l’alcalinité (KH)

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Après avoir parlé des choses “simples” que sont le potassium, le magnésium et le calcium nous voila enfin à l’alcalinité (KH).

Qu’est-ce que l’alcalinité?

L’alcalinité est un peu (beaucoup) plus abstraite que le calcium. Ce n’est pas un ion particulier, mais plutôt l’interaction de plusieurs qui affectent la capacité tampon de l’eau salée. La capacité tampon peut être considérée comme la quantité d’acide requise pour abaisser le pH de l’eau salée jusqu’au point où le bicarbonate se transforme en acide carbonique. Cela semble très technique, mais en termes simples, les niveaux d’alcalinité plus élevés correspondent à une plus grande stabilité chimique dans nos aquariums récifaux. Plus l’acide requis pour provoquer ce changement chimique est grand, plus l’eau du bac est généralement résistante aux changements chimiques, ce qui est hautement souhaitable lorsqu’on essaie de faire pousser des organismes sensibles comme les coraux.
En plus de la stabilité chimique, l’alcalinité est importante pour la croissance des coraux durs, car les coraux et d’autres organismes utilisent de alcalinité au fil du temps. Il est mesuré en “degré de dureté carbonatée” ou dkh pour l’eau de mer. L’eau de mer naturellee a un dkh d’environ 8 ou 9.

Qu’est-ce que l’alcalinité totale ?

L’alcalinité est définie de différentes manières pour différentes applications. Dans la chimie des eaux naturelles, il existe plusieurs types d’alcalinité. Chacun d’entre eux est une mesure de combien d’acide (H+) est nécessaire pour abaisser le pH à un niveau spécifique. Je reviendrai sur quelques autres types d’alcalinité plus tard, mais pour l’instant nous limiterons notre discussion à «l’alcalinité totale», fréquemment appelé TAC (Titre Alcalimétrique Complet).

TAC est défini comme la quantité d’acide requise pour abaisser le pH de l’échantillon au point où tout le bicarbonate [HCO 3  ] et le carbonate [CO 3  ] pourraient être convertis en acide carbonique [H 2 CO 3 ]. C’est ce qu’on appelle le point d’équivalence de l’acide carbonique ou le point final de l’acide carbonique. Ces équations montrent ce qui arrive au carbonate et au bicarbonate quand l’acide est ajouté:

(1) H + + CO 3 ==> HCO 3 

(2) H + + HCO 3 – = > H 2 CO 3

Je dis «pourrait être converti» parce que, quel que soit le pH, il y aura toujours du bicarbonate et du carbonate, mais à un certain pH, il y a suffisamment de protons (H + ) en solution pour être combinés avec le bicarbonate et le carbonate seraient tous convertis en acide carbonique.

Le point final précis d’un titrage d’alcalinité totale n’est pas toujours le même pH, mais dépend plutôt un peu de la nature de l’échantillon (à la fois sa force ionique et son alcalinité). Pour l’eau de mer normale, ce paramètre est d’environ pH = 4,2. En eau douce, il dépend fortement de l’alcalinité, avec un point final de pH = 4,5 pour une alcalinité de 2,2 méq / L, et un pH = 5,2 pour une alcalinité de 0,1 méq / L.

Par conséquent, des tests d’alcalinité totale ont été inventés pour déterminer la quantité d’acide requise pour abaisser le pH dans la gamme 4-5. Plus loin dans cet article, je vais décrire comment ces kits de tests mesurent l’alcalinité.

Nature chimique de l’alcalinité

Sur la base de la définition de l’alcalinité totale donnée ci-dessus, il est clair que tout ce qui absorbe les protons lorsque le pH passe de niveaux normaux à un niveaux d’environ 4-5 sera dus à l’alcalinité. Dans l’eau de mer, il y a une variété de choses qui contribuent, et dans les réservoirs récifaux, la liste est encore plus longue. L’équation 3 est l’équation qui définit l’alcalinité totale dans l’eau de mer normale.

TAC = [HCO 3  ] + 2 [CO 3  ] + [B (OH) 4  ] + [OH  ] + [Si (OH) 3 O  ] + [MgOH + ] + [HPO 4  ] + 2 [PO 4  ] – [H + ]

La raison du 2 devant les concentrations de carbonate et de phosphate est qu’ils prennent deux protons lorsque le pH est abaissé à pH = 4. Tous les autres ions ne prennent qu’un seul proton (sauf les protons eux-mêmes qui doivent être soustraits) .

