Minskning i koncentrationen Tiocyanatjoner (SCN^-) och färgändring?
Hej! I en uppgift gällande kemisk jämvikt och Le Chateliers princip står det såhär:
Om man löser kobolt(II)joner, Co^2+, i vatten bildas röda hexaakvakobolt(II)joner, CO(H2O)6^2+ . Om man tillsätter tiocyanatjoner, SCN^–, till lösningen ställer följande jämvikt in sig då blåa diakva-tetratiocyanato-kobolt(II)joner, Co(H2O)2(SCN)4^2-, bildas:
CO(H2O)6^2+ + 4SCN^– ⇌ Co(H2O)2(SCN)4^2- + 4H2O
Silverjoner, Ag^+, bildar ett svårlösligt komplex med tiocyanatjoner, AgSCN(s). Vad händer med färgen i kobolt-/tiocyanatjonlösningen om man tillsätter lite silvernitratlösning, AgNO3(aq)?
Jag skriver först jämviktsreaktionen för tiocyanatlösningen:
Ag^+(aq) + SCN^-(aq) ⇌ AgSCN (s)
Sedan skrev jag såhär: Vid tillägning av AgNO3 ökar koncentrationen Ag^+ i reaktanterna, d.v.s. att koncentrationen reaktanter > koncentrationen produkter, då blir alltså Q < K och reaktionen förskjuts åt höger för att återigen nå jämvikt.
Men det var så långt jag hade kommit. Därför kollade jag på facit men det stod istället där att koncentrationen tiocyanatjoner minskar på grund av tillsättningen av silverjonerna men jag fattar verkligen inte varför detta är fallet. Jag förstår inte heller hur något av detta hänger ihop med färg då. Jag gissar att färgen hänger ihop med koncentrationen av ämnena och därmed i vilket håll reaktionen förskjuter sig.
Kan någon förklara detta?
Jag har följt reglerna, varför är det ingen som svarar? Är min text för lång, eller är den kanske otydlig?
Säg bara till!
theaskingpenguin skrev:Hej! I en uppgift gällande kemisk jämvikt och Le Chateliers princip står det såhär:
Om man löser kobolt(II)joner, Co^2+, i vatten bildas röda hexaakvakobolt(II)joner, CO(H2O)6^2+ . Om man tillsätter tiocyanatjoner, SCN^–, till lösningen ställer följande jämvikt in sig då blåa diakva-tetratiocyanato-kobolt(II)joner, Co(H2O)2(SCN)4^2-, bildas:
CO(H2O)6^2+ + 4SCN^– ⇌ Co(H2O)2(SCN)4^2- + 4H2O
Silverjoner, Ag^+, bildar ett svårlösligt komplex med tiocyanatjoner, AgSCN(s). Vad händer med färgen i kobolt-/tiocyanatjonlösningen om man tillsätter lite silvernitratlösning, AgNO3(aq)?
Jag skriver först jämviktsreaktionen för tiocyanatlösningen:
Ag^+(aq) + SCN^-(aq) ⇌ AgSCN (s)
Sedan skrev jag såhär: Vid tillägning av AgNO3 ökar koncentrationen Ag^+ i reaktanterna, d.v.s. att koncentrationen reaktanter > koncentrationen produkter, då blir alltså Q < K och reaktionen förskjuts åt höger för att återigen nå jämvikt.
Men det var så långt jag hade kommit. Därför kollade jag på facit men det stod istället där att koncentrationen tiocyanatjoner minskar på grund av tillsättningen av silverjonerna men jag fattar verkligen inte varför detta är fallet. Jag förstår inte heller hur något av detta hänger ihop med färg då. Jag gissar att färgen hänger ihop med koncentrationen av ämnena och därmed i vilket håll reaktionen förskjuter sig.
Kan någon förklara detta?
Hej och Välkommen till Pluggakuten!
