Ampholyte

Un ampholyte est une espèce chimique pouvant se comporter à la fois comme un acide et une base. L'adjectif associé est amphotère.

Exemple de l'eau

Ainsi l'eau est un ampholyte ou une espèce amphotère. Les molécules d'eau peuvent perdre ou gagner un proton H+. C'est le cas notamment lors de l’autoprotolyse.

L'eau se comporte comme un acide : $\mathrm {H_{2}O_{(\ell )}\rightarrow H^{+}+HO_{(aq)}^{-}}$${\mathrm {H_{2}O_{{(\ell )}}\rightarrow H^{+}+HO_{{(aq)}}^{-}}}$

L'eau se comporte comme une base : $\mathrm {H_{2}O_{(\ell )}+H^{+}\rightarrow H_{3}O_{(aq)}^{+}}$$\mathrm {H_{2}O_{(\ell )}+H^{+}\rightarrow H_{3}O_{(aq)}^{+}}$

On écrit donc : $\mathrm {2H_{2}O_{(\ell )}\rightleftharpoons H_{3}O_{(aq)}^{+}+HO_{(aq)}^{-}}$${\mathrm {2H_{2}O_{{(\ell )}}\rightleftharpoons H_{3}O_{{(aq)}}^{{+}}+HO_{{(aq)}}^{{-}}}}$

Nous pouvons déduire que la constante de cette réaction est : $\mathrm {K_{e}=10^{-14}}$${\mathrm {K_{e}=10^{{-14}}}}$ à 25 °C ; cette valeur augmente avec la température. Ce nombre particulier est appelé produit ionique de l'eau car : $K_{e}=[H_{3}O^{+}]\cdot [HO^{-}]$$K_{e}=[H_{3}O^{{+}}]\cdot [HO^{{-}}]$ ; il s'exprime sans unité.

L'ion hydrogénocarbonate $\mathrm {HCO_{3}^{-}}$${\mathrm {HCO_{3}^{-}}}$ dont les couples acide/base sont : $\mathrm {H_{2}O,CO_{2}/HCO_{3}^{-}}$${\mathrm {H_{2}O,CO_{2}/HCO_{3}^{-}}}$ et $\mathrm {HCO_{3}^{-}/CO_{3}^{2-}}$${\mathrm {HCO_{3}^{-}/CO_{3}^{{2-}}}}$ est aussi un ampholyte.

Calcul du pH d'un ampholyte

Soit un ampholyte qui joue le rôle d'acide pour le couple 1 (de pK_a : pK_a1) et un rôle de base pour le couple 2 (de pK_a : pK_a2 )

Pour le calcul du pH nous devons tenir compte des constantes d'acidité des couples 1 et 2.

En faisant les approximations que les concentrations des ions H₃O⁺ et HO⁻ sont très inférieures à celle de l'ampholyte, on trouve la formule suivante : $\mathrm {pH={\frac {1}{2}}\,(pK_{a\,1}+pK_{a\,2})}$${\mathrm {pH={\frac {1}{2}}\,(pK_{{a\,1}}+pK_{{a\,2}})}}$