Les principales combinaisons chimiques qui contribuent à l’alcalinité de l’eau de mer (et la raison pour laquelle elle est utile aux récifalistes) sont le bicarbonate et le carbonate (équations 1 et 2). Le tableau ci-dessous (tiré de «Chemical Oceanography» de Frank Millero, 1996) montre la contribution de l’eau de mer à pH 8 pour l’alcalinité. Si l’on part d’un pH plus élevé, la contribution relative du bicarbonate diminuera par rapport aux autres.

Combinaisons chimiques Contribution relative à l’alcalinité
HCO 3  (bicarbonate) 89,8
CO 3  (carbonate) 6.7
B (OH) 4  (borate) 2,9
SiO (OH) 3  (silicate) 0,2
MgOH + (monohydroxylate de magnésium) 0.1
OH  (hydroxyde) 0.1
HPO 4  et PO 4  (phosphate) 0.1

D’autres combinaisons peuvent également contribuer de manière mesurable à l’alcalinité dans l’eau de mer dans certaines situations, telles que les régions anoxiques. Ceux-ci incluraient NH 4 + et HS  .

Dans les aquariums récifaux, certaines de ces combinaisons peuvent être présentes à des concentrations sensiblement plus élevées que dans l’eau de mer. Par exemple, un bac récifal avec une concentration de phosphate de 0,5 ppm aura une contribution plus élevée de phosphate (2,5 fois la valeur indiquée dans le tableau).

Plus préoccupante encore est la tendance de certains mélanges de sels à augmenter fortement la concentration en borate. Seachem ajoute intentionnellement du borate supplémentaire à un niveau d’environ 5 mM . Cela augmente la contribution du borate de plus d’un facteur 10 sur l’eau de mer et en fait un facteur important dans les mesures d’alcalinité (et les interprétations).

Acidification étape par étape

Voici une description, étape par étape, de ce qui se passe pendant un titrage d’alcalinité, soit avec un pH-mètre, soit avec un kit de test.

Au départ (disons, pH = 8,2), nous avons les constituants suivants où les ions sont en concentrations très diverses.

2 CO 3 HCO 3  CO 3 

B (OH) 3 B (OH) 4 

Si (OH) 4 Si (OH) 3 O 

Mg ++ MgOH +

2 O OH 

3 PO 4 H 2 PO 4  HPO 4  PO 4 

Lorsque le pH chute de 8,2 à environ 7,5, la chose la plus importante qui se passe est que le carbonate est converti en bicarbonate (équation 1). Dans cette partie du titrage peut prendre environ 0,6 meq / L dans mon eprouvette et représente environ 17% de l’alcalinité totale, ce qui correspond aux attentes pour un aquarium qui se maintient à un pH relativement élevé (8,45 ). Tous les autres contributeurs mineurs sont également protonés à ce stade, et nous voyons un changement vers:

2 CO 3 HCO 3  CO 3 

B (OH) 3 B (OH) 4 

Si (OH) 4 Si (OH) 3 O 

Mg ++ MgOH +

2 O OH 

3 PO 4 H 2 PO 4  HPO 4  PO 4 

Comme le pH tombe à environ 6 (on va éviter d’en arriver là dans l’aquarium c’est juste pour la culture générale), la principale chose qui se passe est que le bicarbonate est converti en acide carbonique. Toujours dans cette phase, le phosphate continue de prendre des protons:

2 CO 3 HCO 3  CO 3 

B (OH) 3 B (OH) 4 

Si (OH) 4 Si (OH) 3 O 

Mg ++ MgOH +

2 O OH 

3 PO 4 H 2 PO 4  HPO 4  PO 4 

Lorsque le pH chute à environ 4 (ceci est juste pour info et ne le faites pas chez vous), le bicarbonate se transforme complètement en acide carbonique. De même, dans cette phase, le phosphate continue à absorber des protons et finit comme principalement du H 2 PO 4  , mais très peu d’acide phosphorique se forme lui-même.

2 CO 3 HCO 3  CO 3 

B (OH) 3 B (OH) 4 

Si (OH) 4 Si (OH) 3 O 

Mg ++ MgOH +

2 O OH 

3 PO 4 H 2 PO 4  HPO 4  PO 4 

Mesure de l’Alcalinité en utilisant des kits de tests

Bien sûr, la plupart des recifalistes mesurent l’alcalinité avec un kit de test. Comment ça marche?

