Résumons rapidement ce que signifient les degrés, lorsqu’on parle de dureté de l’eau…
Les « degrés français » (unités : °f) caractérisent la dureté de l’eau sous forme de concentration en carbonate de calcium (CaCO₃), bien que la dureté est également provoquée par le carbonate de magnésium (MgCO₃).
1 degré français correspond à exactement 10 milligrammes de carbonate de calcium par litre d’eau ; ceci correspond à 4 milligrammes de calcium. Si l’eau est plutôt riche en carbonate de magnésium, 1 degré français correspond à exactement 2.4 milligrammes de magnésium.

L’eau de notre internaute a une dureté de 80 °f, c’est-à-dire qu’elle contient 800 milligrammes de carbonate de calcium, ce qui est énorme ! Par comparaison, l’eau potable disponible à Genève a une dureté de 13-14 °f, c’est-à-dire une dureté 6 fois plus faible !

S’il est légitime de souhaiter diminuer la dureté de l’eau par adjonction d’acide (ce qui transforme le carbonate de calcium en ions calcium (Ca²⁺) et en dioxyde de carbone qui s’échappe de l’eau sous forme gazeuse), l’opération n’est pas dénuée de risques : L’acide chlorhydrique est une substance très corrosive, particulièrement si elle est sous forme concentrée, qui ne peut pas être manipulée sans grandes précautions par du personnel non spécialisé.

Si on effectue un calcul théorique pour éliminer exactement 800 milligrammes de carbonate de calcium par litre d’eau au moyen d’acide chlorhydrique (HCl), on trouve qu’il faut ajouter exactement 580 milligrammes d’acide par litre. En soi, ce n’est pas une grande quantité d’acide : cela représente un volume de 1.6 millilitres d’acide chlorhydrique de concentration 10 moles par litre. Pour le volume de 28 mètres cubes du réservoir de notre internaute (28'000 litres), cela représente tout de même 44.8 litres d’acide chlorhydrique concentré !

Cependant, le problème est ailleurs : il est extrêmement difficile d’ajuster très précisément le volume d’acide à ajouter pour se débarrasser du carbonate de calcium ET arriver en même temps à obtenir une eau qui ne soit ni acide (trop d’acide chlorhydrique) ni alcaline (pas assez d’acide). En effet, l’eau naturelle ne possède quasiment pas de « capacité tampon », c'est-à-dire que tout ajout d’acide augmente l’acidité de l’eau, exprimée en unités de pH. Un dosage imprécis de l’acide, en absence d’une électrode permettant de s’assurer que le pH de l’eau finale est neutre (globalement compris entre 6 et 8, pour une neutralité parfaite à pH = 7) risque donc de produire une eau qu'on ne pourra plus qualifier de potable en raison de sa trop grande divergence par rapport à la neutralité. L’opération est donc doublement peu recommandée !