Préparation d'une Solution Mère

Contexte : La préparation de solutions titrées.

En laboratoire de chimie, il est essentiel de savoir préparer des solutions de concentration précise. Ces solutions, appelées solutions mèresSolution très concentrée et préparée avec une grande précision. Elle sert de base pour préparer d'autres solutions moins concentrées par dilution., servent de point de départ pour de nombreuses expériences. Cet exercice vous guidera à travers les calculs et le protocole pour préparer une solution par dissolution d'un solide.

Remarque Pédagogique : Cet exercice est fondamental car il combine des compétences de calcul (masse molaire, quantité de matière, concentration) et des compétences expérimentales (utilisation de la verrerie de précision, technique de dissolution).

Objectifs Pédagogiques

Calculer la masse molaire d'un composé ionique hydraté.
Appliquer les relations entre concentration molaire, quantité de matière et volume.
Déterminer la masse de soluté à peser pour préparer une solution.
Maîtriser le protocole expérimental de la préparation d'une solution par dissolution.

Données de l'étude

On souhaite préparer un volume \(V = 250,0 \text{ mL}\) d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II) de concentration molaire \(C = 0,100 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}\). Le solide disponible en laboratoire est du sulfate de cuivre (II) pentahydraté, de formule \(CuSO_4 \cdot 5H_2O\).

Solution à Préparer

Solution Mère de Sulfate de Cuivre (II)

Élément	Symbole	Masse Molaire Atomique (g/mol)
Cuivre	Cu	63,5
Soufre	S	32,1
Oxygène	O	16,0
Hydrogène	H	1,0

Questions à traiter

Identifier le soluté et le solvant pour la solution à préparer.
Calculer la masse molaire du sulfate de cuivre (II) pentahydraté (\(CuSO_4 \cdot 5H_2O\)).
Déterminer la quantité de matière (en moles) de soluté nécessaire.
En déduire la masse de solide à peser.
Décrire le protocole expérimental complet pour réaliser cette solution avec précision.

Les bases sur les Solutions

Pour préparer une solution, il faut maîtriser deux relations fondamentales qui lient la masse, la quantité de matière, le volume et la concentration.

1. Concentration Molaire (\(C\))
La concentration molaire d'une espèce chimique en solution est la quantité de matière de cette espèce par litre de solution. Elle se calcule avec la relation : \[ C = \frac{n}{V} \] Où :
- \(C\) est la concentration molaire en \(\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}\).
- \(n\) est la quantité de matière du soluté en \(\text{mol}\).
- \(V\) est le volume total de la solution en \(\text{L}\).

2. Quantité de matière (\(n\))
La quantité de matière est liée à la masse d'un échantillon par sa masse molaire. Cette relation est cruciale pour passer du monde macroscopique (masses) au monde microscopique (moles). \[ n = \frac{m}{M} \] Où :
- \(n\) est la quantité de matière en \(\text{mol}\).
- \(m\) est la masse de l'échantillon en \(\text{g}\).
- \(M\) est la masse molaire de l'espèce en \(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\).

Correction : Préparation d'une Solution Mère

Question 1 : Identifier le soluté et le solvant.

Principe (le concept physique)

Une solution est un mélange homogène résultant de la dissolution d'une ou plusieurs espèces chimiques (les solutés) dans une autre espèce chimique en plus grande quantité (le solvant). L'identification correcte de ces deux composants est l'étape initiale et fondamentale pour comprendre la composition de la solution.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

En chimie, une solution est définie par ses composants. Le soluté est l'espèce qui est dissoute ; il peut être solide, liquide ou gazeux. Le solvant est l'espèce qui dissout le soluté. Lorsqu'une solution est qualifiée d'"aqueuse", cela signifie par convention que le solvant est l'eau (\(H_2O\)).

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Prenez toujours le temps de lire attentivement l'énoncé. Des mots-clés comme "solution aqueuse", "dissous dans", "préparé à partir de" vous donnent des indices directs pour identifier sans erreur le soluté et le solvant.

