Un médicament contre l'anémie

Sujet du devoir

A. Un médicament, contenant des ions fer (II) Fe²⁺, se présente sous forme de comprimés. On cherche à vérifier la teneur en ion fer (II) en effectuant un dosage spectrophotométrique. En présence d'une solution incolore d'o-phénanthroline, les ions Fe²⁺ (aq) réagissent avec apparition d'une coloration rouge. La conception effective des ions Fe²⁺ (aq) de cette solution peut alors être déterminée par la mesure de l'absorbance de la solution pour une longueur d'onde de 500 nm.

1. Pourquoi choisir une longueur d'onde λ = 500 nm pour ces mesures d’absorbance au spectrophotométrique*?
2. Pourquoi la solution d'o-phénanthroline doit-elle être introduite en excès par rapport aux ions fer (II)*?

A partir d'une solution S de concentration massique t = 20,0*10-³ g.L-¹ en ions fer (II) et en présence d'o-phénanthroline, on réalise un échelle de teinte. Le graphe donnant l'évolution de l'absorbance A en fonction de la concentration massique t en ions Fe²⁺ (aq) est donné ci-dessous*:

http://image.noelshack.com/fichiers/...1-dsc-0052.jpg

3. En exploitant ce graphe, établir la relation numérique entre les grandeurs A et t, en précisant les unités.

B. On écrase un comprimé du médicament dans un mortier. La totalité du comprimé écrasé est introduite dans une fiole jaugée de 1 000 mL. On complète avec de l'eau distillée et on agite longuement la solution. La solution S₀ obtenue est incolore. Dans une fiole de 50,0 mL, on verse 5,0 mL de S₀ puis on ajoute de d'o-phénanthroline dans les mêmes proportions que celles utilisées pour préparer l'échelle de teinte. La fiole est complétée avec de l'eau distillée*: soit S'₀ la solution obtenue. L'absorbance de la solution S'₀, pour λ = 500 nm, est égale à A' = 1,45.

4. Déterminer la concentration massique t'₀ en ion Fe²⁺ (aq) dans la solution S'₀. En déduire la concentration massique t₀ en ion en ion Fe²⁺ (aq) dans la solution S₀.
5. Calculer la masse d'ions Fe²⁺ (aq) contenue dans un comprimé.
6. 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, nH₂O la formule du sulfate ferreux sesquihydraté, montrer que n = 1,5.

Image concernant mon devoir de Chimie

Où j'en suis dans mon devoir

A. 1) Etant de couleur orange, la solution absorbe le plus sa couleur complémentaire, c'est-à-dire le bleu-cyan. Or cette couleur correspond aux longueurs d'onde d'environ 500 nm. Il est donc préférable, pour une meilleure absorption, de choisir une longueur d'onde lambda=500 nm.

2) Je n'arrive pas à expliquer

3) L'absorbance A (sans unité) dépend de la concentration massique (en mg.L-1). Or, la droite est de la forme représentatrice d'une fonction linéaire y=mx avec y=A et x=t.

On a donc A=m.t

En utilisant deux points distinct de la droite, (9;1,6) et (10;1,8), on peut déterminer m:

(1,8 - 1,6) / (10 - 9) = 0,2. On a donc A=0,2.t ou t=A/0,2 mg/L

B. 4) Selon le graphique, la concentration massique t'0 en ions Fe2+(aq) est de 8 mg/L.

Sachant qu'il s'agit d'une dissolution au dixième, on multiplie t'0 par 10, on obtient donc t0=80 mg/L.

5) m = t.V  <=> m(Fe2+) = t0.V = 80 x 1 = 80 mg.

6) Je sais que:

nFe2+ = nFeSO4,nH2O   or n(A) = m(A) / M(A) donc:

m(Fe2+) / M(Fe2+)  =  m(FeSO4,nH2O) / M(FeSO4,nH2O)

or M(FeSO4,nH2O) = M(FeSO4) + nM(H2O)

mais M(FeSO4,nH2O) = M(Fe2+) x m(FeSO4,nH2O) / m(Fe2+)

donc M(FeSO4) + nM(H2O) = M(Fe2+) x m(FeSO4,nH2O) / m(Fe2+)

<=> nM(H2O) = [ M(Fe2+) x m(FeSO4,nH2O) / m(Fe2+) ] - M(FeSO4)

<=> n = [ M(Fe2+) x m(FeSO4,nH2O) / M(FeSO4) x M(H2O) ] - M(FeSO4) / M(H2O)

<=> n = (55,8 x 256,30) / (80 x 18)  -  151,8 / 18  =  1.5

Je n'ai pas réussis à expliquer la question 2 et je voudrais bien qu'on revoit mes raisonnements.

Merci d'avance pour votre aide !!