Hur räknar man ut c i denna formel?

Du borde börja med att städa bort åskådarjonerna (kalium- och nitratjoner) från formeln. De deltar inte i reaktionen och kommer heller inte att vara med i jämvikten.

Känner du till jämviktskonstanten för reaktionen eller är det den du ska räkna ut?

Kommer koncentrationerna ändras eller är de samma om jag tar bort åskådarjonerna?

I sådana fall blir formeln: Fe3+(aq) + SCN-(aq) ⇄ FeSCN2+(aq) 

Nej jag känner inte till den, det är den jag vill räkna ut :)

Vad har du mätt för att kunna få fram de koncentrationer som behövs för att kunna beräkna jämviktskonstanten?

Koncentrationerna utav utgångsämnena fanns i uppgiften. I laborationen blandades 1 ml Fe(NO₃)₃ med koncentrationen 0,01 mol/dm3 och 5 ml KSCN med koncentrationen 0,005 mol/dm3. Min uppgift är att teckna ett uttryck för jämviktskonstanten, tänkte då räkna ut koncentrationen på FeSCN2+ så att jag får ett "riktigt" värde på K att jämföra andra reaktioner med för att se om jämviktsläget förskjuts åt något håll. Man blandar nämligen i andra lösningar sedan i denna lösning för att se hur jämviktsläget förskjuts. 

Om du bara skall teckna ett uttryck för jämviktskonstanten behöver du inte mäta upp några koncentrationer alls. Du behöver inte ha något värde på jämviktskonstanten för att kunna fundera ut åt vilket håll jämvikten förskjuts om man t ex tillsätter mer tiocyanatjoner eller tillsätter fosfatjoner.

De exemplen som du gav här har jag redan löst (tror jag). Då gick reaktionen åt höger och lösningen fick en mörkare färg. Jag tog exemplet att koncentrationen av SCN fördubblades:

$Q= \frac{[FeSCN^2+] M}{[Fe^3+]M x [SCN^-]^2M}= \frac{M^1}{M^3}= M^-2$

Detta jämförde jag sedan med ursprungslösningen:

K = $\frac{[FeSCN^2+]M}{[Fe3+]M x [SCN^-]M}=\hspace{0.17em}\frac{M^1}{M^2}= M^-1$

Q < K = jämviktsläget förskjuts åt höger. 

Kan man göra så här och hur ska jag tänka när andra joner tillsätts som ex flouridjoner eller silverjoner? 

Det skall inte finnas  några M i uttrycket för Q (eller K). 

De båda exemplen jag skrev skall få reaktionen att förskjutas åt olika håll.

Jag tycker det är enklare att titta på jämviktsreaktionen direkt 

$Fe^{3+}+SCN^- \Leftrightarrow FeSCN^{2+}$

Om man tillsätter mer tiocyanatjoner på vänstersidan kommer reaktionen att gå åt höger.

Om man tillsätter fosfatjoner kommer dessa att reagera med järnjonerna och bilda fast järn(III)fosfat, så koncentrationen av järnjoner minskar och reaktionen kommer att gå åt vänster.

Jag gillar formuleringen att reaktionen kommer att gå åt det hållet som motverkar förändringen (det passar mitt sätt att tänka). Som jämförelse, om det blir för kallt om händerna tar man på sig ett par vantar som motverkar detta.

Jag är helt med på det resonemanget. Om man ökar koncentrationen av en reaktant kommer jämvikten förskjutas åt höger och mer produkt bildas. Om man minskar koncentrationen av en reaktant kommer jämvikten förskjutas till vänster (produkten sönderfaller till reaktanter) för att kompensera förlusten av koncentrationen av reaktanten.

Det jag inte vet är hur jag ska teckna uttrycket för jämviktskonstanten för: Fe3+(aq) + SCN-(aq) ⇄ FeSCN2+(aq) på ett bra sätt så att jag ska kunna jämföra den med andra reaktioner, ex när jag tillsätter flouridjoner i den reaktionen. Jag kan förklara med ord vad som händer men när det kommer till hur jämviktskonstanten ska se ut blir det svårare.  

Tog bort fetstil. /Smaragdalena, moderator

Du har ingen nytta av jämviktskonstanten när det gäller tillsats av fluoridjoner. Vad är det som tänder när fluoridjonerna tillsätts? Hur påverkar detta koncentrationen av järnjoner eller tiocyanatjoner?

Om det underlättar ditt sätt att tänka så kan man kombinera två reaktioner för att se vad som händer i dessa situationer. Vi har att:

$F{e}^{3+}+SC{N}^{-}\rightleftharpoons FeSC{N}^{2+}$

Det är rimligt att anta att fluoridjonerna bildar liknande komplex med järnjonerna. Eftersom vi inte vet på förhand hur många fluoridjoner som binder till varje järnjon kan vi anta att $n$ stycken gör det:

$F{e}^{3+}+n{F}^{-}\rightleftharpoons Fe{F_n}^{3-n}$

Nu kan man behandla reaktionerna som två ekvationer och sedan använda additionsmetoden, på samma sätt som när man ska lösa ett ekvationssystem i matten. Börja med att skriva den andra reaktionen "baklänges" (i matten spelar det ju ingen roll vad man skriver som vänsterled och högerled):

$Fe{F_n}^{3-n}\rightleftharpoons F{e}^{3+}+n{F}^{-}$

Nu kan man lägga ihop den reaktionen med den första:

$F{e}^{3+}+SC{N}^{-}+Fe{F_n}^{3-n}\rightleftharpoons FeSC{N}^{2+}+F{e}^{3+}+n{F}^{-}$

Man kan även förenkla reaktionen genom att stryka bort $Fe^{3+}$ som förekommer på båda sidor i lika proportioner:

$SC{N}^{-}+Fe{F_n}^{3-n}\rightleftharpoons FeSC{N}^{2+}+n{F}^{-}$

Nu kan man tydligare se vad som bör hända när fluoridjoner tillsätts om du följer regeln "motverka ändringen", kallad Le Chateliers princip.

Flouridjonerna reagerar med järn(III)joner och bildar komplexa järnflouridjoner(?). Järn(III)jonerna förbrukas och jämvikten förskjuts då till vänster. Dvs att en reaktant har förbrukats och därför vill reaktionen kompensera det genom att sönderdela produkten till reaktanter. I detta fall blir lösningen ofärgad eftersom reaktanterna från början var ofärgade (produkten var röd). Järnflouridjonerna borde då också vara ofärgade?

I uppgiften står det att 6F- + Fe3+ $\leftrightarrows$Fe(F)6^3- 

Nu tror jag att jag har fått lite bättre koll på läget. Tusen tack!