Normes (la référence réglementaire)

Cette section n'est pas directement applicable ici. La terminologie "soluté" et "solvant" est standardisée par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA), qui régit la nomenclature en chimie.

Formule(s) (l'outil mathématique)

Relation conceptuelle

\text{Soluté} + \text{Solvant} \Rightarrow \text{Solution}

Hypothèses (le cadre du calcul)

On suppose que la dissolution est complète et que le mélange forme une solution homogène, sans phase distincte.

Donnée(s) (les chiffres d'entrée)

Les données pertinentes sont textuelles, extraites de l'énoncé : "solution aqueuse" et "sulfate de cuivre (II) pentahydraté".

Astuces (Pour aller plus vite)

Le solvant est presque toujours le composant présent en plus grande quantité. Dans le cas d'un solide dissous dans un liquide, le liquide est systématiquement le solvant.

Schéma (Avant les calculs)

Composants de la Solution

Calcul(s) (l'application numérique)

Aucun calcul n'est nécessaire pour cette question de pure identification.

Schéma (Après les calculs)

Solution Formée

Réflexions (l'interprétation du résultat)

Identifier correctement le soluté (\(CuSO_4 \cdot 5H_2O\)) est primordial car c'est sur cette espèce que porteront tous les calculs de masse molaire et de quantité de matière.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

Ne pas confondre le soluté et le solvant. Une erreur ici invaliderait tout le reste de l'exercice. Attention aussi à ne pas considérer les ions (\(Cu^{2+}\), \(SO_4^{2-}\)) comme le soluté initial ; le soluté que l'on pèse est bien le solide ionique complet.

Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)

À maîtriser :

La définition d'une solution, d'un soluté et d'un solvant.
Le terme "aqueuse" signifie que le solvant est l'eau.

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

L'eau est souvent appelée le "solvant universel" en raison de sa capacité à dissoudre plus de substances que tout autre liquide. Cela est dû à la polarité de ses molécules, qui peuvent interagir avec de nombreux composés ioniques et polaires.

FAQ (pour lever les doutes)

Résultat Final (la conclusion chiffrée)

Le soluté est le sulfate de cuivre (II) pentahydraté (\(CuSO_4 \cdot 5H_2O\)) et le solvant est l'eau (\(H_2O\)).

A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)

Si l'on prépare une "teinture d'iode" en dissolvant du diiode solide dans de l'éthanol, quel est le solvant ?

Question 2 : Calculer la masse molaire du sulfate de cuivre (II) pentahydraté.

Principe (le concept physique)

La masse molaire d'un composé chimique est la masse d'une mole de ce composé. Elle représente le pont entre l'échelle microscopique (les atomes dans une formule) et l'échelle macroscopique (la masse que l'on peut peser). On la calcule en additionnant les masses molaires de tous les atomes qui le constituent.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

Une mole est une unité de quantité de matière qui correspond à environ \(6,022 \times 10^{23}\) entités (atomes, molécules...). La masse molaire atomique (\(M\)) d'un élément, que l'on trouve dans le tableau périodique, est la masse d'une mole d'atomes de cet élément, exprimée en g/mol. Pour un composé hydraté comme \(CuSO_4 \cdot 5H_2O\), les molécules d'eau sont intégrées à la structure cristalline du solide et doivent être incluses dans le calcul de la masse totale.

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Pour éviter les erreurs, décomposez systématiquement la formule chimique en listant chaque élément et le nombre d'atomes correspondant. Soyez particulièrement méticuleux avec les parenthèses et les coefficients des hydrates (le '5' devant \(H_2O\)).

Normes (la référence réglementaire)

Les valeurs des masses molaires atomiques sont standardisées par l'UICPA (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée) et sont périodiquement mises à jour en fonction des nouvelles mesures isotopiques.

Formule(s) (l'outil mathématique)

Formule générale de la masse molaire

M(\text{composé}) = \sum_{i} \nu_i \times M(A_i)

Hypothèses (le cadre du calcul)

On utilise les masses molaires atomiques fournies dans l'énoncé, qui sont des valeurs moyennes tenant compte de l'abondance naturelle des isotopes de chaque élément.

