La reacción ajustada es: [tex]N_2 + 3H_2\ \to\ 2NH_3[/tex]
Convertimos en moles las masas de cada uno de los reactivos:
[tex]85,5\ g\ N_2\cdot \frac{1\ mol}{28\ g} = 3,05\ mol\ N_2[/tex]
[tex]17,2\ g\ H_2\cdot \frac{1\ mol}{2\ g} = 8,6\ mol\ H_2[/tex]
El reactivo limitante será el que antes se agote. Necesitamos el triple de moles de hidrógeno que de nitrógeno. Para que reaccione todo el nitrógeno serían necesarios (3,05·3 = 9,15) moles de hidrógeno. Como disponemos sólo de 8,6 moles de hidrógeno, será el reactivo limitante. Ahora basta con aplicar la estequiometría de la reacción:
[tex]8,6\ mol\ H_2\cdot \frac{2\ mol\ NH_3}{3\ mol\ H_2} = 5,73\ mol\ NH_3[/tex]
Calculamos la masa de amoniaco:
[tex]5,73\ mol\ NH_3\cdot \frac{17\ g}{1\ mol} = \bf 97,41\ g\ NH_3[/tex]
