Collège · 10 min

Préparer une solution de concentration connue

Peser du sulfate de cuivre(II), le dissoudre dans l’eau et voir comment la quantité de soluté contrôle la concentration.

Objectif

Relier l’acte microscopique de dissolution à la définition $c_M = n/V$ et estimer la masse nécessaire pour une molarité cible.

Matériel et réactifs

Sulfate de cuivre(II) pentahydraté $\ce{CuSO4.5H2O}$ , eau distillée, bécher, balance, fiole jaugée, agitateur.

Procédure

Réglez le curseur sur une petite masse de $\ce{CuSO4}$ et observez les cristaux tomber dans le bécher d’eau.
Observez les particules quitter le solide et se disperser jusqu’à ce que le bleu soit uniforme — la solution est homogène.
Augmentez le curseur : plus de soluté dans le même volume signifie une concentration $c_M = n/V$ plus élevée.
Calculez la masse nécessaire pour 250 mL d’une solution de $\ce{CuSO4}$ à 0,10 M ( $M = 249{,}7\ \mathrm{g/mol}$ ) et vérifiez avec le curseur.

À observer

Les cristaux disparaissent tandis que le liquide prend une teinte bleu clair uniforme — la dissolution est complète.
Doubler la masse de soluté à volume constant double la concentration et fonce la couleur.

Explication

La dissolution disperse les ions $\ce{Cu^{2+}}$ et $\ce{SO4^{2-}}$ parmi les molécules d’eau. La concentration $c_M = n/V$ compte les moles de soluté par litre de solution : elle augmente avec la masse ajoutée et diminue lors de la dilution.

Chimistes associés

Amedeo Avogadro

Sujets liés

Mole, masse molaire, concentration d’une solution Solutions, solubilité, propriétés colligatives

Expérience virtuelle : un modèle simplifié pour construire l’intuition. Elle ne remplace ni le travail réel en laboratoire ni la formation à la sécurité ; ne la reproduisez pas chez vous sans encadrement.