Donnée(s) (les chiffres d'entrée)

Paramètre	Symbole	Valeur (g/mol)
Masse molaire du Cuivre	M(Cu)	63,5
Masse molaire du Soufre	M(S)	32,1
Masse molaire de l'Oxygène	M(O)	16,0
Masse molaire de l'Hydrogène	M(H)	1,0

Astuces (Pour aller plus vite)

Calculez d'abord la masse molaire de l'eau (\(M(H_2O) = 2 \times 1,0 + 16,0 = 18,0\) g/mol), une valeur très utile à mémoriser. Ensuite, multipliez-la par le coefficient de l'hydrate (ici, 5) avant de l'ajouter au reste.

Schéma (Avant les calculs)

Décomposition de la Formule Moléculaire

Calcul(s) (l'application numérique)

Application de la formule

\begin{aligned} M(\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}) &= M(\text{Cu}) + M(\text{S}) + (4 \times M(\text{O})) + 5 \times (2 \times M(\text{H}) + M(\text{O})) \\ &= 63,5 + 32,1 + (4 \times 16,0) + 5 \times (2 \times 1,0 + 16,0) \\ &= 63,5 + 32,1 + 64,0 + 5 \times (18,0) \\ &= 159,6 + 90,0 \\ &= 249,6 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Visualisation de la Masse Molaire

Réflexions (l'interprétation du résultat)

La valeur de 249,6 g/mol signifie qu'il faut peser 249,6 grammes de ce solide bleu pour obtenir exactement une mole de sulfate de cuivre. C'est notre "facteur de conversion" entre les moles et les grammes.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

L'erreur la plus commune est d'oublier les molécules d'eau et de ne calculer que la masse de \(CuSO_4\) (159,6 g/mol). Une autre erreur est de mal distribuer le coefficient '5' (par ex. \(5 \times H_2 + O\) au lieu de \(5 \times (H_2O)\)).

Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)

À maîtriser :

La méthode de décomposition d'une formule chimique.
Le traitement des composés hydratés dans le calcul de la masse molaire.

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

La couleur intensément bleue des cristaux de sulfate de cuivre pentahydraté est due à la manière dont les molécules d'eau (les "ligands") entourent l'ion cuivre \(Cu^{2+}\). Si l'on chauffe le cristal, l'eau s'évapore et le solide devient une poudre blanche (sulfate de cuivre anhydre). [Image du sulfate de cuivre anhydre et hydraté]

FAQ (pour lever les doutes)

Résultat Final (la conclusion chiffrée)

La masse molaire du sulfate de cuivre (II) pentahydraté est de \(249,6 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}\).

A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)

Calculez la masse molaire du sel d'Epsom, le sulfate de magnésium heptahydraté (\(MgSO_4 \cdot 7H_2O\)). Données : M(Mg)=24,3 g/mol.

Question 3 : Déterminer la quantité de matière de soluté nécessaire.

Principe (le concept physique)

La concentration d'une solution nous renseigne sur la quantité de soluté présente dans un certain volume. Si l'on connaît la concentration désirée (\(C\)) et le volume final de la solution (\(V\)), on peut en déduire la quantité exacte de soluté (\(n\)) qu'il faudra y dissoudre.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

La concentration molaire, exprimée en \(\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}\), est une mesure de la "densité en moles" du soluté dans la solution. La formule \(C = n/V\) est l'une des relations les plus fondamentales en chimie des solutions. En la réarrangeant, \(n = C \times V\), on voit que la quantité de matière est directement proportionnelle à la fois au volume et à la concentration de la solution.

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Avant de vous lancer dans le calcul, analysez les unités. La concentration est en moles par litre. Si votre volume est en millilitres, une conversion est inévitable. Prenez l'habitude de toujours convertir vos données dans les unités de base (L, mol, g) avant d'appliquer les formules.

Normes (la référence réglementaire)

Le Système International d'unités (SI) préconise le mètre cube (\(m^3\)) comme unité de volume. Cependant, en chimie, le Litre (L), qui équivaut à un décimètre cube (\(dm^3\)), est universellement accepté et utilisé pour les concentrations.

