Ciao,
per calcolare le costanti di equilibrio ( K_c ) e ( K_p ) per la reazione di dissociazione data:

[ A(s) \rightleftharpoons B(g) + 2C(g) ]

dobbiamo prima determinare le concentrazioni molari delle specie gassose al momento dell’equilibrio. Dato che la pressione totale al momento dell’equilibrio è 0,24 atm e la temperatura è 225 °C (o 498 K), possiamo usare l’equazione dei gas ideali per trovare le concentrazioni molari.

Assumendo che il solido A non contribuisca alla pressione (essendo un solido), la pressione totale è la somma delle pressioni parziali di B e C. Poiché per ogni mole di B si formano 2 moli di C, possiamo definire la pressione parziale di B come ( P_B ) e quella di C come ( 2P_B ), dato che la quantità di C è il doppio di quella di B.

La pressione totale sarà quindi:

[ P_{tot} = P_B + 2P_B = 3P_B ]

Dato che ( P_{tot} = 0,24 ) atm, possiamo trovare ( P_B ):

[ P_B = \frac{P_{tot}}{3} = \frac{0,24}{3} = 0,08 ) atm

E ( P_C = 2P_B = 0,16 ) atm.

Ora, usando l’equazione dei gas ideali ( PV = nRT ), possiamo trovare le concentrazioni molari (( [B] ) e ( [C] )):

[ [B] = \frac{P_B}{RT} ] [ [C] = \frac{P_C}{RT} ]

Dove ( R ) è la costante dei gas (0,0821 L·atm/(mol·K)) e ( T ) è la temperatura in Kelvin.

Una volta trovate le concentrazioni molari, possiamo calcolare ( K_c ) usando la formula:

[ K_c = \frac{[B][C]^2}{[A]} ]

Poiché A è un solido, la sua concentrazione rimane costante e non appare nell’espressione di ( K_c ).

Per ( K_p ), possiamo usare la relazione:

[ K_p = K_c(RT)^{\Delta n} ]

dove ( \Delta n ) è il cambiamento nel numero di moli di gas (in questo caso, ( \Delta n = 3 - 0 = 3 )).

Per quanto riguarda il cambiamento dell’equilibrio:

Se si dimezza il volume, secondo il principio di Le Châtelier, l’equilibrio si sposterà verso la formazione di meno moli di gas, quindi verso i reagenti (A solido).
Se l’operatore raddoppia le moli di A all’inizio, l’equilibrio non sarà influenzato poiché la concentrazione di un solido non cambia e non compare nell’espressione di ( K_c ).