Eh bien, en effet les kits de test font un titrage du point final du pH. Ils comprennent tous des colorants indiquant le pH (procurant un changement de couleur) et un acide (acide sulfurique fréquemment dilué) pour abaisser le pH. Vous ajoutez généralement de l’acide jusqu’à ce que les colorants prennent de la couleur. Puisque ces colorants sont sélectionnés pour avoir un changement de couleur dans le pH = 4 à 5, ce que vous obtenez est une mesure de la quantité d’acide nécessaire pour abaisser le pH à cette plage. Ce changement de couleur est utilisé pour approximer le point final du titrage.

Fait intéressant, de nombreux kits de test utilisent plus d’un pH indiquant le colorant. L’utilisation de plus d’un colorant en même temps permet à la mesure d’être plus nette. Par exemple, le vert de bromocrésol a une belle transition de couleur entre pH 3,8 (jaune) et 5,4 (bleu-vert) et le rouge de méthyle a une transition entre pH 4,4 (rouge) et 6,2 (jaune). Un mélange des deux a une transition nette (orange à bleu-vert) autour de pH 5,1 dans l’eau douce (qui peut être légèrement différente dans l’eau de mer).

Quelles valeurs avoir pour un aquarium récifal

Comme expliqué dans l’article sur les paramètres de l’eau, le KH doit être dans une fourchette de valeurs de 6 a 10. Selon les protocoles et méthodes ces valeurs idéales peuvent être différentes. En ULNS il n’est pas rare de croiser des KH à 13 mais je ne suis pas fan ce cette méthode.

Pourquoi l’alcalinité est-elle importante?

Maintenant que nous savons ce qu’est l’alcalinité, nous pouvons comprendre pourquoi c’est une mesure importante pour les aquariums récifaux. Les coraux et autres organismes déposent du carbonate de calcium dans leurs squelettes et autres parties du corps. Pour ce faire, ils doivent générer du calcium et du carbonate à la surface du cristal de carbonate de calcium en croissance. Bien qu’il soit largement hors de propos de décrire ce processus, il est évident que si les coraux déposent ces produits chimiques, ils les utilisent à partir de l’eau qui les entoure. Alors, si c’est le cas, pourquoi ne pas simplement mesurer le carbonate comme le calcium?

Eh bien, il y a deux réponses. La première est qu’il n’y a pas de façon simple de mesurer le carbonate avec un kit sans faire un titrage du pH comme le fait un kit de test d’alcalinité. Deuxièmement, les coraux peuvent en fait utiliser le bicarbonate à la place du carbonate comme source ultime de carbonate (qu’ils divisent en H + et CO 3  ). Si nous pouvions facilement mesurer le bicarbonate, nous le ferions probablement. Malheureusement, nous ne pouvons pas faire l’une ou l’autre de ces choses facilement.

Donc, ce que nous faisons c’est un test d’alcalinité très simple comme mesure de substitution pour le bicarbonate et le carbonate. Puisque ces deux substances constituent la grande majorité de l’alcalinité dans l’eau de mer, il est sûr que la plupart des gens associent l’alcalinité à la «disponibilité de bicarbonate et de carbonate pour mes coraux».

Il y a cependant des réserves importantes à cette équation. Certains d’entre eux ont été décrits ci-dessus, tels que les mélanges de sels qui ont un excès de borate. De telles complications rendent difficile de savoir quelle proportion de l’alcalinité mesurée est le bicarbonate et le carbonate, et il est donc difficile de savoir si vous satisfaites les besoins des coraux.

Contributeurs inhabituels à l’alcalinité

Les récifs captifs peuvent également avoir des contributeurs à l’alcalinité totale qui ne sont tout simplement pas présents dans l’eau de mer à une concentration appréciable. Ce résultat vient du fait que nous avons un système fermé dans lequel les composés organiques (par exemple acétate, polygluconate, EDTA, acide citrique) et d’autres ions peuvent être anormalement élevés.

À titre d’exemple, considérons les personnes qui ajoutent des acides organiques tels que le vinaigre (la vodka, le sucre, et autres ajouts peuvent influer de la même manière). L’acide acétique est un composant qui vient interférer lors d’un test d’alcalinité qui peut ou non être significatif pour les personnes qui l’utilisent, mais plus le vinaigre est utilisé, plus il peut devenir altérant. En fin de compte, l’acétate ajouté de cette manière sera oxydé en CO 2 et OH  (équation 4), l’OH fournissant l’alcalinité de la même manière que l’eau de chaux originale.

(4) 2 O 2 + CH 3 COO  => H 2 O + 2 CO 2 + OH 

La question à résoudre est la vitesse à laquelle cette conversion a lieu, ou bien, la quantité d’acétate présente dans un tel système lorsque l’on mesure l’alcalinité. Puisque je n’ai pas vu d’études sur les niveaux d’acétate dans les réservoirs récifaux, la question reste sans réponse (du moins pour moi).

Ce problème vient du fait que l’acétate est partiellement “compté” dans un titrage d’alcalinité totale de l’eau du bac. La mesure dans laquelle il est compté dépendra du pH utilisé comme critère d’évaluation du titrage. Les figures 2 et 3 montrent le titrage du pH de l’eau du réservoir avec un énorme excès d’acétate ajouté (30 mM). Cette trop grande quantité a été ajoutée non pas parce qu’un aquarium récifal contiendrait une telle quantité (après tout, l’alcalinité totale mesurée est d’environ 20 méq / L), mais parce qu’elle rend le titrage de l’acétate clairement visible en présence de carbonate et de bicarbonate. Si le point final du titrage de l’alcalinité est à pH 5, alors environ 25% de l’acétate sont comptés. Avec le point final à pH 4, environ 80% est compté.

Par conséquent, si un récif captif a une alcalinité marginale et qu’une partie substantielle de cette alcalinité est constituée d’acétate (ou d’une autre substance organique), la disponibilité de bicarbonate et de carbonate peut être moins qu’optimale pour les coraux et autres organismes calcifiants. Notez que l’acétate n’a pas d’impact sur le titrage du carbonate entre le pH natif et environ 7,3. Si l’on utilise de grandes quantités de vinaigre, il peut être utile de titrer le carbonate à 7.3 pour vérifier que l’alcalinité totale n’est pas dominée par l’acétate (en observant au moins 0.2-0.4 méq / L d’alcalinité jusqu’à pH = 7.3. Mon eau de réservoir sans acétate avait 0,6 meq / L pour ce titrage (figure 1) et la même chose quand une grande quantité d’acétate a été ajoutée.

Faits sur l’alcalinité

Il y a plusieurs faits sur l’alcalinité totale qui découlent directement de la définition. Malheureusement, certains d’entre eux ont été mal compris par certains auteurs (j’avoue je me suis bien galéré aussi)

Un de ces faits est appelé Le Principe de Conservation de l’Alcalinité par Pankow (“Aquatic Chemistry Concepts”, 1991). Il montre mathématiquement que l’alcalinité totale d’un échantillon NE PEUT PAS être modifiée en ajoutant ou en soustrayant du CO 2 .

Oubliant les maths pour le moment, il est facile de voir comment cela doit être le cas. Si de l’acide carbonique est ajouté à un échantillon aqueux avec une alcalinité mesurable, que peut-il se passer?

Eh bien, l’acide carbonique peut libérer des protons en inversant les équations 1 et 2:

(5) H 2 CO 3 ==> H + + HCO 3 

(6) HCO 3  ==> H + + CO 3 

Ces protons peuvent continuer à réduire l’alcalinité en combinant avec quelque chose qui est dans l’échantillon qui fournit l’alcalinité (carbonate, bicarbonate, borate, phosphate, etc.). Cependant, pour chaque proton qui quitte l’acide carbonique et réduit l’alcalinité, il se forme un nouvel ion bicarbonate ou carbonate qui ajoute à l’alcalinité, et la variation nette de l’alcalinité totale est exactement nulle. Le pH va changer, et la spéciation des choses qui contribuent à l’alcalinité va changer, mais pas l’alcalinité totale.

Ce n’est pas vrai pour les acides forts, cependant. Si vous ajoutez de l’acide chlorhydrique, sulfurique ou phosphorique, il y aura une réduction de l’alcalinité.

Un autre résultat intéressant du principe de conservation de l’alcalinité est l’équation pour déterminer l’alcalinité totale lorsque deux solutions aqueuses différentes sont mélangées. Si vous mélangez (a) des parties d’une solution avec une alcalinité totale A avec (b) des parties d’une solution d’alcalinité totale B, l’alcalinité résultante est juste la moyenne pondérée des deux échantillons:

(7) TACmix = [a (A) + b (B)] / [a + b]

L’équation 7 peut être utilisée pour calculer les changements de TAC pour les changements d’eau dans un réservoir, pour les ajouts d’eau de chaux, pour la dilution de l’eau du réservoir avec de l’eau pure et une foule d’autres situations. Il peut également être utilisé pour calculer les réductions de l’alcalinité causées par les acides forts, où l’alcalinité de l’acide est juste la force normale de l’acide en tant que nombre négatif.