Du behöver ställa upp de två jämvikterna tillsammans, så blir det enklare att se varför tiocyanatjoner minskar. Så börja med att kombinera de två jämvikterna, så hjälper vi till med resten.
theaskingpenguin skrev:Jag har följt reglerna, varför är det ingen som svarar? Är min text för lång, eller är den kanske otydlig?
Säg bara till!
Om svar fås snabbt eller efter längre tid beror på hur mycket tid de som svarar har, och hur många andra frågor som finns. Men jag tycker du gjorde rätt i att bumpa (skriva igen) ding tråd först efter ett dygn, precis som reglerna säger - på så vis såg i alla fall jag tråden.
mag1 skrev:theaskingpenguin skrev:Hej! I en uppgift gällande kemisk jämvikt och Le Chateliers princip står det såhär:
Om man löser kobolt(II)joner, Co^2+, i vatten bildas röda hexaakvakobolt(II)joner, CO(H2O)6^2+ . Om man tillsätter tiocyanatjoner, SCN^–, till lösningen ställer följande jämvikt in sig då blåa diakva-tetratiocyanato-kobolt(II)joner, Co(H2O)2(SCN)4^2-, bildas:
CO(H2O)6^2+ + 4SCN^– ⇌ Co(H2O)2(SCN)4^2- + 4H2O
Silverjoner, Ag^+, bildar ett svårlösligt komplex med tiocyanatjoner, AgSCN(s). Vad händer med färgen i kobolt-/tiocyanatjonlösningen om man tillsätter lite silvernitratlösning, AgNO3(aq)?
Jag skriver först jämviktsreaktionen för tiocyanatlösningen:
Ag^+(aq) + SCN^-(aq) ⇌ AgSCN (s)
Sedan skrev jag såhär: Vid tillägning av AgNO3 ökar koncentrationen Ag^+ i reaktanterna, d.v.s. att koncentrationen reaktanter > koncentrationen produkter, då blir alltså Q < K och reaktionen förskjuts åt höger för att återigen nå jämvikt.
Men det var så långt jag hade kommit. Därför kollade jag på facit men det stod istället där att koncentrationen tiocyanatjoner minskar på grund av tillsättningen av silverjonerna men jag fattar verkligen inte varför detta är fallet. Jag förstår inte heller hur något av detta hänger ihop med färg då. Jag gissar att färgen hänger ihop med koncentrationen av ämnena och därmed i vilket håll reaktionen förskjuter sig.
Kan någon förklara detta?
Hej och Välkommen till Pluggakuten!
Du behöver ställa upp de två jämvikterna tillsammans, så blir det enklare att se varför tiocyanatjoner minskar. Så börja med att kombinera de två jämvikterna, så hjälper vi till med resten.
Ok, jag har funderat för ett tag nu och har kommit fram till detta;
Vid tillsättning av ett nytt ämne till en jämviktsreaktion kommer vi att kunna extrahera en ytterligare reaktion från den, och då får vi två reaktioner.
Andra reaktionen beskriver bildandet av produkten av det nya ämnet och förbrukningen av den produkten till dess reaktanter. Om en eller flera av dessa reaktanter finns i första reaktionen och förbrukas i andra reaktionen, innebär det att de även förbrukas i första reaktionen då vi antar att våra ämnen ligger i ett slutet kärl.
Detta medför därmed att på grund av att NO3^- är en åskådarjon kommer att Ag^+ att reagera med SCN^- och bilda AgSCN, som alltså innebär att framförallt koncentrationen SCN^- minskar i första kobolt reaktionen. Enligt le chateliers princip kommer reaktionen att förskjuta sig åt vänster då för att motverka ändringen och nå jämvikt igen.
Har jag rätt nu?
