Aurélie 06/03

étude d'un médicament

France 2003




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 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) : . 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 80mg en ions Fe2+".

Nous proposons de vérifier la teneur en élément fer dans ce comprimé.

Principe

  1. On effectue un dosage spectrophotométrique des ions Fe2+ contenus dans un comprimé dissous dans l'eau.En présence d'o-phénanthroline, les ions Fe2+ réagissent avec apparition d'une coloration rouge. La concentration des ions Fe2+ 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 sont facilement oxydés à l'état d'ions fer (III) : Fe3+ . Afin d'éviter cette oxydation, on ajoute, dans la solution d'ions Fe2+, 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+ en ion Fe2+.
  2. Préparation de l'échelle des teintes : A partir d'une solution S contenant 20,0 mg d'ions Fe2+.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 solution S(mL)
    25
    22,5
    20
    17,5
    15
    12,5
    volume solution d'o-phénantroline (mL)
    2
    2
    2
    2
    2
    2
    volume d'hydroquinone
    1
    1
    1
    1
    1
    1
    volume total (mL)
    50
    50
    50
    50
    50
    50
    absorbance
    1,8
    1,6
    1,45
    1,25
    1,05
    0,9
    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.
    - Indiquer la verrerie qu'il faut utiliser pour préparer le mélange n°1.
    - Calculer la concentration massique t1 en ion introduit dans le mélange n°1.
    - On veut disposer d'une échelle de teintes indicatrice de la concentration en ions Fe2+ de chaque mélange. Pourquoi la solution incolore d'o-phénanthroline ne doit elle pas être introduite en défaut ?
    - Le graphe donnant l'évolution de l'absorbance A en fonction de la concentration massique t en ions 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
    volume de solution d'o-phénanthroline (en mL)
    2
    volume d'hydroquinone (en mL)
    1
    volume total (en mL)
    50
    absorbance
    1,35
    - Pourquoi retire-t-on la totalité du colorant avant d'écraser le comprimé ?
    - En utilisant le graphe ou la relation établie à la question 2.4., déterminer la concentration massique t'0 en ion Fe2+ dans le mélange.
    En déduire la valeur t0 de la concentration massique en ion dans la solution S0.
    - Calculer la masse d'ions Fe2+ contenue dans un comprimé. Calculer l'écart relatif entre le résultat expérimental et l'indication du fabricant. On précise que l'écart relatif = |valeur indiquée - valeur expérimentale|/ valeur indiquée.
    - 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

 

 




corrigé
La demi-équation de réaction de l'ion Fe3+ en ion Fe2+ est :

Fe3+ + e- = Fe2+

Préparation de l'échelle de teintes :

2 La verrerie à utiliser pour préparer le mélange n°1 est :

- une burette graduée de 25,0 mL (pour la solution S) ;

- une pipette jaugée de 2,00 mL (pour la solution d'o-phénanthroline) ;

- une pipette jaugée de 1,00 mL (pour la solution d'hydroquinone) ;

- une fiole jaugée de 50,0 mL (pour réaliser le mélange n°1)

2.2. Pour préparer le mélange n°1, on réalise une dilution. Or, au cours d'une dilution, la quantité de matière ne varie pas :

facteur de dilution : volume final / volume solution S = 2

d'où t1 = 0,5 t= 0,01 g/L

La solution incolore d'o-phénanthroline doit réagir avec les ions Fe2+ pour faire apparaître la coloration rouge. Elle ne doit donc pas être en défaut pour réaliser correctement l'échelle de teintes.

Le graphe A = f(t) est une droite donc les grandeurs A et t sont proportionnelles, d'où : A = k.t

avec k : pente (ou coefficient directeur) de la droite.

Pour déterminer k, on prend deux points (sur la droite) éloignés.

k = (1,8-0,9 / (10-5) = 0,9 / 5 = 0,18 L mg-1.

Détermination expérimentale de la teneur en élément fer :

Le colorant rose absorberait dans le même domaine de longueur d'onde que les mélanges : l'échelle de teintes ne serait plus valable.

D'après la relation établie à la question ci-dessus : A'0 = 0,18 t'0

d'où t'0 = 1,35 / 0,18 = 7,5 mg /L

(concentration massique en Fe2+ dans le mélange)

or les 50 mL de mélange résultent de la dilution par 10 de S0 (prélèvement de 5 mL)

d'où t0 = 10 t'0 ; t0 = 75 mg.L-1

D'après la définition de la concentration massique : m(Fe2+) = t0 * Vs0

m(Fe2+) = 75 10-3 *1= 75 mg

Ecart relatif = (80-75)/75= = 6,25.10-2 soit 6,3%

n(Fe2+) = 0,08 / 55,8 = 1,433 10-3 mol

M(FeSO4, xH2O) =M= 55,8+32+64+18x =151,8 + 18x g/mol

1,433 10-3 = 0,2536 / M soit M = 0,2536 /1,433 10-3 = 179 g/mol

179 = 151,8+18x d'où x = 1,51.

 



 

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