Solutions approximatives. Lors de la préparation de solutions approximatives, les quantités de substances qui doivent être prises à cet effet sont calculées avec peu de précision. Pour simplifier les calculs, les poids atomiques des éléments peuvent parfois être arrondis à des unités entières. Ainsi, pour un calcul approximatif, le poids atomique du fer peut être pris égal à 56 au lieu de l'exact -55,847 ; pour le soufre - 32 au lieu des 32,064 exacts, etc.

Les substances destinées à préparer des solutions approximatives sont pesées sur des balances technochimiques ou techniques.

En principe, les calculs lors de la préparation des solutions sont exactement les mêmes pour toutes les substances.

La quantité de solution préparée est exprimée soit en unités de masse (g, kg), soit en unités de volume (ml, l), et pour chacun de ces cas la quantité de soluté est calculée différemment.

Exemple. Qu'il soit nécessaire de préparer 1,5 kg d'une solution de chlorure de sodium à 15 % ; Nous calculons d'abord la quantité de sel requise. Le calcul s'effectue selon la proportion :

c'est-à-dire que si 100 g de solution contiennent 15 g de sel (15 %), quelle quantité sera nécessaire pour préparer 1 500 g de solution ?

Le calcul montre qu'il faut peser 225 g de sel, puis prendre 1 500 - 225 = 1 275 g d'eau iuzhio.

Si on vous demande d'obtenir 1,5 litre de la même solution, alors dans ce cas vous connaîtrez sa densité dans l'ouvrage de référence, multiplierez cette dernière par le volume donné et trouverez ainsi la masse de la quantité de solution requise. Ainsi, la densité d'une solution de chlorure de sodium noro à 15 % à 15 0C est de 1,184 g/cm3. Par conséquent, 1 500 ml correspondent

Par conséquent, la quantité de substance pour préparer 1,5 kg et 1,5 litre de solution est différente.

Le calcul donné ci-dessus s'applique uniquement à la préparation de solutions de substances anhydres. Si l'on prend un sel aqueux, par exemple Na2SO4-IOH2O1, alors le calcul est légèrement modifié, puisqu'il faut également prendre en compte l'eau de cristallisation.

Exemple. Laissez-vous devoir préparer 2 kg de solution Na2SO4 à 10% à base de Na2SO4 * 10H2O.

Le poids moléculaire de Na2SO4 est de 142,041 et celui de Na2SO4*10H2O est de 322,195, ou arrondi à 322,20.

Le calcul s'effectue dans un premier temps à l'aide de sel anhydre :

Par conséquent, vous devez prendre 200 g de sel anhydre. La quantité de sel décahydraté est calculée à partir du calcul :

Dans ce cas, il faut prendre de l'eau : 2000 - 453,7 = 1546,3 g.

Étant donné que la solution n'est pas toujours préparée en termes de sel anhydre, l'étiquette, qui doit être collée sur le récipient contenant la solution, doit indiquer à partir de quel sel la solution est préparée, par exemple, une solution à 10 % de Na2SO4 ou à 25 % de Na2SO4. * 10H2O.

Il arrive souvent qu'une solution préalablement préparée doive être diluée, c'est-à-dire que sa concentration doive être réduite ; les solutions sont diluées soit en volume, soit en poids.

Exemple. Il faut diluer une solution à 20 % de sulfate d'ammonium de manière à obtenir 2 litres d'une solution à 5 %. Nous effectuons le calcul de la manière suivante. D'après l'ouvrage de référence, nous découvrons que la densité d'une solution à 5 % de (NH4)2SO4 est de 1,0287 g/cm3. Par conséquent, 2 litres devraient peser 1,0287 * 2000 = 2057,4 g. Cette quantité doit contenir du sulfate d'ammonium :

Considérant que des pertes peuvent survenir lors de la mesure, il faut prendre 462 ml et les porter à 2 litres, c'est-à-dire y ajouter 2000-462 = 1538 ml d'eau.

Si la dilution est effectuée en masse, le calcul est simplifié. Mais en général, la dilution s'effectue en fonction du volume, car les liquides, notamment grandes quantités ah, c'est plus facile de mesurer en volume que de peser.

Il ne faut pas oublier que dans tout travail de dissolution et de dilution, vous ne devez jamais verser toute l'eau dans le récipient en même temps. Le récipient dans lequel la substance requise a été pesée ou mesurée est rincé plusieurs fois avec de l'eau et à chaque fois cette eau est ajoutée au récipient de solution.

Lorsqu'une précision particulière n'est pas requise, lors de la dilution des solutions ou de leur mélange pour obtenir des solutions de concentration différente, vous pouvez utiliser la méthode simple et rapide suivante.

Prenons le cas déjà évoqué de la dilution d'une solution à 20 % de sulfate d'ammonium à 5 %. Nous écrivons d’abord ainsi :

où 20 est la concentration de la solution prise, 0 est l'eau et 5" est la concentration requise. Soustrayez maintenant 5 de 20 et écrivez la valeur résultante dans le coin inférieur droit, en soustrayant zéro de 5, écrivez le nombre dans le coin supérieur droit . Le schéma ressemblera alors à ceci :

Cela signifie que vous devez prendre 5 volumes d'une solution à 20 % et 15 volumes d'eau. Bien entendu, un tel calcul n’est pas très précis.

Si vous mélangez deux solutions de la même substance, le schéma reste le même, seules les valeurs numériques changent. Supposons qu'en mélangeant une solution à 35 % et une solution à 15 %, vous deviez préparer une solution à 25 %. Le schéma ressemblera alors à ceci :

c'est-à-dire que vous devez prendre 10 volumes des deux solutions. Ce schéma donne des résultats approximatifs et ne peut être utilisé que lorsqu'une précision particulière n'est pas requise. Il est très important pour chaque chimiste de cultiver l'habitude de la précision dans les calculs lorsque cela est nécessaire et d'utiliser des chiffres approximatifs dans les cas où cela n'affectera pas les résultats du travail. . Lorsqu'une plus grande précision est nécessaire lors de la dilution des solutions, le calcul est effectué à l'aide de formules.

Examinons quelques-uns des cas les plus importants.

