    La dissolution de $n$ mol de cristaux de sulfate de cuivre hydraté libère $n\text{ mol}$ d'ions $\cu ^{2+}_{\aq}$ dans l'eau, selon
    l'équation-bilan :\par
    \begin{center}\begin{tabular}{|C|Zc@{}Zc@{}Zc@{}Zc@{}Zc@{}Zc|}
    \cline{2-7}
 \multicolumn{1}{c|}{\cellcolor{LG}}
    & $(\cu\SO _4,\,x\,\eau )_{\text{(s)}}$ & $\rightarrow$ & $\cu ^{2+}_{\aq}$ & $+$ & ${\SO _4^{2-}}_{\aq}$ & $+x\,{\eau}_{\liq}$\\
    \hline
    $x=0$ & $n$ & & $0$ & & $0$ &\\
    $x\neq 0$ & $n-x$ & & $x$ & & $x$ &\\
    $x_f=n$ & $0$ & & $n$ & & $n$ &\\
    \hline
    \end{tabular}\end{center}
    Ainsi, la solution de volume $V=1\text{ L}$ et de concentration ${C=2.10^{-2}\M}$ contient :
    \[n=CV=2.10^{-2}\times 1=2.10^{-2}\text{ mol d'ions }\cu ^{2+}_{\aq}.
    \]
    Soit $M$ la masse molaire de $\cu\SO _4,\,y\,\eau$ :
    \begin{eqnarray*}
    M
    & = & M_{\cu}+M_{\s}+4\,M_{\ox}+y\times (2M_{\h}+M_{\ox})\\
    & = & 63,5+32+4\times 16+y\times (2\times 1+16)\\
    & = & 159,5+18\,y.
    \end{eqnarray*}
    L'échantillon de sulfate de cuivre II hydraté, de masse $m=5\text{ g}$, contient donc la même quantité $n$ que celle des ions
    $\cu ^{2+}_{\aq}$ libérés dans l'eau, avec :
    \begin{eqnarray*}
    m=n\times M
    & \Rightarrow & M=\frac{m}{n}=\frac{5}{2.10^{-2}}=250 \text{ g}\cdot\text{mol}^{-1}\\
    & \Rightarrow & 159,5+18\,y=250\\
    & \Rightarrow & 18\,y=250-159,5=90,5\\
    & \Rightarrow & y\simeq 5.
    \end{eqnarray*}
    Par conséquent, la chalcanthite a pour formule : $\cu\SO _4,\,5\,\eau$.
