Vous allez y ajouter pour équilibrer la balance ionique 42 grammes de bicarbonate de sodium. L’

utilisation du carbonate de sodium ne se justifie que si l’on a besoin d’augmenter son PH, aussi je ne

conseille pas de l’utiliser et de plus, bien que sa solubilité soit élevée, je ne conseille pas de préparer

des solutions contenant plus de 5 grammes de carbonate de sodium, sinon, il y aura une précipitation

instantanée au lieu de l’ajout, de calcium présent dans l’eau. Cela ferait donc préparer de gros

volumes de solution qui pourraient si les besoins en calcium sont grands entrainer une baisse de la

salinité si le volume quotidien de solutions apporté dépassait les besoins de l’évaporation. Avec le

bicarbonate, il n’y a pas ce risque. On peut toutefois décider d’apporter 80% de bicarbonates et 20 %

de carbonates, mais cela complexifie la méthode.

Revenons à la méthode développée par monsieur Balling. Vous dosez de nouveau votre calcium el

elndemain voire le surlendemain et établissez en fonction de la différence votre consommation

journalière en calcium sachant qu’il faudra toujours apporter conjointemment du bicarbonate de

sodium, même si votre KH ne vous semble pas nécessiter de correction ! c’est pour cela que je pense

qu’il ne faut pas utiliser cette méthode seule en cas de forts besoins car, comme avec le RAC, le KH

sera élevé et on perdra par précipitation le précieux calcium apporté.

Le grand principe de la méthode Balling est d'apporter une quantité de sel sans  chlorure de sodium

proportionnelle à l'apport de chlorure de sodium via les ajouts de chlorure de calcium, et de

bicarbonate de sodium et ensuite de réaliser de petits changements d'eau de maximum 10% en

retranchant lors de la préparation de l'eau de mer pour ces changements la quantité de sel

correspondant à celle ajoutée finalement par l'intermédiaire du chlorure de calcium, du bicarbonate

de sodium et du sel sans chlorure de sodium (ouf !).

Lorsque le calcium et les bicarbonates sont consommés, celà fait comme si on avait rajouter de l'eau

de mer en plus. Le changement d'eau avec un peu de sel en moins rétablit la densité, éviatant son

augmentation avec le temps sans cette précaution.

Ensuite, quelle quantité de ce sel doit-on apporter pour équilibrer l’apport de chlorure de sodium

opéré par le biais des ajouts de chlorure de calcium et de bicarbonate de sodium ?

Hans Balling part du principe que le sel que nous utilisons pour fabriquer de l’eau de mer

synthétique est composé de 70% de chlorure de sodium. Ce sont donc les 30% restant composés de

tous les autres sels entrant dans la composition de l’eau de mer et qui constituent le sel sans chlorure

de sodium.

Pour savoir combien de sel sans NaCl on doit ajouter, il faut calculer la quantité de NaCl apportée

par la méthode chlorure de calcium + bicarbonate de sodium. Et bien c’est très simple : sans rentrer

dans le détail des calculs de masse molaire, il suffit de savoir que 147 grammes de chlorure de

calcium dihydraté + 168 grammes de bicarbonate de sodium apportent, en plus des 40 grammes de

calcium, 116 grammes de chlorure de sodium. Or, ces 116 grammes représentent 70 % de la masse de

sel pour reconsituter de l’eau de mer. On en déduit donc par calcul que les 30% restant ont une

masse de de 116/70x30 = 49,7 grammes.

Il faudra donc ajouter 49,7 grammes de sel sans NaCl chaque fois que nous ajoutons 147 grammes

de chlorure de calcium dihydraté. Pour faciliter le calcul lors de la pratique, il suffit de savoir par

quel facteur multiplicatif la masse de chlorure de calcium dihydraté doit être multiplié pour connaître

la masse de sel sans NaCl à ajouter : 49,7/147 = 0,34

Lors de notre changement d’eau, il reste encore à savoir quelle quantité de sel « normal » il faut

retrancher puisque par le biais de nos ajouts, nous avons ajouté l’équivalent d’une certaine quantité

de sel.

Celà est simple puisque l’on sait que 100 grammes de sel normal correspond à 30 grammes de sel

sans NaCl (ben oui, 30% de ce sel consitutent le sel normal, les 70 % restant étant du NaCl,

souvenez-vous !)

Donc, 100/30= 3,34. Il suffit donc de multiplier la quantité de sel sans NaCl ajoutée par 3,34 pour

savoir combien de sel normal on doit enlever de la dose pour préparer votre eau pour le changement

d’eau, quel que soit le volume et la densité que vous aurez choisi.

Pour résumer : la quantité de sel sans chlorure de sodium se calcule en multipliant la masse de

chlorure de calcium dihydraté ajoutée par 0,34.

Lors du changement d’eau, la quantité de sel normal à retrancher est égale à la masse de sel sans

NaCl ajoutée multipliée par 3,34.

L’utilisation de cette méthode, vous l’aurez compris nécessite de peser très exactement la quantité de

sel que vous devez utiliser pour reconstituter un volume donné d’eau de mer à la densité voulue. A ce

sujet, il me semble important de préciser que pour obtenir une eau de densité 1025 à 25°C, soit une

salinité de 37,1 grammes par litre, il ne suffit pas d’ajouter 37,1 grammes de votre sel préféré, mais un

peu plus (environ 39,5 grammes pour le sel instant ocean). Pourquoi ? Simplement parce que le sel

que nous utilisons contient un certain pourcentage de molécules d’eau (il est hydraté, comme notre

chlorure de calcium) et ce pourcentage peut même augmenter si l’on ne stocke pas le sel à l’abris de l

’humidité, dans un sac hermétique. Donc, il vous faut au préalable précisément évaluer la masse de

votre sel à utiliser pour reconstituer un litre d’eau de densité voulue. Un réfractomètre « ATC » (qui

compense la lecture en fonction de la température) peut être utile pour éviter les erreurs de mesure de

la densité en fonction de la température.

Est-il possible d’automatiser tout cela ? la réponse est OUI ! Il faut pour cela déjà bien connaître la

quantité de sel pour reconstituer un litre d’eau de mer à la densité 1025 à 25°C car nous ne

disposons dans la littérature que de la composition de l’eau de mer dans ces conditions.

Ensuite, on sait que l’eau de mer à 1025 et 25°C contient 19 grammes de chlorures (0,53 moles), 10,7

grammes de sodium (0,46 moles), ce qui conduit à calculer qu’il existe 0,46 moles de NaCl par litre

d’eau de mer à cette densité, soit une masse de 26,7 grammes de NaCl par litre d’eau de mer.

Il est donc facile de diviser la quantité de NaCl ajoutée par ces 26,7 pour savoir à quelle quantité d’

eau de mer correspond la quantité des sels ajoutés par la méthode. Une pompe doseuse peut une fois

par semaine ôter le volume d’eau de mer correspondant et le remplacer par de l’eau osmosée, l’

osmolateur se chargeant de cette tâche. Il est possible d’effectuer ce calcul par jour pour diminuer les

variations de densité éventuelles au cas où les besoins en

calcium sont importants. Le résultat sera le maintien de la densité comme si rien n’avais été ajouté !

Si cela vous semble trop complexe, contentez-vous de changer l’eau en ôtant la quantité de sel que

vous aurez calculée lors de la préparation de votre eau.

 

Pour faciliter le calcul de la quantité de NaCl ajoutée, il suffit de multiplier la masse de chlorure de

calcium dihydraté par le facteur 0,79.

 

Pour facilter la mise ne œuvre de cette méthode, jean luc (tridacna) a élaboré un petit calculateur

tenant compte aussi de votre éventuel désir de rajouter du magnésium que vous trouverez à la fin de

l’article.

Que faut-il pour cette méthode : un balance la plus précise possible (0,1 gramme est idéal), et selon

la manière de l’employer, deux à quatre pompes doseuses gèrées par un programmateur. Une pompe

à trois canaux pour les ajouts des trois sels (chlorure de calcium, bicarbonate de sodium et sel sans

NaCl à condition que la débit soit très lent et que l’ajout se fasse à trois endroits éloignés les uns des

autres, peut faire l’affaire et une quatrième au cas où vous voulez automatiser le changement d’eau.

Sinon, on peut utiliser la méthode manuellement, mais il faut être disponible et ordonné, sinon on

risque d’oublié ce qu’on a déjà rajouté.

J’oubliais : il faut une calculatrice !!!!!!