Préparation d'une solution diluée. Soit c la quantité de solution, m% la concentration de la solution qui doit être diluée jusqu'à une concentration de p%. La quantité résultante de solution diluée x est calculée à l'aide de la formule :

et le volume d'eau v pour diluer la solution est calculé par la formule :

Mélanger deux solutions de la même substance de concentrations différentes pour obtenir une solution d'une concentration donnée. Supposons qu'en mélangeant une partie d'une solution m% avec x parties d'une solution p% nous devons obtenir une solution /%, alors :

Des solutions précises. Lors de la préparation de solutions précises, le calcul des quantités des substances requises sera vérifié avec un degré de précision suffisant. Les poids atomiques des éléments sont extraits du tableau, qui montre leurs valeurs exactes. Lors de l'ajout (ou de la soustraction), utilisez la valeur exacte du terme avec le moins de décimales. Les termes restants sont arrondis, en laissant une décimale après la décimale que dans le terme comportant le plus petit nombre de décimales. En conséquence, il reste autant de chiffres après la virgule décimale qu'il y en a dans le terme avec le plus petit nombre de décimales ; dans ce cas, les arrondis nécessaires sont effectués. Tous les calculs sont effectués à l'aide de logarithmes, à cinq ou quatre chiffres. Les quantités calculées de la substance sont pesées uniquement sur une balance analytique.

La pesée s'effectue soit sur un verre de montre, soit dans un flacon peseur. La substance pesée est versée par petites portions dans une fiole jaugée propre et lavée à travers un entonnoir propre et sec. Ensuite, à partir de la machine à laver, le verre ou le verre de montre dans lequel la pesée a été effectuée est lavé plusieurs fois avec de petites portions d'eau au-dessus de l'entonnoir. L'entonnoir est également lavé plusieurs fois de la machine à laver avec de l'eau distillée.

Pour verser des cristaux solides ou des poudres dans une fiole jaugée, il est très pratique d'utiliser l'entonnoir illustré à la Fig. 349. Ces entonnoirs ont une capacité de 3, 6 et 10 cm3. Vous pouvez peser l'échantillon directement dans ces entonnoirs (matériaux non hygroscopiques), en ayant préalablement déterminé leur masse. L'échantillon provenant de l'entonnoir se transfère très facilement dans une fiole jaugée. Lorsque l'échantillon est versé, l'entonnoir, sans le retirer du col du flacon, est bien lavé avec l'eau distillée du rinçage.

En règle générale, lors de la préparation de solutions précises et du transfert du soluté dans une fiole jaugée, le solvant (par exemple l'eau) ne doit pas occuper plus de la moitié de la capacité de la fiole. Boucher la fiole jaugée et l'agiter jusqu'à dissolution complète du solide. Après cela, la solution résultante est ajoutée au trait avec de l'eau et soigneusement mélangée.

Solutions molaires. Pour préparer 1 litre d'une solution 1 M d'une substance, 1 mole de celle-ci est pesée sur une balance analytique et dissoute comme indiqué ci-dessus.

Exemple. Pour préparer 1 litre de solution 1 M de nitrate d'argent, retrouvez le poids moléculaire d'AgNO3 dans le tableau ou calculez-le, il est égal à 169,875. Le sel est pesé et dissous dans l'eau.

Si vous devez préparer une solution plus diluée (0,1 ou 0,01 M), pesez respectivement 0,1 ou 0,01 mole de sel.

Si vous devez préparer moins d'un litre de solution, dissolvez une quantité de sel proportionnellement plus petite dans le volume d'eau correspondant.

Les solutions normales sont préparées de la même manière, uniquement en pesant non pas 1 mole, mais 1 équivalent gramme du solide.

Si vous devez préparer une solution semi-normale ou décinormale, prenez respectivement l'équivalent de 0,5 ou 0,1 gramme. Lors de la préparation non pas de 1 litre de solution, mais moins, par exemple 100 ou 250 ml, prenez alors 1/10 ou 1/4 de la quantité de substance nécessaire pour préparer 1 litre et dissolvez-la dans le volume d'eau approprié.

Fig. 349. Entonnoirs pour verser l'échantillon dans le flacon.

Après avoir préparé une solution, celle-ci doit être vérifiée par titrage avec une solution correspondante d'une autre substance de normalité connue. La solution préparée peut ne pas correspondre exactement à la normalité spécifiée. Dans de tels cas, un amendement est parfois introduit.

Dans les laboratoires de production, des solutions exactes sont parfois préparées « en fonction de la substance à déterminer ». L'utilisation de telles solutions facilite les calculs lors de l'analyse, puisqu'il suffit de multiplier le volume de la solution utilisée pour le titrage par le titre de la solution pour obtenir la teneur de la substance souhaitée (en g) dans la quantité de n'importe quelle solution prises pour analyse.

Lors de la préparation d'une solution titrée pour l'analyte, les calculs sont également effectués en utilisant l'équivalent en grammes de la substance soluble, en utilisant la formule :

Exemple. Supposons que vous deviez préparer 3 litres de solution de permanganate de potassium avec un titre en fer de 0,0050 g/ml. L’équivalent gramme de KMnO4 est de 31,61 et l’équivalent gramme de Fe est de 55,847.

Nous calculons en utilisant la formule ci-dessus :

Solutions standards. Les solutions étalons sont des solutions avec des concentrations différentes et précisément définies utilisées en colorimétrie, par exemple des solutions contenant 0,1, 0,01, 0,001 mg, etc. de substance dissoute dans 1 ml.

En plus de l'analyse colorimétrique, de telles solutions sont nécessaires pour déterminer le pH, pour les déterminations néphélométriques, etc. Parfois, les solutions étalons sont conservées dans des ampoules scellées, mais le plus souvent elles doivent être préparées immédiatement avant utilisation. Les solutions étalons sont préparées dans un volume de non. plus de 1 litre, et plus souvent - moins. Ce n'est qu'avec une consommation importante de solution étalon que vous pouvez en préparer plusieurs litres, et seulement à condition que la solution étalon ne soit pas stockée pendant une longue période.

La quantité de substance (en g) nécessaire pour obtenir de telles solutions est calculée à l'aide de la formule :

Exemple. Il est nécessaire de préparer des solutions étalons de CuSO4·5H2O pour la détermination colorimétrique du cuivre, et 1 ml de la première solution doit contenir 1 mg de cuivre, la seconde - 0,1 mg, la troisième - 0,01 mg, la quatrième - 0,001 mg. Préparez d’abord une quantité suffisante de la première solution, par exemple 100 ml.

