Se trata de una reacción química en la que el gas nitrógeno (N2) y el gas hidrógeno (H2) reaccionan para formar amoniaco (NH3), como se muestra en la ecuación química:

\[ N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3 \]

Se observa que 28 g de N2 reaccionan exactamente con 6 g de H2 para dar amoniaco.

– \( m_{N_2} \): Masa de nitrógeno (N2).
– \( m_{H_2} \): Masa de hidrógeno (H2).
– \( m_{NH_3} \): Masa de amoniaco (NH3).

Como la masa se conserva en las reacciones químicas, la masa total de los reactivos debe ser igual a la masa total de los productos.

a) Para calcular la masa de amoniaco formada, sumamos las masas de los reactivos:

\[ m_{NH_3} = m_{N_2} + m_{H_2} = 28 \, \text{g} + 6 \, \text{g} = 34 \, \text{g} \]

Entonces, se forman 34 g de amoniaco.

b) Si se introducen 28 g de N2 y 28 g de H2, la cantidad de amoniaco formada será igual a la masa de los reactivos, es decir, 34 g de NH3. El resto de H2 quedará sin reaccionar.

c) Si se introducen 6 g de N2 y 6 g de H2, solo reaccionará la cantidad de N2 disponible. Calculamos esta cantidad:

\[ m_{N_2} \text{ que reacciona} = \frac{m_{N_2} \text{ introducida} \times m_{H_2}}{m_{N_2} \text{ total}} = \frac{6 \, \text{g} \times 6 \, \text{g}}{28 \, \text{g}} \]

\[ = \frac{36 \, \text{g}^2}{28 \, \text{g}} \approx 1,29 \, \text{g} \]

Entonces, se formarán \( 6 \, \text{g} \, H_2 + 1,29 \, \text{g} \, N_2 = 7,29 \, \text{g} \, NH_3 \).

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En resumen, la cantidad de amoniaco formada depende de las cantidades de nitrógeno e hidrógeno disponibles en la reacción. Si hay exceso de uno de los reactivos, parte de este quedará sin reaccionar.