Formule(s) (l'outil mathématique)

Relation concentration-quantité de matière

n = C \times V

Hypothèses (le cadre du calcul)

On suppose que le volume de 250,0 mL est le volume final de la solution, et non le volume de solvant à ajouter. En effet, lors de la dissolution, le volume du soluté solide contribue légèrement au volume final.

Donnée(s) (les chiffres d'entrée)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Concentration Cible	C	0,100	mol/L
Volume Final	V	250,0	mL

Astuces (Pour aller plus vite)

Pour convertir des millilitres en litres, il suffit de diviser par 1000. Une astuce simple est de décaler la virgule de trois rangs vers la gauche : \(250,0 \text{ mL} \Rightarrow 0,2500 \text{ L}\).

Schéma (Avant les calculs)

Relation C-n-V

Calcul(s) (l'application numérique)

Étape 1 : Conversion du volume

\begin{aligned} V &= 250,0 \text{ mL} \\ &= 0,2500 \text{ L} \end{aligned}

Étape 2 : Calcul de la quantité de matière

\begin{aligned} n &= C \times V \\ &= 0,100 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} \times 0,2500 \text{ L} \\ &= 0,0250 \text{ mol} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Quantité de Matière Calculée

Réflexions (l'interprétation du résultat)

Le résultat de 0,0250 mol est une quantité de matière. C'est une valeur intermédiaire abstraite mais indispensable. Elle représente le "nombre de paquets" de \(CuSO_4 \cdot 5H_2O\) que nous devons introduire dans notre fiole de 250,0 mL pour atteindre la concentration cible.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

L'erreur N°1 est d'oublier la conversion du volume en Litres. Un calcul avec 250 mL au lieu de 0,2500 L donnerait une quantité de matière 1000 fois trop grande, et donc une masse à peser absurde.

Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)

À maîtriser :

La formule \(n = C \times V\).
La conversion systématique du volume en Litres lorsque la concentration est en \(\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}\).

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

Le concept de "mole" a été introduit par le chimiste Wilhelm Ostwald en 1894. Il a été essentiel pour rationaliser la stœchiométrie, c'est-à-dire l'étude des proportions quantitatives dans les réactions chimiques.

FAQ (pour lever les doutes)

Résultat Final (la conclusion chiffrée)

La quantité de matière de soluté nécessaire est de \(n = 0,0250 \text{ mol}\).

A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)

Quelle quantité de matière de \(NaCl\) faudrait-il pour préparer 100,0 mL d'une solution à \(0,500 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}\) ?

Question 4 : En déduire la masse de solide à peser.

Principe (le concept physique)

Cette étape est la traduction de la quantité de matière (concept abstrait en moles) en une grandeur mesurable au laboratoire (la masse en grammes). On utilise la masse molaire comme un "pont" de conversion entre ces deux mondes.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

La relation \(n = m/M\) est une définition directe de la masse molaire (\(M\)). Elle nous dit que la masse molaire est le rapport de la masse d'un échantillon par la quantité de matière qu'il contient. En la manipulant, \(m = n \times M\), on obtient une relation de proportionnalité directe : pour une substance donnée (M constant), plus on veut de moles (n), plus la masse à peser (m) sera grande.

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Avant de valider votre résultat final, faites une rapide estimation mentale. Vous avez environ 0,025 mol (soit 1/40 de mole) et une masse molaire d'environ 250 g/mol. Le résultat devrait être proche de \(250 / 40 = 6,25\) g. Si votre calculatrice donne une valeur très différente, vous avez probablement fait une erreur en entrant les nombres.

Normes (la référence réglementaire)

Non applicable pour le calcul lui-même. Cependant, les balances de laboratoire doivent être régulièrement calibrées selon des normes précises (par exemple, ISO 9001) pour garantir l'exactitude des pesées.

Formule(s) (l'outil mathématique)

Relation masse-quantité de matière

m = n \times M

Hypothèses (le cadre du calcul)

On fait l'hypothèse que le solide à peser est pur à 100% et correspond exactement à la formule \(CuSO_4 \cdot 5H_2O\). En réalité, les produits chimiques ont un degré de pureté qui peut être indiqué sur le flacon.

