    \be
        \item Pour réaliser l'expérience, il suffit de déposer dans un tube à essai un échantillon de sulfate hydraté, dont la masse
        ${m_1=13,9\text{ g}}$ aura été préalablement pesée. Un chauffage du tube, en douceur, permet alors l'élimination de la vapeur d'eau, que l'on
        peut suivre en même temps que le sulfate de fer se décolore (anhydre, ce sulfate devient blanc). Les cristaux ainsi obtenus sont alors
        pesés à nouveau, après refroidissement.
        \item Soit $M_1$ la masse molaire du sulfate hydraté $\fe\SO _4,\,y\,\eau$ :
        \begin{eqnarray*}
        M_1
        & = & M_{\fe}+M_{\s}+4\times M_{\ox}+y\times (2\,M_{\h}+M_{\ox})\\
        & = & 55,8+32,1+4\times 16+y\times (2\times 1+16)=151,9+18\,y
        \end{eqnarray*}
        et soit $M_2$ la masse molaire du sulfate anhydre $\fe\SO _4$ :
        \begin{eqnarray*}
        M_2
        & = & M_{\fe}+M_{\s}+4\,M_{\ox}=55,8+32,1+4\times 16\\
        & = & 151,9\Ummol.
        \end{eqnarray*}
        L'échantillon de masse $m_1=13,9\text{ g}$ de sulfate hydraté contient la quantité de matière :
        \begin{equation}\label{2308101}
        n_0=\frac{m_1}{M_1}\Rightarrow M_1=\frac{m_1}{n_0}.
        \end{equation}
        Quant à la déshydratation, si elle est totale, elle peut être suivie dans le tableau d'avancement ci-dessous :\par
        \begin{center}\begin{tabular}{|C|Zc@{}Zc@{}Zc@{}Zc@{}Zc|}
        \cline{2-6}
 \multicolumn{1}{c|}{\cellcolor{LG}}
        & $(\fe\SO _4,\,y\,\eau )_{\text{(s)}}$ & $\rightarrow$ & ${\fe\SO _4}_{\text{(s)}}$ & + & $y\,\eau _{\gaz}$\\
        \hline
        $x =0$ & $n_0$ & & $0$ & & $0$\\
        $x\neq 0$ & $n_0-x$ & & $x$ & & $yx$\\
        $x_f=n_0$ & $0$ & & $n_0$ & & $y\,n_0$\\
        \hline
        \end{tabular}\end{center}
        qui montre que la masse ${m_2=7,6\text{ g}}$ de cristaux anhydres contient aussi la quantité de matière $n_0$, telle que :
        \[n_2=n_0\,M_2\Rightarrow n_0=\frac{m_2}{M_2}=\frac{7,6}{151,9}
            \simeq 5.10^{-2}\text{ mol de }{\fe\SO _4}_{\text{(s)}}.
        \]
        Ainsi, l'équation (\ref{2308101}) devient :
        \begin{eqnarray*}
        151,9+18\,y
        & = & \frac{13,9}{5.10^{-2}}=278\\
        & \Rightarrow & 18\,y=278-151,9=126,1\\
        & \Rightarrow & y=\frac{126,1}{18}\simeq 7.
        \end{eqnarray*}
        Ce faisant, le sulfate de fer hydraté a pour formule : $\fe\SO _4,\,7\,\eau$.
    \ee