Une solution saline peut être nécessaire à diverses fins, par exemple, elle est incluse dans certains produits ; médecine traditionnelle. Alors comment préparer une solution à 1 pour cent si vous n’avez pas de béchers spéciaux à la maison pour mesurer la quantité de produit ? En général, même sans eux, vous pouvez préparer une solution saline à 1%. Comment le préparer est décrit en détail ci-dessous. Avant de commencer à préparer une telle solution, vous devez étudier attentivement la recette et déterminer exactement les ingrédients nécessaires. Le fait est que la définition du « sel » peut faire référence à différentes substances. Parfois, il s'agit de sel de table ordinaire, parfois de sel gemme ou même de chlorure de sodium. En règle générale, dans une recette détaillée, il est toujours possible de trouver une explication de la substance particulière qu'il est recommandé d'utiliser. Dans les recettes folkloriques, le sulfate de magnésium est également souvent indiqué, qui porte le deuxième nom de « sel d'Epsom ».

Si la substance est nécessaire, par exemple, pour se gargariser ou soulager la douleur d'une dent, il est le plus souvent recommandé d'utiliser une solution saline de chlorure de sodium. Pour que le produit obtenu ait des propriétés curatives et ne nuise pas au corps humain, seuls des ingrédients de haute qualité doivent être sélectionnés. Par exemple, le sel gemme contient beaucoup d'impuretés inutiles, il est donc préférable d'utiliser du sel fin ordinaire (le sel iodé peut également être utilisé pour le rinçage). Quant à l'eau, à la maison, vous devez utiliser de l'eau filtrée ou au moins bouillie. Certaines recettes recommandent d'utiliser de l'eau de pluie ou de la neige. Mais étant donné l’état actuel de l’environnement, cela n’en vaut pas la peine. Surtout pour les habitants des grandes villes. Il est préférable de nettoyer soigneusement l'eau du robinet.

Si vous n’avez pas de filtre spécial chez vous, vous pouvez utiliser la méthode « à l’ancienne » bien connue pour purifier l’eau. Il s’agit de congeler l’eau du robinet au congélateur. Comme vous le savez, au cours du processus, c'est le liquide le plus pur qui se transforme d'abord en glace, et toutes les impuretés et saletés nocives coulent au fond du récipient. Sans attendre que tout le verre gèle, vous devez retirer la partie supérieure de la glace puis la faire fondre. Cette eau sera aussi propre et sans danger pour la santé que possible. C'est ce qui peut être utilisé pour préparer une solution saline.

Il est maintenant temps de décider des unités de mesure pour les liquides et les solides. Pour le sel, il est plus pratique d’utiliser une cuillère à café. Comme vous le savez, il contient 7 grammes de produit ; si la cuillère est pleine, alors 10. Cette dernière option est plus pratique à utiliser pour calculer le pourcentage. Il est facile de mesurer l’eau avec un verre taillé ordinaire si vous n’avez pas de béchers spéciaux à la maison. Il contient 250 millilitres d'eau. La masse de 250 millilitres d’eau douce pure équivaut à 250 grammes. Il est plus pratique d'utiliser un demi-verre de liquide ou 100 grammes. Vient ensuite l’étape la plus difficile de la préparation de la solution saline. Cela vaut la peine d’étudier à nouveau attentivement la recette et de décider des proportions. S'il est recommandé de prendre une solution saline à 1%, vous devrez alors dissoudre 1 gramme de solide pour 100 grammes de liquide. Les calculs les plus précis vous diront que vous devrez prendre 99 grammes d'eau et 1 gramme de sel, mais il est peu probable qu'une telle précision soit requise.

Il est tout à fait possible de commettre une erreur et, par exemple, d'ajouter une cuillère à café de sel dans un litre d'eau pour obtenir une solution saline à 1%. Actuellement, il est souvent utilisé, par exemple, dans le traitement du rhume et notamment des maux de gorge. Vous pouvez également ajouter du soda ou quelques gouttes d'iode à la solution finie. Le mélange de gargarisme obtenu sera un excellent remède efficace contre les maux de gorge. L'inconfort disparaîtra après seulement quelques procédures. D'ailleurs, une telle solution n'est pas interdite aux plus jeunes membres de la famille. L'essentiel est de ne pas en faire trop avec des ingrédients supplémentaires (en particulier l'iode), sinon vous pourriez endommager la membrane muqueuse de la cavité buccale et ne faire qu'aggraver l'état d'un mal de gorge.

En outre, une solution saline peut être utilisée pour soulager un mal de dents persistant et douloureux. Certes, il est plus efficace d'en utiliser un plus saturé, par exemple 10 pour cent. Ce mélange peut vraiment soulager l'inconfort douloureux de la cavité buccale pendant une courte période. Mais ce n’est pas un médicament, vous ne devez donc en aucun cas retarder une visite chez le dentiste après un soulagement.

Le médicament ASD-2 de Dorogov est largement utilisé pour le traitement de diverses maladies chez l'homme et l'animal. Il est destiné à une utilisation intérieure et extérieure. Mais le plus souvent pas sous forme pure, mais sous forme de solutions. Aujourd'hui, nous allons parler de la façon de préparer une solution à 1 %.

Comment préparer une solution à 1% d'ASD-2 pour les douches vaginales, le traitement de la peau et les compresses ?

Les schémas et méthodes d'utilisation de la composition sont simples. Le scientifique A.V. Dorogov a développé plusieurs protocoles de prise du médicament pour le traitement de diverses pathologies. C'est selon ces schémas que les patients sont traités. Le produit est également recommandé en usage externe : lotions, microlavements et rinçages vaginaux.

Pour les douches vaginales, utilisez une solution à 1%. C'est très simple à préparer. Il est nécessaire de mélanger le nombre requis de gouttes ou de millilitres de médicament avec de l'eau bouillie légèrement refroidie. Le rapport des composants est de 1:100.

Si nous prenons 1 ml de médicament, il faut alors le mélanger avec 99 ml d’eau. Comment le faire plus facilement et plus correctement :

1. prendre 100 ml d'eau bouillie dans une tasse à mesurer ;
2. utilisez une seringue pour prélever 1 ml (cube) d'eau dans le verre, il reste 99 ml ;
3. Avec une autre seringue, en perçant le bouchon en caoutchouc, selon les instructions du kit de médicaments, on prend 1 cube d'ASD-2 ;
4. trempez l'aiguille de la seringue contenant le médicament dans l'eau ;
5. essorez soigneusement le médicament;
6. aucun mélange supplémentaire n'est nécessaire, le médicament lui-même se mélange rapidement à l'eau ;
7. Nous utilisons la solution préparée immédiatement, ne la stockez pas, sinon ses qualités curatives seront perdues.