Donnée(s) (les chiffres d'entrée)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Quantité de matière	n	0,0250	mol
Masse Molaire	M	249,6	g/mol

Astuces (Pour aller plus vite)

Assurez-vous que vos unités sont cohérentes : si \(n\) est en \(\text{mol}\) et \(M\) en \(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\), le résultat \(m\) sera automatiquement en \(\text{g}\). C'est un bon moyen de vérifier la cohérence de vos formules.

Schéma (Avant les calculs)

Conversion de la Mole à la Masse

Calcul(s) (l'application numérique)

Calcul de la masse

\begin{aligned} m &= n \times M \\ &= 0,0250 \text{ mol} \times 249,6 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} \\ &= 6,24 \text{ g} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Affichage de la Balance de Précision

Réflexions (l'interprétation du résultat)

Le résultat, 6,24 g, est la masse concrète à mesurer. Il est crucial de respecter les chiffres significatifs (3 ici, comme pour la concentration) pour être cohérent avec la précision des données de départ. Peser 6,2 g ou 6,2400 g ne correspondrait pas à la précision requise par l'énoncé.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

Utiliser la masse molaire du composé anhydre (\(CuSO_4\)) au lieu du composé hydraté (\(CuSO_4 \cdot 5H_2O\)) est une erreur très fréquente qui mènerait à une concentration finale incorrecte.

Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)

À maîtriser :

La relation fondamentale \(m = n \times M\).
L'importance d'utiliser la masse molaire correspondant au produit chimique réellement utilisé en laboratoire.

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

Les balances de précision modernes, dites analytiques, utilisent la lévitation électromagnétique. Un électroaimant génère une force pour contrebalancer la masse posée sur le plateau, et l'intensité du courant nécessaire pour cela est directement proportionnelle à la masse. [Image d'une balance analytique]

FAQ (pour lever les doutes)

Résultat Final (la conclusion chiffrée)

La masse de sulfate de cuivre (II) pentahydraté à peser est \(m = 6,24 \text{ g}\).

A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)

Quelle masse de \(NaCl\) (\(M=58,5\) g/mol) faut-il peser pour préparer 100,0 mL d'une solution à \(0,500 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}\) ? (Utilisez \(n=0,0500\) mol).

Question 5 : Décrire le protocole expérimental.

Principe (le concept physique)

L'objectif est de transférer la totalité de la masse pesée dans un volume final de solution connu avec une très grande précision. Chaque étape vise à minimiser les pertes de matière et les erreurs de volume pour que la concentration finale soit la plus proche possible de la concentration cible.

Mini-Cours (approfondissement théorique)

La verrerie de laboratoire se classe en deux catégories : la verrerie de précision (fioles jaugées, pipettes jaugées) et la verrerie graduée (béchers, éprouvettes graduées). Pour préparer une solution mère, dont la concentration doit être connue précisément, l'emploi d'une fiole jaugée est non négociable car elle est calibrée pour contenir un seul volume, mais avec une très faible incertitude.

Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)

Le secret d'un bon protocole est le "transfert quantitatif". Imaginez que chaque cristal de votre solide est précieux. Votre mission est de vous assurer qu'absolument tous les cristaux pesés finissent dans la fiole jaugée. C'est le but des rinçages successifs.

Normes (la référence réglementaire)

Les bonnes pratiques de laboratoire (BPL) exigent le port d'équipements de protection individuelle (blouse, lunettes de sécurité). Le sulfate de cuivre est une substance irritante et dangereuse pour l'environnement ; il faut donc le manipuler avec soin et gérer les déchets de manière appropriée.

Hypothèses (le cadre du calcul)

On suppose que la verrerie est propre et sèche (ou rincée avec le solvant), que la balance est correctement tarée et que l'on dispose d'eau distillée ou déminéralisée.

