dækker over forsøgene opløselighedsproduktet for sølv(I)sulfat og Gladstones forsøget.

Formål med forsøgene:
Formålet for forsøget med opløselighedsproduktet for sølv(I)sulfat, er at vi vil måle sølv(I)koncentrationen ved at lade sølv(I)ionerne reagere med kobber. Formålet med Gladstones forsøget, er at undersøge forholdet/ligevægten mellem jern(II)ioner og thiocyanat
Teoriafsnit:
I dette teoriafsnit vil vi forklare følgende begreber, der omhandler forsøgene:

Reaktionsbrøk: Hvis man har en afstemt reaktion, kan man altid sætte det ind i en reaktionsbrøk med betegnelsen Y. reaktionsbrøken er givet ud fra reaktionsskemaet på følgende måde: a A + b B ↔ r R + s S det bliver så til: Y = [R]r * [S]s / [A]a * [B]b
Et eksempel kunne være, hvis vi tog reaktion mellem jern og thiocyanat fra Gladstones forsøget:
Fe3+(aq) + SCN-(aq) ↔ FeSCN2+(aq), reaktionsbrøken vil se sådan ud:
Y = [FeSCN]/[Fe] * [SCN] - altså produkternes koncentrationer divideret med reaktanternes koncentrationer.
En reaktionsbrøk kan opstilles på samme måde som ligevægtskonstanter, som vil blive forklaret.

Ligevægts konstant: Ligevægtskonstanten fortæller hvor meget produkt der bliver dannet udefra et givent reaktant. Man kan derfor sige at ligevægtskonstanten beskriver den fordeling der er af reaktanter og produkter ved en ligevægt. Det kan siges at hvis man sammenholder reaktionsbrøken med ligevægtskonstanten, kan vi konkludere at:
Y < K – dette betyder at reaktionen går mod højre indtil der er ligevægt.
Y = K – dette betyder at systemet er ligevægt. Y > K – dette betyder at reaktionen går mod venstre indtil der er ligevægt.

Ligevægt: Ved en kemisk ligevægt taler vi om et system, hvor de to modsat rettede reaktioner forløber med samme hastighed. Det betyder at der hvert eneste sekund, dannes det samme antal molekyler på højre side som antallet af molekyler, der forbruges på venstre.
Le Chateliers princip: Dette princip kan formuleres: hvis en kemisk reaktion ikke er i ligevægt, vil der ske en forskydning der bevirker, at reaktionsbrøken bliver lig ligevægtskonstanten eller mindre. Altså der sker et indgreb i ligevægtssystemet som vil medfører en forskydning af ligevægten i den reaktionsretning, der modvirker indgrebet, og dette gør så at indgrebet bliver mindre.

Homogene ligevægtssystemer: Man kan sige det er en ligevægt mellem molekyler, som er i samme tilstand. Altså for eksempel kan det være to væsker, som var i ligevægt, eller også ligevægt mellem gasser.

Heterogene ligevægtssystemer: Det er systemer hvor reaktionsdeltagerne befinder sig i to eller flere forskellige faser, som så bliver kaldt heterogene ligevægtssystemer.

Ligevægtskonstant for heterogen ligevægt:
Vi tager et eksempel: CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2 (g)
I dette ligevægtsystem ses det at der sker tre faser: Calciumcarbornat og calciumoxid er faste stoffer og carbondioxid er i en gasfase. Her er der så tale om heterogen ligevægt. Den her reaktion var reaktionen for kalkprocessen, derfor får vi for kalkbrændingsligevægten følgende udtryk, som er forklaringen på dette begreb: K = [CO2(g)]

Fordelingsligevægt: Når et opløst stof er fordelt mellem eksempelvis 2 væskefaser. For eksempel:
Krystalviolet(aq) ↔ krystalviolet(octan -1-ol)
Her viser det at systemet består af to adskilte væskefaser. Og det opløste stof er fordelt mellem dem. Der er også her tale om heterogene ligevægtsystem, som blev forklaret overstående.

Opløselighedsprodukt: Man kan sige at opløselighedsproduktet for et salt er defineret som ligevægtskonstanten for ligevægten mellem det uopløste salt og den mættede opløsning. For eksempel er for sølvbromid, AgBr, som i en opløsning findes som ionerne Ag+ og Br-, opløselighedsproduktet er lig med produktet [Ag+][Br-], og her er [Ag+] og [Br-] koncentrationerne af de respektive ioner i den mættede opløsning. Opløselighedsprodukter er normalt meget små størrelser, og de fastlægges ofte ved elektrokemiske målinger.