Attention! N'ouvrez pas le flacon pendant que vous prenez le médicament. Lorsqu'un adaptogène interagit avec l'air, les propriétés médicinales de la composition sont perdues et elle devient simplement inactive.

Le stimulant ayant un arôme spécifique plutôt désagréable, il est préférable de le mélanger avec de l'eau près d'une fenêtre ouverte et d'essayer de ne pas inhaler les vapeurs du médicament.

Dans quels cas faut-il l'utiliser ?

L'utilisation externe d'un stimulant antiseptique permet de guérir une grande variété d'affections, notamment gynécologiques et cutanées. Le médicament a de puissants effets anti-inflammatoires, cicatrisants, antibactériens et antiseptiques. L'utilisation de la solution aidera à :

• guérir les maladies de la peau : psoriasis, névrodermite, ulcères trophiques, eczéma ;
• traitement des pathologies cutanées d'origine fongique ;
• accélérer le processus de cicatrisation des plaies;
• traitement des affections gynécologiques : muguet, endométriose, érosion cervicale, fibromes utérins.

Les douches vaginales avec un liquide dilué doivent être effectuées deux à trois fois par jour. La durée du cours thérapeutique va jusqu'à la guérison complète.

Le médicament de Dorogov est très efficace et unique. Utilisez-le comme indiqué et au bon dosage, et cela aidera à guérir de nombreux maux.

Unités SI dans les diagnostics de laboratoire clinique.

Dans les diagnostics de laboratoire clinique, il est recommandé d'utiliser le Système international d'unités conformément aux règles suivantes.

1. L’unité de volume doit être le litre. Il n'est pas recommandé d'utiliser des sous-multiples ou des multiples d'un litre (1-100 ml) dans le dénominateur.

2. La concentration des substances mesurées est indiquée en molaire (mol/l) ou en masse (g/l).

3. La concentration molaire est utilisée pour les substances dont le poids moléculaire relatif est connu. La concentration ionique est exprimée en concentration molaire.

4. La concentration massique est utilisée pour les substances dont le poids moléculaire relatif est inconnu.

5. La densité est indiquée en g/l ; clairance – en ml/s.

6. L'activité enzymatique sur la quantité de substances en temps et en volume est exprimée en mol/(s*l) ; µmol/(s*l); nmol/(s*l).

Lors de la conversion d'unités de masse en unités de quantité d'une substance (molaire), le facteur de conversion est K=1/Mr, où Mr est la masse moléculaire relative. Dans ce cas, l’unité de masse initiale (gramme) correspond à l’unité molaire de la quantité de substance (mol).

Caractéristiques générales.

Les solutions sont des systèmes homogènes constitués de deux ou plusieurs composants et produits de leur interaction. Non seulement l'eau, mais aussi l'alcool éthylique, l'éther, le chloroforme, le benzène, etc. peuvent agir comme solvant.

Le processus de dissolution s'accompagne souvent d'un dégagement de chaleur (réaction exothermique - dissolution d'alcalis caustiques dans l'eau) ou d'une absorption de chaleur (réaction endothermique - dissolution de sels d'ammonium).

Les solutions liquides comprennent des solutions de solides dans des liquides (une solution de sel dans l'eau), des solutions de liquides dans des liquides (une solution d'alcool éthylique dans l'eau), des solutions de gaz dans des liquides (CO 2 dans l'eau).

Les solutions peuvent être non seulement liquides, mais aussi solides (verre, alliage d'argent et d'or), ainsi que gazeuses (air). Les solutions aqueuses sont les plus importantes et les plus courantes.

La solubilité est la propriété d'une substance de se dissoudre dans un solvant. En fonction de leur solubilité dans l'eau, toutes les substances sont divisées en 3 groupes : hautement solubles, légèrement solubles et pratiquement insolubles. La solubilité dépend principalement de la nature des substances. La solubilité est exprimée par le nombre de grammes d'une substance qui peut être dissoute au maximum dans 100 g de solvant ou de solution à une température donnée. Cette quantité est appelée coefficient de solubilité ou simplement solubilité de la substance.

Une solution dans laquelle, à une température et un volume donnés, aucune dissolution supplémentaire de la substance ne se produit, est dite saturée. Une telle solution est en équilibre avec un excès de soluté ; elle contient la quantité maximale de substance possible dans les conditions données. Si la concentration d’une solution n’atteint pas la concentration de saturation dans des conditions données, alors la solution est dite insaturée. Une solution sursaturée contient plus de substance qu'une solution saturée. Les solutions sursaturées sont très instables. Une simple agitation du récipient ou un contact avec des cristaux de la substance dissoute conduit à une cristallisation instantanée. Dans ce cas, la solution sursaturée se transforme en solution saturée.

La notion de « solutions saturées » doit être distinguée de la notion de « solutions sursaturées ». Une solution à forte teneur en soluté est dite concentrée. Les solutions saturées de différentes substances peuvent varier considérablement en concentration. Pour les substances très solubles (nitrite de potassium), les solutions saturées ont une concentration élevée ; Pour les substances peu solubles (sulfate de baryum), les solutions saturées ont une faible concentration en soluté.

Dans la grande majorité des cas, la solubilité d’une substance augmente avec l’augmentation de la température. Mais il existe des substances dont la solubilité augmente légèrement avec l'augmentation de la température (chlorure de sodium, chlorure d'aluminium) voire diminue.

La dépendance de la solubilité de diverses substances en fonction de la température est représentée graphiquement à l'aide de courbes de solubilité. La température est portée en abscisse, la solubilité est portée en ordonnée. Ainsi, il est possible de calculer la quantité de sel qui s'échappe de la solution en refroidissant. La libération de substances de la solution à mesure que la température diminue est appelée cristallisation et la substance est libérée sous sa forme pure.

Si la solution contient des impuretés, alors la solution sera insaturée par rapport à elles même lorsque la température diminue et les impuretés ne précipiteront pas. C’est la base de la méthode de purification des substances – la cristallisation.

Dans les solutions aqueuses, des composés plus ou moins forts de particules de soluté avec de l'eau se forment - des hydrates. Parfois, cette eau est si étroitement liée à la substance dissoute que lorsqu’elle est libérée, elle fait partie des cristaux.

Les substances cristallines contenant de l'eau sont appelées hydrates cristallins et l'eau elle-même est appelée eau de cristallisation. La composition des cristaux d'hydrates est exprimée par une formule indiquant le nombre de molécules d'eau par molécule de substance - CuSO 4 * 5H 2 O.