Förstår dock fortfarande inte hur färg hänger ihop med allt detta? Är det bara att eftersom produkterna är röda och de förskjuter sig åt vänster som är ursprungligen blå kommer reaktionen att bli mer röd?
theaskingpenguin skrev:mag1 skrev:theaskingpenguin skrev:Hej! I en uppgift gällande kemisk jämvikt och Le Chateliers princip står det såhär:
Om man löser kobolt(II)joner, Co^2+, i vatten bildas röda hexaakvakobolt(II)joner, CO(H2O)6^2+ . Om man tillsätter tiocyanatjoner, SCN^–, till lösningen ställer följande jämvikt in sig då blåa diakva-tetratiocyanato-kobolt(II)joner, Co(H2O)2(SCN)4^2-, bildas:
CO(H2O)6^2+ + 4SCN^– ⇌ Co(H2O)2(SCN)4^2- + 4H2O
Silverjoner, Ag^+, bildar ett svårlösligt komplex med tiocyanatjoner, AgSCN(s). Vad händer med färgen i kobolt-/tiocyanatjonlösningen om man tillsätter lite silvernitratlösning, AgNO3(aq)?
Jag skriver först jämviktsreaktionen för tiocyanatlösningen:
Ag^+(aq) + SCN^-(aq) ⇌ AgSCN (s)
Sedan skrev jag såhär: Vid tillägning av AgNO3 ökar koncentrationen Ag^+ i reaktanterna, d.v.s. att koncentrationen reaktanter > koncentrationen produkter, då blir alltså Q < K och reaktionen förskjuts åt höger för att återigen nå jämvikt.
Men det var så långt jag hade kommit. Därför kollade jag på facit men det stod istället där att koncentrationen tiocyanatjoner minskar på grund av tillsättningen av silverjonerna men jag fattar verkligen inte varför detta är fallet. Jag förstår inte heller hur något av detta hänger ihop med färg då. Jag gissar att färgen hänger ihop med koncentrationen av ämnena och därmed i vilket håll reaktionen förskjuter sig.
Kan någon förklara detta?
Hej och Välkommen till Pluggakuten!
Du behöver ställa upp de två jämvikterna tillsammans, så blir det enklare att se varför tiocyanatjoner minskar. Så börja med att kombinera de två jämvikterna, så hjälper vi till med resten.
Ok, jag har funderat för ett tag nu och har kommit fram till detta;
Vid tillsättning av ett nytt ämne till en jämviktsreaktion kommer vi att kunna extrahera en ytterligare reaktion från den, och då får vi två reaktioner.
Andra reaktionen beskriver bildandet av produkten av det nya ämnet och förbrukningen av den produkten till dess reaktanter. Om en eller flera av dessa reaktanter finns i första reaktionen och förbrukas i andra reaktionen, innebär det att de även förbrukas i första reaktionen då vi antar att våra ämnen ligger i ett slutet kärl.
Detta medför därmed att på grund av att NO3^- är en åskådarjon kommer att Ag^+ att reagera med SCN^- och bilda AgSCN, som alltså innebär att framförallt koncentrationen SCN^- minskar i första kobolt reaktionen. Enligt le chateliers princip kommer reaktionen att förskjuta sig åt vänster då för att motverka ändringen och nå jämvikt igen.
Har jag rätt nu?
Förstår dock fortfarande inte hur färg hänger ihop med allt detta? Är det bara att eftersom produkterna är röda och de förskjuter sig åt vänster som är ursprungligen blå kommer reaktionen att bli mer röd?
Eller vänta eftersom AgSCN är solid kan det inte vara en jämviktsreaktion för den, innebär det då att SCN^- förbrukas permanent? Om detta är rätt bör vad jag skrev fortfarande gälla, men är inte säker. Kan någon vara snäll och säga om det är korrekt eller inte?
AgSCN bildar ett svårlösligt salt (knappt lösligt alls). Det bli ändå en jämviktsreaktion, men då saltet är så svårlösligt kan du betrakta jämvikten som helt förskjuten till det fasta AgSCN saltet. Så du är inne på helt rätt spår.