Autres définitions de l’alcalinité

Toute définition de l’alcalinité autre que l’alcalinité totale semble conduire à la confusion. Par exemple, Millero définit l’alcalinité carbonatée (AC) comme l’alcalinité provenant uniquement du bicarbonate et du carbonate (équation 8). Certains kits de test utilisent également cette définition.

(8) AC = [HCO 3  ] + 2 [CO 3  ]

Malheureusement, un autre auteur reconnu, Pankow, définit l’alcalinité carbonatée (CO 3  Alk) comme l’alcalinité totale jusqu’au pH où tout le carbonate est converti en bicarbonate (point d’équivalence ou point final du bicarbonate: environ 8,3 dans l’eau douce; pH 7,3 dans l’eau de mer). Par conséquent, il ne compte pas du tout le bicarbonate et compte le borate et d’autres ions qui absorbent l’acide au-dessus du point final du carbonate.

D’autres définissent l’alcalinité du carbonate comme la partie de l’alcalinité totale jusqu’au point final de l’acide carbonique provenant des ions carbonate, à l’exclusion du bicarbonate, de l’hydroxyde, du borate, etc. Il existe encore d’autres définitions de l’alcalinité. L’alcalinité de l’hydroxyde (OH  – Alk), parfois appelée alcalinité caustique, est définie par certains comme l’alcalinité totale jusqu’au point d’équivalence en carbonate (environ pH 10,7 dans l’eau douce).

Un kit de test ( Seachem ) fournit un test pour l’alcalinité des borates et des hydroxydes. Je n’ai pas testé ce kit pour savoir s’il est efficace ou non.

En raison de ces points potentiels de confusion, dans toute discussion de l’alcalinité autre que l’alcalinité totale, il faut être très clair sur les définitions utilisées.

Unités d’alcalinité

Les différentes unités utilisées pour l’alcalinité sont elles-mêmes source de confusion. L’unité la plus claire, et celle utilisée par la plupart des scientifiques, est le nombre de milliéquivalents par L (meq / L). Pour une solution 1 millimole de bicarbonate, l’alcalinité est de 1 meq / L. Comme le carbonate absorbe deux protons pour chaque molécule de carbonate, il «compte» deux fois, et une solution de carbonate 1 millimole a une alcalinité de 2 meq / L.

Une unité qui est utilisée par de nombreux kits et certaines industries implique de représenter l’alcalinité en termes de quantité de carbonate de calcium qui aurait besoin d’être dissoute dans l’eau douce pour donner la même alcalinité. Typiquement, il est indiqué en ppm de carbonate de calcium. Bien sûr, cela n’a rien à voir avec le calcium, et il n’y a peut-être aucun carbonate dans l’eau. Néanmoins, il est fréquemment utilisé. Puisque le carbonate de calcium pèse 100 grammes / mole (100 mg / mmole), alors une solution ayant une alcalinité de 100 ppm de carbonate de calcium équivalent contient 100 mg / L de carbonate de calcium divisé par 100 mg / mmole de carbonate de calcium = 1 mmol / L de carbonate de calcium équivalent. Puisque le carbonate a 2 équivalents par mole, ce 100 ppm d’alcalinité est équivalent à 2 meq / L. Donc, pour convertir une alcalinité exprimée en ppm CaCO 3 en meq / L, diviser par 50.

Enfin, il y a le terme allemand dKH (degrés de dureté carbonatée), ou simplement KH (dureté carbonatée). En termes stricts, c’est le même que l’alcalinité carbonatée (AC dans l’équation 8). Malheureusement, c’est un terme très déroutant, car il n’a rien à voir avec la dureté (GH). En outre, il a été corrompu par le hobby de l’aquariophilie marine pour signifier la même chose que l’alcalinité totale, et chaque kit de test qui teste la dKH avec un seul titrage donne une alcalinité totale. Le seul kit que je connaisse qui fasse même une distinction entre l’alcalinité du carbonate et l’alcalinité totale est l’un des kits Seachem (que je n’ai encore jamais testé) et il n’utilise heureusement pas du tout le terme dKH. Par conséquent, la plupart des amateurs devraient considérer dKH comme une simple mesure de l’alcalinité totale. Les résultats obtenus avec un tel kit (dKH) peuvent être divisés par 2,8 pour donner l’alcalinité en meq / L.