 

TABLEAU RECAPITULATIF

 

 

ACTION sur

le PH

ACTION

sur le KH

ACTION

sur le

CALCIUM

LIMITES

INCONVE-

NIENTS

COUT

Eau de

chaux 

Ca(OH)2

Solubilité : 1,7g/l

900 mg/l de

calcium

Augmente

fortement le

PH

Action faible

faible

Taux d’

évaporation

faible limite l’

apport

Risque d’

augmentation

brutale du

PH

Facilite la

précipitation

Du calcium

Faible à élevé

si on utilise

un RAH

Réacteur à

calcaire

Carbonate de

calcium

CaCO3

Solubilité nulle

sans acidification

Tend à

diminuer le

PH

Elevée :

tend à

augmenter

fortement le

KH au

dessus de

10°

moyenne

Faible

solubilité du

substrat

(calcite++)

Faible débit

du RAC

Acidification

de l’eau

Augmente le taux

de CO2 et diminue

le PH

Risque de

poussées d’algues

Risque d’

introduire des

phosphates et

métaux lourds

Investissement

initial trés

élevé

 

Chlorure de

calcium seul

CaCl2 (H2O)2

ou CaCl2

Solubilité : 700

g à 1000 g/l

40 grs de

calcium/147 ou

111 grammes

inexistante

inexistante

élevée

aucune

Perturbation de la

balance ionique

Moyen à élevé

si on utilise

une pompe

doseuse.

 

Bicomposant

CaCl2 (H2O)2

NaHCO3

Solubilité = 100

g/l

NaCO3

Solubilité = 210

g/l

Avec

bicarbonate :

insignifiante

Avec

carbonate,

élévation du

PH

importante

Elevée,

comparable

au RAC

Elevée

aucune

Augmentation de

la salinité et

perturbation de la

composition de l’

eau

Moyen à élevé

 

Méthode

Balling

ou

Regis

Doutre

Idem

bicomposant

Idem

bicomposant et RAC

Idem

bicomposant et RAC

aucune

Aucun si les

produits choisis

sont purs à plus

de 99%

Moyen à très

élevé

  

 

 

CONCLUSION

 

Aucune méthode selon moi n’est idéale. C’est à chacun de trouver la méthode qui lui convient en

fonction de critères tels que les besoins en calcium de son bac, le budget qu’on a à disposition, la

place que l’on peut consacrer à un appareillage supplémentaire quand il s’agit d’utiliser un RAC…

Il est à mon avis tout à fait souhaitable en cas de forte demande en calcium d’avoir recours à

plusierus techniques en même temps afin de diminuer les inconvénients de chacune d’elle qui se

manifestent surtout quand les besoins en calcium sont élevés.

Le réacteur à hydroxyde seul peut à mon avis convenir que pour des bacs faiblement peuplés ou

peuplés en coraux à croissance lente.

Associer un RAH à une méthode basée sur le chlorure de calcium est tout à fait concevable dans la

mesure ou elle permettra de diminuer les apports en chlorure, qu’ils soient isolés, en solution

bicomposant ou selon la méthode Balling. Par contre, je reste très réservé quant à l’association RAC

+ RAH car bien qu’en théorie cela soit une bonne idée, mon expérience ne m’a pas convaincu !

Actuellement, la méthode Balling combine bien des avantages : écologique, ne nécessite pas forcémént

de matériel ni de monitorage du PH donc potentiellement économique, et en cas d’utilisation de

pompes doseuses, faible encombrement : je ne puis que la plébiciter !

Quant à son éventuelle pseudo complexité, si vous suivez à la lettre les quelques indications pour

calculer vos doses des différents sels (une calculatrice suffit !) ce ne sera pas plus compliqué à mettre

en œuvre que le réglage d’un RAC, bien au contraire !

Enfin, tridacna peut aider tous ceux qui seraient tentés par cette méthode pour leur procurer les

produits.

Jean luc (tridacna) et moi même restons à votre disposition pour toute remarque ou question. Sinon,

je ne puis que vous encourager à vous reporter aux articles disponibles sur les nombreux sites si vous

souhaitez approfondir vos connaissances en chimie de l’eau.

 

Feuille de calculs : cliquez ICI

 

Denis Corpelet (octopus), jean luc Fritsch (tridacna)

 


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