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