Ajustement de l’alcalinité

Avant de partir et d’essayer d’augmenter les niveaux d’alcalinité, pensez à l’apparence de vos coraux. S’ils se portent à merveille, il peut être préférable de simplement maintenir les niveaux actuels plutôt que d’essayer de les changer. Considérez également que ces kits de test ne sont pas parfaits, et parfois votre technique n’est pas parfaite. Dans le pire des cas, la chimie de l’eau est bonne et un test mal mené vous incite à réparer quelque chose qui n’est pas necessaire en premier lieu.

Cela dit, il existe plusieurs façons de stimuler le calcium et l’alcalinité tels que des changements d’eau supplémentaires, le kalkwasser (eau de chaux), Le balling et des dispositifs tels que les réacteurs au calcium. Si ces solutions ne fonctionnent pas vraiment, il y a une autre chose à considérer, qui est le niveau de magnésium. Le magnésium peut affecter l’équilibre du calcium et de l’alcalinité comme expliqué dans les articles spécifiés.

Cet effet de bascule problématique entre le calcium et l’alcalinité provient de la façon dont les deux ions interagissent les uns avec les autres. Les deux ions se combinent pour former du carbonate de calcium et précipitent, abaissant ainsi les deux niveaux.

Voici cinq techniques pratiques pour maintenir des niveaux sains de calcium et d’alcalinité.

Option 1 : Changements d’eau

La première technique est très basique. Les changements d’eau aident à gérer les fluctuations dans une large mesure. La plupart des mélanges de sel disponibles dans le passe-temps aujourd’hui sont formulés pour avoir des concentrations légèrement plus élevées de calcium et d’alcalinité. Les changements fréquents reconstituent les principaux éléments ainsi que les oligo-éléments.

Pour les systèmes récifaux remplis de coraux durs, une supplémentation peut être nécessaire. Cela nous amène à …

Option 2 : Kalkwasser (eau de chaux)

Kalkwasser est un supplément séculaire très efficace pour stimuler le calcium et l’alcalinité. Le Kalkwasser c’est l’hydroxyde de calcium et est considéré comme un complément équilibré qui augmente à la fois le calcium et l’alcalinité.

Kalkwasser est livré en poudre blanche que vous mélangez avec de l’eau osmosée. Il devient très laiteux pendant quelques heures, mais après cela, les particules troubles se sont déposées laissant une solution claire et super saturée. Cette solution est le lait de chaux qui est ensuite ajouté très lentement dans l’aquarium. Il est important que cette solution soit ajoutée lentement car elle est très concentrée et peut se précipiter rapidement, ce qui va à l’encontre du but de l’ajouter en premier lieu. Vous saurez que vous l’ajoutez trop rapidement lorsque l’eau semble trouble après l’ajout de kalkwasser.

Lorsqu’il est correctement administré, l’eau de chaux fonctionne à merveille. De nombreux amateurs utilisent celle methode comme eau de compensation d’évaporation plutôt que d’utiliser de l’eau osmosée classique.

Option 3 : Réacteurs de calcium

Une méthode plus automatisée de maintien du calcium et de l’alcalinité est un réacteur à calcium. Ces dispositifs dissolvent lentement les milieux de carbonate de calcium dans leurs chambres de réaction et introduisent lentement des ions de calcium et de carbonate dans le bac. Ils sont parfaits pour garder la chimie de l’eau pendant des mois.

Option 4: Solutions liquides

Tout comme les réacteurs à kalkwasser et calcium, ce sont des suppléments équilibrés, qui sont particulièrement efficaces lorsqu’il y a un déséquilibre dans le récif captif.

Ils viennent dans des bouteilles séparées, une pour le calcium, et une pour l’alcalinité et une pour la balance ionique avec du sel sans sel. Il existe aussi des additifs en 2 parties. Les additifs peuvent être ajoutés en différentes quantités et avec le temps, les niveaux peuvent être augmentés.

Option 5 : Le Buffer

Le buffer est un mélange tampon, très simple à faire. Il faut l’utiliser ponctuellement pour ne pas entraîner de dérive de la balance ionique. Voici la recette mais vous pouvez aussi l’acheter tout fait.

  • 100 gr de bicarbonate de sodium
  • 20 gr de carbonate de sodium

1 cuillere à café dissoute dans un litre d’eau par tranche de 200 litres.

