Controllo esercizio su Equilibrio gassoso

[NickYoung]

Ho svolto un esercizio sull'equilibrio gassoso, ma non sono sicuro d'aver fatto bene..

Il carbammato di ammonio, NH4CO2NH2, si decompone secondo la seguente reazione :
NH4CO2NH2(s) -> 2NH3(g) + CO2(g)
sapendo che la costante di equilibrio a 25°C è Kp=2.31x10-4, calcolare la pressione totale, che si determina se alla temperatura di 25 °C in un recipiente di volume pari a 10.0 litri vengono inseriti 0.100g di CO2 e 1.00g di NH4CO2NH2


Allora..
Mi dice che vengono inseriti nel contenitore 0.100 g di CO2 e 1.00 g di NH4CO2NH2, quindi rispettivamente 2.27*10^(-3) moli di CO2 e 0.0128 moli di NH4CO2NH2.

Dato che mi da sia le moli di CO2 che Kp, vado a calcolarmi Kc con la formula inversa e mi trovo Kc = 5.5 *10^(-3). Da qui vado a calcolarmi la concentrazione molare di NH3:

Kc = [ NH3 ]^2 * [ CO2 ]
5.5 x 10^(-3) = x^2 * (2.27 x 10^(-3))
X^2 = 0.242 -> x = 0.491

Dalla concentrazione calcolo le moli, che saranno 4.91.
Dato che ho sia V che T noti per traccia del problema, calcolo le moli totali:

moli totali = moli di NH4CO2NH2 + moli di CO2 + moli di NH3 = 4.92

Applico l’equazione di stato per trovare la P totale:

P = ( nRT )/V = 1.00 atm

E’ corretto secondo voi ?!