La concentration est le rapport entre la quantité de soluté et la quantité de solution ou de solvant. La concentration de la solution est exprimée en rapport poids et volume. Les pourcentages en poids indiquent la teneur en poids de la substance dans 100 g de solution (mais pas dans 100 ml de solution !).

Technique de préparation de solutions approximatives.

Pesez les substances nécessaires et le solvant dans des rapports tels que la quantité totale soit de 100 g. Si le solvant est de l'eau dont la densité est égale à l'unité, il n'est pas pesé, mais un volume égal à la masse est mesuré. Si le solvant est un liquide dont la densité n'est pas égale à l'unité, soit il est pesé, soit la quantité de solvant exprimée en grammes est divisée par l'indicateur de densité et le volume occupé par le liquide est calculé. La densité P est le rapport entre la masse corporelle et son volume.

La densité de l'eau à 4 0 C est prise comme unité de densité.

La densité relative D est le rapport entre la densité d'une substance donnée et la densité d'une autre substance. En pratique, ils déterminent le rapport entre la densité d'une substance donnée et la densité de l'eau, prise comme unité. Par exemple, si la densité relative d'une solution est de 2,05, alors 1 ml pèse 2,05 g.

Exemple. Quelle quantité de chlorure de carbone 4 faut-il prendre pour préparer 100 g de solution à 10 % de matière grasse ? Peser 10 g de graisse et 90 g de solvant CCl 4 ou, en mesurant le volume occupé par la quantité requise de CCl 4, diviser la masse (90 g) par la densité relative D = (1,59 g/ml).

V = (90 g) / (1,59 g/ml) = 56,6 ml.

Exemple. Comment préparer une solution à 5 % de sulfate de cuivre à partir d'hydrate cristallin de cette substance (calculé en sel anhydre) ? Le poids moléculaire du sulfate de cuivre est de 160 g, celui de l'hydrate cristallin est de 250 g.

250 – 160 X = (5*250) / 160 = 7,8 g

Par conséquent, vous devez prendre 7,8 g d'hydrate cristallin, 92,2 g d'eau. Si la solution est préparée sans conversion en sel anhydre, le calcul est simplifié. Pesez la quantité spécifiée de sel et ajoutez le solvant en quantité telle que le poids total de la solution soit de 100 g.

Les pourcentages de volume indiquent la quantité d'une substance (en ml) contenue dans 100 ml d'une solution ou d'un mélange de gaz. Par exemple, une solution d'alcool éthylique à 96 % contient 96 ml d'alcool absolu (anhydre) et 4 ml d'eau. Les pourcentages de volume sont utilisés lors du mélange de liquides mutuellement solubles et lors de la préparation de mélanges gazeux.

Rapports en pourcentage poids-volume (une manière conventionnelle d’exprimer la concentration). Indiquer la quantité pondérale de la substance contenue dans 100 ml de solution. Par exemple, une solution de NaCl à 10 % contient 10 g de sel dans 100 ml de solution.

Technique de préparation de solutions en pourcentage à partir d'acides concentrés.

Les acides concentrés (sulfurique, chlorhydrique, nitrique) contiennent de l'eau. Le rapport entre l'acide et l'eau qu'ils contiennent est indiqué en pourcentages pondéraux.

La densité des solutions est dans la plupart des cas supérieure à l'unité. Le pourcentage d'acides est déterminé par leur densité. Lors de la préparation de solutions plus diluées à partir de solutions concentrées, leur teneur en eau est prise en compte.

Exemple. Il est nécessaire de préparer une solution à 20 % d'acide sulfurique H 2 SO 4 à partir d'acide sulfurique concentré à 98 % avec une densité D = 1,84 g/ml. Dans un premier temps, nous calculons quelle quantité de solution concentrée contient 20 g d'acide sulfurique.

100 – 98 X = (20*100) / 98 = 20,4 g

En pratique, il est plus pratique de travailler avec des unités d’acides volumétriques plutôt qu’en poids. Par conséquent, ils calculent quel volume d’acide concentré occupe le poids requis de la substance. Pour ce faire, le nombre obtenu en grammes est divisé par l'indicateur de densité.

V = M/P = 20,4 / 1,84 = 11 ml

Elle peut être calculée d'une autre manière, lorsque la concentration de la solution acide initiale est immédiatement exprimée en pourcentages poids-volume.

100 – 180 X = 11 ml

Lorsqu'une précision particulière n'est pas requise, lors de la dilution des solutions ou de leur mélange pour obtenir des solutions de concentration différente, vous pouvez utiliser la méthode simple et rapide suivante. Par exemple, vous devez préparer une solution à 5 % de sulfate d'ammonium à partir d'une solution à 20 %.

Où 20 est la concentration de la solution prélevée, 0 est l'eau et 5 est la concentration requise. Nous soustrayons 5 de 20 et écrivons la valeur résultante dans le coin inférieur droit, en soustrayant 0 de 5, écrivons le nombre dans le coin supérieur droit. Le schéma prendra alors la forme suivante.

Cela signifie que vous devez prendre 5 parties d'une solution à 20 % et 15 parties d'eau. Si vous mélangez 2 solutions, le schéma reste le même, seule la solution originale avec une concentration plus faible est inscrite dans le coin inférieur gauche. Par exemple, en mélangeant des solutions à 30 % et à 15 %, vous devez obtenir une solution à 25 %.

Ainsi, vous devez prendre 10 parties d'une solution à 30 % et 15 parties d'une solution à 15 %. Ce schéma peut être utilisé lorsqu'une précision particulière n'est pas requise.

Les solutions précises comprennent les solutions normales, molaires et standard.

Une solution est dite normale si 1 g contient g – l’équivalent d’une substance dissoute. La quantité pondérale d’une substance complexe, exprimée en grammes et numériquement égale à son équivalent, est appelée équivalent-gramme. Lors du calcul des équivalents de composés tels que les bases, les acides et les sels, vous pouvez utiliser les règles suivantes.

1. L'équivalent de base (E o) est égal au poids moléculaire de la base divisé par le nombre de groupes OH dans sa molécule (ou par la valence du métal).

E(NaOH) = 40/1 = 40

2. L'équivalent acide (Ek) est égal au poids moléculaire de l'acide divisé par le nombre d'atomes d'hydrogène dans sa molécule qui peuvent être remplacés par le métal.

E(H 2 SO 4) = 98/2 = 49

E(HCl) = 36,5/1=36,5

3. L'équivalent sel (E s) est égal au poids moléculaire du sel divisé par le produit de la valence du métal et du nombre de ses atomes.