Option 6: Magnésium

La sixième et dernière méthode de traitement des problèmes de calcium et d’alcalinité consiste à examiner le magnésium. Il peut sembler contre-intuitif que la solution aux déséquilibres de calcium et d’alcalinité est d’élever le magnésium, mais les trois ions interagissent régulièrement.

Le magnésium est très semblable chimiquement au calcium. Il peut lier les ions carbonate, augmentant ainsi l’alcalinité globale de l’eau. Si vous constatez qu’aucune quantité de calcium et d’alcalinité n’aide directement, vous devez peut-être vous assurer que ce n’est pas votre niveau de magnésium qui est en fait faible.

Conclusion

J’espère que cet article fournit une compréhension de l’alcalinité, de ce que c’est et comment il est mesuré, pourquoi il est important dans les aquariums marins avec des récifs coralliens. J’espère aussi que cela servira à éclaircir une partie de la confusion entourant l’alcalinité et la manière dont elle est influencée par le dioxyde de carbone et d’autres acides.

En résumé, le calcium et l’alcalinité sont deux des paramètres chimiques les plus importants à surveiller de près dans votre aquarium récifal. Nous espérons que cet article a été utile pour les comprendre un peu mieux.

References

Crystal growth of calcium carbonate in artificial seawater: The effect of temperature and of the presence of inhibitors. Kladi, Elina; Ostvold, Terje; Klepetsanis, Pavlos G.; Amjad, Zahid; Koutsoukos, Petros G. FORTH-ICEHT, Patras, Greece. Book of Abstracts, 218th ACS National Meeting, New Orleans, Aug. 22-26 (1999).
Solubility of calcite in seawater solution of different magnesium concentrations at 25°C and 1 atm total pressure: a laboratory re-examination. Rushdi, Ahmed I.; Chen, Chen-Tung Arthur; Suess, Erwin. Coll. Oceanic Atomospheric Sci., Oregon State Univ., Corvallis, OR, USA. Umi (1998), 36(1), 9-22.
The problem of alkaline scale formation from a study on Arabian Gulf [Persian Gulf] water. El Din, A. M. Shams; Mohammed, Rizk A. Mater. Test. Lab., Water Electr. Dep., Abu Dhabi, United Arab Emirates. Desalination (1989), 71(3), 313-24.
Apparent calcite supersaturation at the ocean surface: why the present solubility product of pure calcite in seawater does not predict the correct solubility of the salt in nature. Cooke, Robert C.; Kepkay, Paul E. Dep. Oceanogr., Dalhousie Univ., Halifax, NS, Can. Mar. Chem. (1984), 15(1), 59-69.
Calculation of saline waters supersaturation on calcium carbonate, magnesium hydroxide and calcium sulfate, taking into account ion associates formation. Martynova, O. I.; Vasina, L. G.; Krotova, I. S. Inst. Power Eng., Moscow, USSR. Proc. Int. Symp. Fresh Water Sea (1976), 1 329-36.
Calcium carbonate retention in supersaturated sea water. Pytkowicz, R. M. Sch. Oceanogr., Oregon State Univ., Corvallis, Oreg., USA. Amer. J. Sci. (1973), 273(6), 515-22.
Inhibition of aragonite precipitation from supersaturated sea water: a laboratory and field study. Berner, Robert A.; Westrich, Joseph T.; Graber, Ron; Smith, Jennifer; Martens, Christopher S. Dep. Geol. Geophys., Yale Univ., New Haven, Conn., USA. Am. J. Sci. (1978), 278(6), 816-37.
Biologically mediated dissolution of calcium carbonate above the chemical lysocline? Milliman, J. D.; Troy, P. J.; Balch, W. M.; Adams, A. K.; Li, Y.-H.; Mackenzie, F. T. School of Marine Science of the Virginia Institute of Marine Science, College of William and Mary, Gloucester Pt., VA, USA. Deep-Sea Res., Part I (1999), 46(10), 1653-1669.
Excess dissolved Ca in the deep ocean: a hydrothermal hypothesis. De Villiers, Stephanie. Department of Geological Sciences, University of Washington, Seattle, WA, USA. Earth Planet. Sci. Lett. (1998), 164(3-4), 627-641.
