Para a reação e consequentemente o equilíbrio, podemos escrever: \begin{array}{|c|c|c|c|} \hline \text{Estágio} & \ce{2 NH_3_{(g)}} & \ce{ N_2_{(g)}} & \ce{3 H_2_{(g)}} \\ \hline \text{Início} & n & 0& 0 \\ \hline \text{Variação} & - \ \alpha n & + \ \alpha n /2& + \ 3(\alpha n)/2 \\ \hline \text{Final} & n(1 - \alpha) & \alpha n/2& 3(\alpha n)/2 \\ \hline \end{array}Com isso, vamos analisar as alternativas: $• \ \text{Alternativa (A):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$ Para formação de $n/2$ mols de nitrogênio seria necessário $\alpha = 100\%$, contudo, isto não é necessariamente verdade. Além disso, caso fosse verdade, a melhor representação não seria por equilíbrio, e ser por unilateralidade: $(\ce{->})$. $\color{orangered}{\text{Nota:}}$ Vale ressaltar que nenhum processo é estritamente unilateral, ou seja, sempre há um equilíbrio. Entretanto, em muitos casos a reação é tão deslocada para os produtos que, ao remanescer um conteúdo tão desprezível, simplesmente assumimos a reação como completa. $• \ \text{Alternativa (B):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$ Raciocínio análogo ao anterior. $• \ \text{Alternativa (C):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$ Caso decomposição fosse total, $\alpha = 100\%$, consumiríamos todos os $n$ mols. $• \ \text{Alternativa (D):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$ Admitindo a idealidade dos gases, podemos escrever pela lei geral dos gases ideias: \begin{matrix}P_f \cdot 1 = \left(\dfrac{n}{2} + \dfrac{3n}{2}\right) \cdot R \cdot 500 &\Rightarrow& P_f = 1000 \cdot nR \end{matrix} $• \ \text{Alternativa (E):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ Pesando na situação inicial:\begin{matrix}P_i \cdot 1 = n \cdot R \cdot 500 &\Rightarrow& P_i = 500 \cdot nR &\therefore& P_f - P_i = 500 \cdot nR \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (E) \end{matrix}