E(NaCl) = 58,5/(1*1) = 58,5

Lorsque les acides et les bases interagissent, en fonction des propriétés des substances en réaction et des conditions de réaction, tous les atomes d'hydrogène présents dans la molécule d'acide ne sont pas nécessairement remplacés par un atome métallique et des sels d'acide se forment. Dans ces cas, l’équivalent-gramme est déterminé par le nombre d’atomes d’hydrogène remplacés par des atomes de métal dans une réaction donnée.

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO + H 2 O (l'équivalent gramme est égal au poids moléculaire en gramme).

H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2H 2 O (l'équivalent en gramme est égal à un demi-gramme de poids moléculaire).

Lors de la détermination de l'équivalent gramme, il est nécessaire de connaître la réaction chimique et les conditions dans lesquelles elle se produit. Si vous devez préparer des solutions décinormales, centinormales ou millinormales, prenez respectivement 0,1 ; 0,01 ; 0,001 gramme est l'équivalent de la substance. Connaissant la normalité de la solution N et du soluté équivalent E, il est facile de calculer combien de grammes de substance sont contenus dans 1 ml de solution. Pour ce faire, vous devez diviser la masse de la substance dissoute par 1000. La quantité de substance dissoute en grammes contenue dans 1 ml de solution est appelée titre de la solution (T).

T = (N*E) / 1000

T (0,1 H 2 SO 4) = (0,1 * 49) / 1000 = 0,0049 g/ml.

Une solution dont le titre (concentration) est connu est dite titrée. À l'aide d'une solution alcaline titrée, vous pouvez déterminer la concentration (normalité) d'une solution acide (acidimétrie). À l'aide d'une solution acide titrée, vous pouvez déterminer la concentration (normalité) d'une solution alcaline (alcalimétrie). Les solutions de même normalité réagissent en volumes égaux. À différentes normalités, ces solutions réagissent entre elles dans des volumes inversement proportionnels à leurs normalités.

N k / N sh = V sh / V k

Nk * Vk = Nsch * Vsch

Exemple. Pour titrer 10 ml de solution de HCl, 15 ml de solution de NaOH 0,5 N ont été utilisés. Calculez la normalité de la solution de HCl.

Nk * 10 = 0,5 * 15

Nk = (0,5 * 15) / 10 = 0,75

N=30/58,5=0,5

Les Fixanals sont pré-préparés et scellés dans des ampoules, des quantités précisément pesées de réactif nécessaires pour préparer 1 litre de solution 0,1 N ou 0,01 N. Les Fixanales se présentent sous forme liquide et sèche. Les secs ont une durée de conservation plus longue. La technique de préparation des solutions à partir de fixanals est décrite dans l'annexe à la boîte des fixanals.

Préparation et test de solutions décinormales.

Les solutions décinormales, qui sont souvent utilisées comme matières premières en laboratoire, sont préparées à partir de préparations chimiquement courantes. L'échantillon requis est pesé sur une balance chimique technique ou une balance pharmaceutique. Lors de la pesée, une erreur de 0,01 à 0,03 g est autorisée. En pratique, vous pouvez commettre une erreur en augmentant légèrement le poids calculé. L'échantillon est transféré dans une fiole jaugée, où il est ajouté grand nombre eau. Une fois la substance complètement dissoute et la température de la solution égalisée avec la température de l'air, le ballon est rempli d'eau jusqu'au trait.

La solution préparée nécessite une vérification. Le contrôle est effectué à l'aide de solutions préparées à partir de leurs fixateurs, en présence d'indicateurs, le facteur de correction (K) et le titre sont établis. Le facteur de correction (K) ou facteur de correction (F) indique quelle quantité (en ml) d'une solution normale exacte correspond à 1 ml d'une solution donnée (préparée). Pour ce faire, transférez 5 ou 10 ml de la solution préparée dans une fiole conique, ajoutez quelques gouttes d'indicateur et titrez avec la solution exacte. Le titrage est effectué deux fois et la moyenne arithmétique est calculée. Les résultats du titrage doivent être approximativement les mêmes (différence inférieure à 0,2 ml). Le facteur de correction est calculé sur la base du rapport entre le volume de la solution exacte Vt et le volume de la solution test Vn.

K = Vt / Vn.

Le facteur de correction peut également être déterminé d'une deuxième manière - par le rapport du titre de la solution à tester au titre théoriquement calculé de la solution exacte.

K = T pratique /T théorie.

Si les côtés gauches d’une équation sont égaux, alors leurs côtés droits sont égaux.

V t / V n. = T pratique /T théorie.

Si le titre pratique de la solution à tester est trouvé, la teneur pondérale de la substance dans 1 ml de solution a été déterminée. Lorsque la solution exacte et la solution testée interagissent, 3 cas peuvent se produire.

1. Les solutions ont interagi en volumes égaux. Par exemple, le titrage de 10 ml d’une solution 0,1 N nécessitait 10 ml de solution à tester. La normalité est donc la même et le facteur de correction est égal à un.

2. 9,5 ml de la solution d'essai ont été utilisés pour interagir avec 10 ml de la solution exacte ; la solution d'essai s'est avérée plus concentrée que la solution exacte.

3. 10,5 ml de la solution d'essai ont été utilisés pour interagir avec 10 ml de la solution exacte ; la concentration de la solution d'essai est plus faible que celle de la solution exacte.

Le facteur de correction est calculé à la deuxième décimale près ; des fluctuations de 0,95 à 1,05 sont autorisées.

Correction des solutions dont le facteur de correction est supérieur à un.

Le facteur de correction montre combien de fois une solution donnée est plus concentrée qu'une solution d'une certaine normalité. Par exemple, K vaut 1,06. Par conséquent, 0,06 ml d’eau doit être ajouté à chaque ml de solution préparée. S'il reste 200 ml de solution, alors (0,06*200) = 12 ml - ajouter à la solution préparée restante et mélanger. Cette méthode pour amener des solutions à une certaine normalité est simple et pratique. Lorsque vous préparez des solutions, vous devez les préparer avec des solutions plus concentrées plutôt qu’avec des solutions diluées.

Préparation de solutions précises dont le facteur de correction est inférieur à un.

Dans ces solutions, il manque une partie de l’équivalent gramme. Cette pièce manquante peut être identifiée. Si vous calculez la différence entre le titre d'une solution d'une certaine normalité (titre théorique) et le titre d'une solution donnée. La valeur résultante montre la quantité de substance qui doit être ajoutée à 1 ml de solution pour l'amener à la concentration de solution d'une normalité donnée.

Exemple. Le facteur de correction pour une solution d'hydroxyde de sodium environ 0,1 N est de 0,9, le volume de la solution est de 1000 ml. Amener la solution à une concentration exacte de 0,1 N. Equivalent en grammes d'hydroxyde de sodium – 40 g Titre théorique pour une solution 0,1 N – 0,004. Titre pratique - Théorie T. * K = 0,004 * 0,9 = 0,0036 g.

Théorie T. - Je m'entraîne. = 0,004 – 0,0036 = 0,0004 g.

1000 ml de solution sont restés inutilisés - 1000 * 0,0004 = 0,4 g.

La quantité résultante de la substance est ajoutée à la solution, bien mélangée et le titre de la solution est à nouveau déterminé. Si la matière première pour la préparation des solutions est constituée d'acides concentrés, d'alcalis et d'autres substances, il est alors nécessaire d'effectuer un calcul supplémentaire pour déterminer quelle quantité de solution concentrée contient la quantité calculée de cette substance. Exemple. Le titrage de 5 ml d'une solution de HCl environ 0,1 N nécessitait 4,3 ml d'une solution exacte de NaOH 0,1 N.

K = 4,3/5 = 0,86

La solution est faible, elle doit être renforcée. Nous calculons la théorie T. , T pratique et leur différence.

Théorie T. = 3,65 / 1000 = 0,00365

Je m'entraîne. = 0,00365 * 0,86 = 0,00314

Théorie T. - Je m'entraîne. = 0,00364 – 0,00314 = 0,00051

200 ml de solution sont restés inutilisés.

200 * 0,00051 = 0,102 g

Pour une solution de HCl à 38% avec une densité de 1,19, on constitue une proportion.

100 – 38 X = (0,102 * 100) / 38 = 0,26 g

Nous convertissons les unités de poids en unités de volume, en tenant compte de la densité de l'acide.

V = 0,26 / 1,19 = 0,21 ml

Préparation de 0,01 N, 0,005 N à partir de solutions décinormales, ayant un facteur de correction.

Dans un premier temps, calculez quel volume de solution 0,1 N doit être prélevé pour préparer à partir d’une solution 0,01 N. Le volume calculé est divisé par le facteur de correction. Exemple. Il faut préparer 100 ml de solution 0,01 N à partir de 0,1 N avec K = 1,05. Puisque la solution est 1,05 fois plus concentrée, il faut prendre 10/1,05 = 9,52 ml. Si K = 0,9, alors vous devez prendre 10/0,9 = 11,11 ml. Dans ce cas, prélever une quantité de solution légèrement plus importante et ajuster le volume de la fiole jaugée à 100 ml.

Les règles suivantes s'appliquent pour la préparation et le stockage des solutions titrées.

1. Chaque solution titrée a sa propre durée de conservation. Pendant le stockage, ils changent de titre. Lors d'une analyse, il est nécessaire de vérifier le titre de la solution.

2. Il est nécessaire de connaître les propriétés des solutions. Le titre de certaines solutions (hyposulfite de sodium) change avec le temps, leur titre est donc établi au plus tôt 5 à 7 jours après la préparation.

3. Tous les flacons contenant des solutions titrées doivent avoir une étiquette claire indiquant la substance, sa concentration, son facteur de correction, l'heure de préparation de la solution et la date du contrôle du titrage.

4. Lors du travail analytique, une grande attention doit être accordée aux calculs.

T = A / V (A – échantillon)

N = (1000 * A) / (V * g /éq)

T = (N * g/éq) / 1000

N = (T * 1000) / (g/éq)

Une solution est dite molaire si 1 litre contient 1 g*mol de soluté. La taupe est le poids moléculaire exprimé en grammes. Solution 1 molaire d'acide sulfurique - 1 litre d'une telle solution contient 98 g d'acide sulfurique. Une solution centimolaire contient 0,01 mole dans 1 litre, une solution millimolaire en contient 0,001 mole. Une solution dont la concentration est exprimée en nombre de moles pour 1000 g de solvant est appelée molal.

Par exemple, 1 litre de solution d'hydroxyde de sodium 1 M contient 40 g de médicament. 100 ml de solution contiendront 4,0 g, soit solution 4/100 ml (4g%).

Si la solution d'hydroxyde de sodium est à 60/100 (60 mg%), vous devez déterminer sa molarité. 100 ml de solution contiennent 60 g d'hydroxyde de sodium et 1 litre - 600 g, soit 1 litre de solution 1 M doit contenir 40 g d'hydroxyde de sodium. La molarité du sodium est X = 600/40 = 15 M.

Les solutions étalons sont des solutions dont les concentrations sont connues avec précision et utilisées pour la détermination quantitative de substances par colorimétrie et néphélométrie. Les échantillons de solutions étalons sont pesés sur une balance analytique. La substance à partir de laquelle la solution étalon est préparée doit être chimiquement pure. Solutions standards. Les solutions étalons sont préparées dans le volume requis pour la consommation, mais pas plus de 1 litre. La quantité de substance (en grammes) nécessaire pour obtenir des solutions étalons – A.

A = (M I * T * V) / M 2

M I – Masse moléculaire du soluté.

T – Titre de la solution pour la substance à déterminer (g/ml).

V – Régler le volume (ml).

M 2 – Masse moléculaire ou atomique de la substance à déterminer.

Exemple. Il est nécessaire de préparer 100 ml d'une solution étalon de CuSO 4 * 5H 2 O pour le dosage colorimétrique du cuivre, et 1 ml de solution doit contenir 1 mg de cuivre. Dans ce cas, MI = 249,68 ; M2 = 63,54 ; T = 0,001 g/ml ; V = 100 ml.

A = (249,68*0,001*100) / 63,54 = 0,3929 g.

Transférer un échantillon de sel dans une fiole jaugée de 100 ml et ajouter de l'eau jusqu'au trait.

Testez les questions et les tâches.

1. Qu'est-ce qu'une solution ?

2. De quelles manières existe-t-il pour exprimer la concentration des solutions ?

3. Quel est le titre de la solution ?

4. Qu'est-ce qu'un équivalent gramme et comment est-il calculé pour les acides, les sels et les bases ?

5. Comment préparer une solution 0,1 N de soude NaOH ?

6. Comment préparer une solution 0,1 N d'acide sulfurique H 2 SO 4 à partir d'acide concentré de densité 1,84 ?

8. Quelle est la méthode de renforcement et de dilution des solutions ?

9. Calculez combien de grammes de NaOH sont nécessaires pour préparer 500 ml de solution 0,1 M ? La réponse est 2 ans.

10. Combien de grammes de CuSO 4 * 5H 2 O faut-il prendre pour préparer 2 litres de solution 0,1 N ? La réponse est 25 g.