Evidence in support of first-order dissolution kinetics of calcite in seawater. Hales, Burke; Emerson, Steve. Lamont-Doherty Earth Observatory of Columbia University, Palisades, NY, USA. Earth Planet. Sci. Lett. (1997), 148(1-2), 317-327.
The crystallization of calcium carbonate in artificial seawater; role of the substrate. Sabbides, Theophylaktos G.; Koutsoukos, Petros G. Institute of Chemical Engineering and High Temperature Chemical Processes, and Department of Chemical Engineering, University of Patras, P.O. Box 1414, Patras, Greece. J. Cryst. Growth (1993), 133(1-2), 13-22.
Possible role of carbonate dissolution in estuarine phosphate dynamics. De Jonge, V. N.; Villerius, L. A. Tidal Waters Div., Rijkswaterstaat, Haren, Neth. Limnol. Oceanogr. (1989), 34(2), 332-40.
Synthetic magnesian calcites solubilities in seawater as a function of pressure. Koch, B. Lab. Oceanol., Univ. Liege, Sart Tilman, Belg. Oceanol. Acta (1985), 8(4), 413-21.
Kinetics of dissolution and precipitation of calcium carbonate in seawater. Berner, Robert A. Dep. Geol. Geophys., Yale Univ., New Haven, CT, USA. Crist., Deform., Dissolution Carbonates, Reun. (1980), 33-57.
The solubility of calcium carbonate in sea water at 2?C based upon in-situ sampled pore water composition. Sayles, Frederick L. Woods Hole Oceanogr. Inst., Woods Hole, MA, USA. Mar. Chem. (1980), 9(4), 223-35.
The thermodynamics of the carbonate system in seawater. Millero, Frank J. Rosenstiel Sch. Mar. Atmos. Sci., Univ. Miami, Miami, FL, USA. Geochim. Cosmochim. Acta (1979), 43(10), 1651-61.
The effect of pressure on the solubility of calcite in seawater at 25?C. Millero, Frank J. Rosenstiel Sch. Mar. Atmos. Sci., Univ. Miami, Miami, Fla., USA. Geochim. Cosmochim. Acta (1976), 40(8), 983-5.
Dissolution kinetics of calcium carbonate in seawater: VII. The dissolution kinetics of synthetic aragonite and pteropod tests. Morse, John W.; De Kanel, John; Harris, Karen. Rosenstiel Sch. Mar. Atmos. Sci., Univ. Miami, Miami, FL, USA. Am. J. Sci. (1979), 279(5), 488-502.
Dissolution kinetics of calcium carbonate in sea water. VI. The near-equilibrium dissolution kinetics of calcium carbonate-rich deep sea sediments. Morse, John W. Rosenstiel Sch. Mar. Atmos. Sci., Univ. Miami, Miami, Fla., USA. Am. J. Sci. (1978), 278(3), 344-53.
Dissolution kinetics of calcium carbonate in sea water. V. Effects of natural inhibitors and the position of the chemical lysocline. Morse, John W. Dep. Oceanogr., Florida State Univ., Tallahassee, Fla., USA. Amer. J. Sci. (1974), 274(6), 638-47.
Dissolution kinetics of calcium carbonate in sea water. IV. Theory of calcite dissolution. Berner, Robert A.; Morse, John W. Dep. Geol. Geophys., Yale Univ., New Haven, Conn., USA. Amer. J. Sci. (1974), 274(2), 108-34.
Dissolution kinetics of calcium carbonate in sea water. III. New method for the study of carbonate reaction kinetics. Morse, John W. Dep. Oceanogr., Florida State Univ., Tallahassee, Fla., USA. Amer. J. Sci. (1974), 274(2), 97-107.
Dissolution kinetics of calcium carbonate in sea water. II. Kinetic origin for the lysocline. Morse, John W.; Berner, Robert A. Dep. Geol. Geophys., Yale Univ., New Haven, Conn., USA. Amer. J. Sci. (1972), 272(9), 840-51.
Dissolution kinetics of calcium carbonate in sea water. I. Saturation state parameters for kinetic calculations. Berner, Robert A.; Wilde, Pat. Dep. Geol. Geophys., Yale Univ., New Haven, Conn., USA. Amer. J. Sci. (1972), 272(9), 826-39.
Chemistry and the Aquarium: Calcium By Randy Holmes-Farley http://www.advancedaquarist.com/2002/3/chemistry
Why Alkalinity is so Important in Reef Aquariums https://www.tidalgardens.com/why-alkalinity-is-so-important-in-reef-aquariums/Chemistry and the Aquarium: What is Alkalinityhttp://www.advancedaquarist.com/2002/2/chemistry