Le fer
est un élément vital...et toxique pour la santé. Il intervient
dans de nombreuses réactions biochimiques et permet, notamment,
le transport de l'oxygène par l'hémoglobine des globules
rouges.
Cet exercice concerne l'étude d'un médicament qui contient
l'élément fer sous forme d'ions fer (II) : Fe2+(aq).
Il se présente sous forme de comprimés, dont l'enrobage
contient un colorant alimentaire (code E 127) de couleur rose. La
notice de ce médicament mentionne la composition quantitative
d'un comprimé : « sulfate ferreux sesquihydraté :
256,30 mg soit 80 mg en ions Fe2+ ».
Nous proposons de vérifier la teneur en
élément fer dans ce comprimé.
1. Principe
On effectue un dosage spectrophotométrique des ions Fe2+(aq)
contenus dans un comprimé dissous dans l'eau.
En présence d'o-phénanthroline, les ions Fe2+(aq)
réagissent avec apparition d'une coloration rouge. La
concentration des ions Fe2+(aq) de cette
solution peut alors être déterminée par la mesure de son
absorbance à une certaine longueur d'onde (ici 500 nm). Il
faut préalablement réaliser une échelle de teintes.
Les ions Fe2+(aq) sont facilement oxydés
à l'état d'ions fer (III) : Fe3+(aq).
Afin d'éviter cette oxydation, on ajoute, dans la solution
d'ions Fe2+(aq), un réducteur approprié
en excès, l'hydroquinone. L'hydroquinone restante n'absorbe pas
à la longueur d'onde de 500 nm et la forme oxydée de
l'hydroquinone non plus.
Ecrire la demi-équation de réduction de l'ion Fe3+(aq)
en ion Fe2+(aq).
2. Préparation de l'échelle des teintes
A partir d'une solution S contenant 20,0 mg d'ions Fe2+(aq).par
litre (soit une concentration massique
t = 20,0 · 10 -3 g · L-1),
on réalise les mélanges présentés dans le tableau, on
les complète à 50,0 mL avec de l'eau distillée puis on mesure
l'absorbance A de chaque solution obtenue.
| mélange n° |
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
| volume de
solution S (en mL) |
25,0
|
22,5
|
20,0
|
17,5
|
15,0
|
12,5
|
| volume de
solution d'o-phénanthroline (en mL) |
2,00
|
2,00
|
2,00
|
2,00
|
2,00
|
2,00
|
| volume
d'hydroquinone |
1,00
|
1,00
|
1,00
|
1,00
|
1,00
|
1,00
|
| volume total
(en mL) |
50,0
|
50,0
|
50,0
|
50,0
|
50,0
|
50,0
|
| absorbance |
1,80
|
1,60
|
1,45
|
1,25
|
1,05
|
0,90
|
Pour réaliser les différents
mélanges, on dispose :
d'une solution
d'o-phénanthroline à 0,015 mol · L-1
d'une solution d'hydroquinone
à 1%
de la verrerie suivante :
- pipettes jaugées de 1,00
et 2,0 mL ;
- burette graduée de
25,0 mL ;
- éprouvettes graduées de
25 et 50 mL ;
- bechers de 25 ; 50 et
100 mL ;
- fioles jaugées de 50,0
et 100,0 mL.
2.1.
Indiquer la verrerie qu'il faut utiliser pour préparer le
mélange n°1.
2.2. Calculer la concentration massique t1
en ion Fe2+(aq) introduit dans le mélange
n° 1.
2.3. On veut disposer d'une échelle de teintes
indicatrice de la concentration en ions Fe2+(aq)
de chaque mélange.
Pourquoi la solution incolore d'o-phénanthroline ne doit elle
pas être introduite en défaut ?
2.4. Le graphe donnant l'évolution de
l'absorbance A en fonction de la concentration massique t
en ions Fe2+(aq) est représentée sur
la figure 1 de l'annexe à rendre avec la copie.
En exploitant ce graphe, donner la relation numérique qui
existe entre les grandeurs A et t, en
précisant les unités.
3. Détermination expérimentale de la teneur en élément fer
On lave rapidement à l'eau distillée un comprimé de façon à
retirer la totalité du colorant. On écrase ensuite ce comprimé
dans un mortier. La totalité du comprimé écrasé est
introduite dans une fiole jaugée de 1 000,0 mL. On complète
avec de l'eau distillée et on agite longuement la solution. Soit
S0 la solution incolore obtenue. On réalise ensuite
le mélange suivant puis on mesure son absorbance A à
500 nm :
| volume de solution S0
(en mL) |
5,00 |
| volume de solution
d'o-phénanthroline (en mL) |
2,00 |
| volume d'hydroquinone (en
mL) |
1,00 |
| volume total (en mL) |
50,0 |
| absorbance |
1,35 |
3.1.
Pourquoi retire-t-on la totalité du colorant avant d'écraser le
comprimé ?
3.2. En utilisant le graphe ou la relation
établie à la question 2.4., déterminer la
concentration massique t'0 en ion Fe2+(aq)
dans le mélange.
En déduire la valeur t0 de la concentration
massique en ion Fe2+(aq) dans la solution S0.
3.3. Calculer la masse d'ions Fe2+(aq)
contenue dans un comprimé. Calculer l'écart relatif entre le
résultat expérimental et l'indication du fabricant.
On précise que l'écart relatif = 
3.4. D'après la notice, la masse de
"sulfate ferreux sesquihydraté" dans un comprimé est
de 256,30 mg alors que la masse d'ions Fe2+ est
de 80 mg. En notant FeSO4, xH2O la formule
du sulfate ferreux sesquihydraté, montrer que x = 1,5.
Données :
masse molaire en g.mol-1 : M(Fe) =
55,8 ; M(S) = 32,1 ;M(0)= 16,0 ; M(H)
= 1,0