Donnée(s) (les chiffres d'entrée)

Paramètre	Valeur
Masse à peser	6,24 g
Volume final de la solution	250,0 mL
Verrerie de précision	Fiole jaugée de 250,0 mL

Astuces (Pour aller plus vite)

Effectuez la première dissolution dans un bécher et non directement dans la fiole jaugée. Il est beaucoup plus facile et rapide d'agiter et de dissoudre le solide dans un bécher à large ouverture que dans une fiole au col étroit.

Schéma (Avant les calculs)

Matériel Essentiel pour la Dissolution

Calcul(s) (l'application numérique)

Non applicable.

Schéma (Après les calculs)

Protocole en 4 Étapes Visuelles

Réflexions (l'interprétation du résultat)

Un protocole rigoureux est la garantie de la qualité et de la fiabilité des résultats expérimentaux qui découleront de l'utilisation de cette solution. Chaque étape, en particulier les rinçages et l'ajustement au trait de jauge, est une brique essentielle dans la construction d'une solution précise.

Points de vigilance (les erreurs à éviter)

Les erreurs à éviter absolument :

Oublier de tarer la balance.
Ne pas rincer la coupelle et le bécher (perte de soluté).
Dépasser le trait de jauge (erreur irrécupérable, il faut recommencer).
Mal lire le ménisque (l'œil doit être au même niveau que le trait de jauge).
Oublier d'homogénéiser la solution à la fin.

Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)

La séquence clé à mémoriser :

Peser
Dissoudre (dans bécher)
Transférer quantitativement (avec rinçages)
Compléter au trait de jauge (avec précision)
Homogénéiser

Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)

Le trait de jauge d'une fiole est gravé au laser et est précis pour une température donnée (généralement 20°C). Si l'on prépare une solution à une température très différente, la dilatation du verre et du liquide peut introduire une petite erreur de volume.

FAQ (pour lever les doutes)

Résultat Final (la conclusion chiffrée)

Le protocole ci-dessus, s'il est suivi rigoureusement, permet d'obtenir 250,0 mL d'une solution de sulfate de cuivre (II) à \(0,100 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}\).

A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)

Vous avez dépassé le trait de jauge en complétant la fiole. Quelle est la seule chose à faire pour garantir une concentration précise ?

Outil Interactif : Calculateur de Masse

Utilisez ce simulateur pour voir comment la masse de sulfate de cuivre pentahydraté à peser varie en fonction de la concentration et du volume de la solution désirée. Observez la relation de proportionnalité sur le graphique.

Paramètres de la Solution

Concentration Cible (mol/L) 0.10 mol/L

Volume de la Fiole (mL)

Résultat du Calcul

Masse à peser (g) -

Quantité de matière (mol) -

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Pourquoi est-il crucial d'utiliser une fiole jaugée pour préparer une solution mère ?

Pour mieux voir la couleur de la solution.
Car elle permet de mesurer un volume très précis.
Pour faciliter la dissolution du solide.

2. Quelle est la dernière étape essentielle après avoir ajusté le volume au trait de jauge ?

Chauffer la solution pour être sûr que tout est dissous.
Mesurer la masse de la fiole.
Boucher et retourner plusieurs fois pour homogénéiser.

3. Si on utilisait du sulfate de cuivre anhydre (\(CuSO_4\)) au lieu de la forme pentahydratée, faudrait-il peser une masse...

inférieure ?
supérieure ?
identique ?

Solution Mère: Solution aqueuse préparée avec une grande précision à partir d'un soluté pur. Sa concentration est élevée et bien connue. Elle est destinée à être diluée pour préparer des solutions filles moins concentrées.
Soluté: Espèce chimique (solide, liquide ou gaz) qui est dissoute dans un solvant.
Solvant: Liquide qui a la propriété de dissoudre, de diluer ou d'extraire d'autres substances sans les modifier chimiquement. L'eau est le solvant le plus courant.
Fiole Jaugée: Verrerie de laboratoire de haute précision, utilisée pour préparer des solutions de concentration précise. Elle ne possède qu'un seul trait de jauge qui indique un volume exact.
Ménisque: Surface courbe que forme un liquide au contact d'une paroi. Pour une lecture correcte du volume, l'œil doit être au niveau du bas du ménisque.