11. Pour titrer 10 ml de solution de HCl, 15 ml de solution de NaOH 0,5 N ont été utilisés. Calculer la normalité de HCl, la concentration de la solution en g/l, le titre de la solution en g/ml. La réponse est 0,75 ; 27,375 g/l ; T = 0,0274 g/ml.

12. 18 g d'une substance sont dissous dans 200 g d'eau. Calculez la concentration en pourcentage en poids de la solution. La réponse est 8,25 %.

13. Combien de ml de solution d'acide sulfurique à 96 % (D = 1,84) faut-il prendre pour préparer 500 ml de solution 0,05 N ? La réponse est 0,69 ml.

14. Titre de la solution H 2 SO 4 = 0,0049 g/ml. Calculez la normalité de cette solution. La réponse est 0,1 N.

15. Combien de grammes d'hydroxyde de sodium faut-il prendre pour préparer 300 ml de solution 0,2 N ? La réponse est 2,4 g.

16. De quelle quantité avez-vous besoin pour prendre une solution à 96 % de H 2 SO 4 (D = 1,84) pour préparer 2 litres d'une solution à 15 % ? La réponse est 168 ml.

17. Combien de ml de solution d'acide sulfurique à 96 % (D = 1,84) faut-il prendre pour préparer 500 ml de solution 0,35 N ? La réponse est 9,3 ml.

18. Combien de ml d'acide sulfurique à 96 % (D = 1,84) faut-il prendre pour préparer 1 litre de solution 0,5 N ? La réponse est 13,84 ml.

19. Quelle est la molarité d'une solution d'acide chlorhydrique à 20 % (D = 1,1). La réponse est 6,03 M.

20. Calculez la concentration molaire d'une solution d'acide nitrique à 10 % (D = 1,056). La réponse est 1,68 M.

Déterminez ce que vous savez et ce que vous ne savez pas. En chimie, la dilution signifie généralement l'obtention d'une petite quantité d'une solution de concentration connue, suivie de sa dilution avec un liquide neutre (par exemple de l'eau) et l'obtention ainsi d'une solution moins concentrée d'un plus grand volume. Cette opération est très souvent utilisée dans les laboratoires de chimie, les réactifs sont donc stockés sous forme concentrée pour plus de commodité et dilués si nécessaire. En pratique, en règle générale, vous connaissez la concentration initiale, ainsi que la concentration et le volume de la solution que vous souhaitez obtenir ; en même temps Le volume de solution concentrée à diluer est inconnu.

• Dans une autre situation, par exemple, lors de la résolution d'un problème scolaire en chimie, une autre grandeur peut faire office de grandeur inconnue : par exemple, on vous donne le volume et la concentration initiale, et vous devez trouver la concentration finale de la solution finale avec son volume connu. Dans tous les cas, il est utile de noter les quantités connues et inconnues avant de commencer un problème.
• Regardons un exemple. Disons que nous devons diluer une solution avec une concentration de 5 M pour obtenir une solution avec une concentration de 1 mmM. Dans ce cas, nous connaissons la concentration de la solution initiale, ainsi que le volume et la concentration de la solution à obtenir ; Pas le volume de la solution originale qui doit être diluée avec de l'eau est connu.
  • N'oubliez pas : en chimie, M sert de mesure de concentration, également appelée molarité, qui correspond au nombre de moles d'une substance pour 1 litre de solution.

Remplacez les valeurs connues dans la formule C 1 V 1 = C 2 V 2. Dans cette formule, C 1 est la concentration de la solution initiale, V 1 est son volume, C 2 est la concentration de la solution finale et V 2 est son volume. À partir de l'équation résultante, vous pouvez facilement déterminer la valeur souhaitée.

• Il est parfois utile de mettre un point d’interrogation devant la quantité que vous recherchez.
• Revenons à notre exemple. Remplaçons les valeurs que nous connaissons dans l'équation :
  • C 1 V 1 = C 2 V 2
  • (5 M)V1 = (1 mM)(1 l). Les concentrations ont différentes unités de mesure. Regardons cela un peu plus en détail.

Veuillez tenir compte de toute différence dans les unités de mesure. La dilution entraînant une diminution de la concentration, souvent significative, les concentrations sont parfois mesurées dans des unités différentes. Si vous manquez cela, vous pourriez vous tromper de plusieurs ordres de grandeur. Avant de résoudre l'équation, convertissez toutes les valeurs de concentration et de volume dans les mêmes unités.

• Dans notre cas, deux unités de concentration sont utilisées, M et mM. Convertissons tout en M :
  • 1 mM × 1 M/1 000 mM
  • = 0,001 M.

Résolvons l'équation. Lorsque vous avez réduit toutes les quantités aux mêmes unités, vous pouvez résoudre l’équation. Pour le résoudre, la connaissance d’opérations algébriques simples est presque toujours suffisante.

• Pour notre exemple : (5 M)V 1 = (1 mM)(1 l). En réduisant le tout aux mêmes unités, nous résolvons l'équation de V 1.
  • (5 M)V1 = (0,001 M)(1 L)
  • V1 = (0,001 M)(1 l)/(5 M).
  • V1 = 0,0002 l ou 0,2 ml.

Pensez à appliquer vos résultats dans la pratique. Disons que vous avez calculé la valeur souhaitée, mais que vous avez encore du mal à préparer une vraie solution. Cette situation est tout à fait compréhensible : le langage des mathématiques et des sciences pures est parfois éloigné du monde réel. Si vous connaissez déjà les quatre quantités incluses dans l'équation C 1 V 1 = C 2 V 2, procédez comme suit :

• Mesurer le volume V 1 d'une solution de concentration C 1 . Ajoutez ensuite du liquide de dilution (eau, etc.) pour que le volume de la solution devienne égal à V 2. Cette nouvelle solution aura la concentration requise (C 2).
• Dans notre exemple, nous mesurons d'abord 0,2 ml de la solution d'origine avec une concentration de 5 M. Ensuite, nous la diluons avec de l'eau jusqu'à obtenir un volume de 1 l : 1 l - 0,0002 l = 0,9998 l, soit ajoutez-y 999,8 ml d'eau. La solution résultante aura la concentration dont nous avons besoin, 1 mM.