Risolvendo il problema si ottengono i seguenti valori per le concentrazioni di equilibrio: $\ConcOfIdx{H_2}{eq}=0.1\;mol/l$, $\ConcOfIdx{I_2}{eq}=0.15\;mol/l$, $\ConcOfIdx{HI}{eq}=0.9\;mol/l$.

Veniamo ora alla seconda domanda: nella situazione di equilibrio ottenuta sopra, aggiungiamo nel recipiente le ulteriori quantita' di $HI$ e $H_2$ citate dall'esercizio. Chiaramente, questo significa che l'equilibrio verra' perturbato e si spostera' di conseguenza, secondo quanto abbiamo gia' visto. Dal punto di vista quantitativo, si devono considerare delle nuove condizioni iniziali in cui la concentrazione di $I_2$ e' quella appena trovata ($0.15\;mol/l$), mentre le concentrazioni di $H_2$ e $HI$ sono quelle di equilibrio aumentate delle quantita' introdotte successivamente:

$$\begin{array}{lllll} &H_2&+I_2&\stackrel{K_C}{=}&2HI\\ t=0&0.1+0.05&0.15&&0.9+0.1\\ \end{array}$$

Anche in questo caso si puo' procedere in modo ``standard'', calcolando il quoziente di reazione iniziale per stabilire la direzione in cui si spostera' l'equilibrio e impostando la tabella di conseguenza.

Tuttavia, come per il primo quesito, nulla vieta di ``costruire'' delle condizioni iniziali equivalenti piu' comode. Ad esempio, come nel caso precedente, possiamo trasformare idealmente tutto lo ioduro di idrogeno in $H_2$ e $I_2$ e trattare l'equilibrio a partire da queste condizioni iniziali.

Da queste condizioni iniziali...

$$\begin{array}{lllll} &H_2&+I_2&\stackrel{K_C}{=}&2HI\\ t=0&0.1+0.05&0.15&&0.9+0.1\\ \end{array}$$

...passiamo a queste condizioni equivalenti:

$$\begin{array}{lllll} &H_2&+I_2&\stackrel{K_C}{=}&2HI\\ t=0&0.65&0.65&&0.00\\ \end{array}$$

in cui non ci sono dubbi sul verso della reazione.