Titrage des ions fer(II) d'un comprimé de sulfate de fer(II)

Un comprimé de sulfate de fer(II) $FeS{O}_4$, utilisé en supplémentation, est totalement dissous dans de l'eau distillée acidifiée pour obtenir une solution $S$ de volume $V_S=100\text{mL}$. On prélève $V=10,0\text{mL}$ de la solution $S$, que l'on dose par une solution de permanganate de potassium de concentration $C_0=1,00\times 10^{-2}{\text{mol.L}}^{-1}$. La décoloration persistante de la solution violette est obtenue pour un volume versé $V_E=8,00\text{mL}$. La réaction support s'écrit $Mn{O}_4^{-}+5F{e}^{2+}+8H^{+}\to M{n}^{2+}+5F{e}^{3+}+4H_{2}O$. On donne $M(FeS{O}_4)=152{\text{g.mol}}^{-1}$.

1) Calculer la quantité de matière d'ions permanganate versée à l'équivalence. 2) En déduire la quantité de matière d'ions $F{e}^{2+}$ contenue dans le prélèvement de $10,0\text{mL}$, puis la concentration $C(F{e}^{2+})$ de la solution $S$. 3) Calculer la quantité de matière totale d'ions $F{e}^{2+}$ contenue dans les $100\text{mL}$ de la solution $S$, c'est-à-dire dans le comprimé entier. 4) En déduire la masse de sulfate de fer(II) contenue dans le comprimé, et comparer au résultat annoncé par le fabricant, $m_{annonc\acute{e}e}\approx 600\text{mg}$.