Ampholyte

Un ampholyte est une espèce chimique pouvant se comporter à la fois comme un acide et comme une base. Le phénomène est appelé amphotérisme, et l'adjectif associé est amphotère.

Étymologie

Le mot est construit à partir du grec ancien ἀμφίς / amphís, « des deux côtés », et λυτός / lutós, « qui peut être dissous »^[1],[2].

Exemple de l'eau

L'eau est un ampholyte, c'est-à-dire une espèce amphotère. Les molécules d'eau peuvent perdre ou gagner un proton H⁺, et concurremment les deux dans la réaction d'autoprotolyse :

2 H₂O_(liq)  ${\displaystyle \rightleftharpoons }$  H₃O⁺_(aq) + HO⁻_(aq).

La constante d'équilibre de cette réaction, K_e, vaut 1,008 × 10⁻¹⁴ à 25 °C^[3] ; elle augmente avec la température, et vaut par exemple 6,8 × 10⁻¹⁵ à 20 °C (pK_e = 14,17) et 1,47 × 10⁻¹⁴ à 30 °C (pK_e = 13,83). Ce nombre particulier est appelé produit ionique de l'eau, car K_e = [ H₃O⁺ ] × [ HO⁻ ] ; il s'exprime sans unité.

L'eau se comporte ainsi à la fois comme un acide et comme une base :

• comme un acide en présence d'une base telle que l'ammoniac NH₃ : H₂O + NH_{3 (aq)} ⟶ HO⁻_(aq) + NH₄⁺_(aq) ;
• comme une base en présence d'un acide tel que le chlorure d'hydrogène HCl : H₂O + HCl_(aq) ⟶ H₃O⁺_(aq) + Cl⁻_(aq).

L'ion bicarbonate HCO₃⁻, dont les couples acide-base sont H₂CO₃ / HCO₃⁻ et HCO₃⁻ / CO₃²⁻, est aussi un ampholyte.

Calcul du pH d'un ampholyte

Soit un ampholyte qui joue le rôle d'acide pour le couple 1, avec la constante d'acidité pK_a1, et un rôle de base pour le couple 2, de constante d'acidité pK_a2.

En considérant par approximation que les concentrations des ions H₃O⁺ et HO⁻ sont très inférieures à celle de l'ampholyte, on obtient la formule suivante : pH = 1/2 ( pK_a1 + pK_a2 ).

Sur les autres projets Wikimedia :

• ampholyte, sur le Wiktionnaire