FORSØG 1: Opløselighedsproduktet for salt(I)sulfat:

Metode: En kobbertråd, med længden på 30 cm., renses med ståluld, og derefter skylles med vand. Den vikles til en spiral og dyppes et par gange, ved hjælp af en pincet, i acetone. Nøjagtig 100 mL mættet opløsning af sølv(I)sulfat bliver mål, og hældes i et rent 250 mL bægerglas. Efter dette vejes den hel tørre kobberspiral, og sættes i bægerglasset. Der bliver holdt øje med det i de første 10-15 min. Derefter anbringes glasset mørkt og står til senere, da reaktionen skal løbe helt til ende.

Observationer:
Det vi observerede var at da vi satte kobbertråden i det mættet sølv(I)sulfat opløsningen, opstod der et hvidt bundfald på sleve kobbertråden. Og senere hen kom der mere og mere bundfald. Kobber reagerer med sølv, da det drives af spændingsrækken:

I spændingsrækken ses det at kobber(Cu), er placeret ved siden af sølv(Ag). De er placeret ved den ”ædle” side, da de ikke vil reagere med andre en dem på deres egen side. I dette tilfælde har Cu2+ og Ag+ reageret med hinanden.

Resultatbehandling: Vi vejede massen af kobbertråden før den kom i sølv(I)sulfat opløsningen og efter:

Her ses det at masse af kobbertråden er blevet mindre, da noget af kobber er blevet opløst i opløsningen.

Vi har målt opløselighedsproduktet: I 0 0 I
2 Ag+ (aq) + Cu(s) → 2 Ag (s) + Cu2+(aq)

Ag↓ 1 2
Cu↑ 2 1

Ag2SO4 (s) ↔ 2 Ag+(aq) + SO42+ (aq)
K0 = [Ag+]2 * [SO42-]

Konklusion:
Vi kan hermed konkludere at man kan måle sølvkoncentrationen ved at lade sølv(I)ionerne reagere med kobber, altså:

2 Ag+ (aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+

Vi ved at sølv(I)ionerne fra opløsningen bliver dannet til sølv, samtidig med at der opløses en ækvivalent mængde kobber.
Kobber reagere med sølv, og dette gør at massen af kobber bliver mindre, da der opløses noget af kobber i selve opløsningen.

FORSØG 2: Gladstones forsøg:

Metode: Vi tog et 25 mL bægerglas, der blev fyldt med ca. trekvart ionbyttet vand. Her blev der tilsat først 10 dråber 0,1 M jern(II)nitrat og derpå 10 dråber 0,1 M kaliumthiocyanat. Der bliver omrørt med pipette. Og derefter bruger man pipetten til at overfører ligevægtsblandingen til de fem første brønde i den første række af en mikrotiterplade. Farverne bliver noteret. Den første brønd bliver der ikke gjort mere ved, da det er brønd hvor vi kan sammenligne med de andre brønde.

Observationer:

Til kontrolforsøget blev der anvendt en opløsning af et rødt farvestof, som kaldes azorubin. Når man så oppefra og ned til brøndene kan vi se lige mange molekyler, og samme farve. Når vi ser fra siden af, ser vi af den uden vand er kortere end den med vand, så dvs. den kortere er mørkere.
I dette forsøg kan vi inkludere Le Chateliers princip, da der sker de her indgreb i koncentrationerne.

Konklusion:
Det vi kan konkludere er at Gladstones forsøg viser at den rødfarvning der bruges kunne gøres en del kraftigere, ved tilsætning af mere jern(III) eller thiocyanat. Det gør så at for hver tilsætning vil får reaktionen til at forløbe et stykke fremad. Der bliver også vist at reaktionen kan løbe baglæns ved at man tilsætter et stof der fjernede jern(III)ioner fra opløsningen

5.
Kemisk ligevægt, fordelingsligevægt: fordelingsforhold bestemt ved spektrofotometri (fordelingsligevægt krystalviolet)

Fordelingsligevægt i krystralviolet:
Når et opløst stof er fordelt mellem eksempelvis 2 væskefaser. For eksempel:
Krystalviolet(aq) ↔ krystalviolet (octan -1-ol)
Her viser det at systemet består af to adskilte væskefaser. Og det opløste stof er fordelt mellem dem. Der er også her tale om heterogene ligevægt system, som blev forklaret overstående.

Fordelingskonstant:
En fordelingskonstant er når man f.eks. har to væsker som ikke er blandbare (octan og vand). Heri er der så opløst et stof. Dette stof vil så alt afhængig af dets polaritet osv. hellere befinde sig i den ene fase fremfor den anden.
Det kan forklares udefra denne formel:

KF=

Polære og upolære forbindelsers opløselighedsforhold:
Opløseligheden afhænger af temperaturen, og for gassers vedkommende desuden af trykket (se Henrys lov).
Polære:
Som hovedregel gælder, at polære stoffer har størst opløselighed i polære opløsningsmidler (fx vand)
Upolære: upolære stoffer opløses bedst i upolære opløsningsmidler (som fx benzin).
De fleste salte er letopløselige i vand som følge af vekselvirkning mellem ionerne og de polære vandmolekyler.
Homogene: