Na reação considerada,

$$\mathrm{N}_{2}(\mathrm{g})+3 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \leftrightharpoons 2 \mathrm{NH}_{3}(\mathrm{g})$$

uma vez que temos mais quantidade de reagentes ( $4 \mathrm{~mol}$ ) do que de produtos ( $2 \mathrm{~mol}$ ), o aumento da pressão favorece a reação direta (formação do produto e consumo dos reagentes $\rightarrow$ diminuição da pressão) para que esse aumento de pressão seja contrariado, implicando assim uma diminuição dos reagentes.

Pela análise do gráfico, verifica-se que a quantidade de equilíbrio da espécie diminui ( $\Delta n<0)$, para qualquer uma das temperaturas $T_{A}$ ou $T_{B}$, à medida que a pressão aumenta, concluindo-se, assim, que o gráfico se refere a um reagente.

Como, $\Delta H<0$, a reação direta é exotérmica (produz calor), sendo favorecida por uma diminuição de temperatura uma vez que o sistema vai evoluir no sentido de contrariar essa diminuição, produzindo calor.

Portanto, a temperaturas mais altas, o sistema vai estar deslocado no sentido dos reagentes , uma vez que vai evoluir no sentido de tentar diminuir a temperatura.

Como, para uma dada pressão, a quantidade de equilíbrio do reagente a que o gráfico se refere é maior à temperatura $T_{B}$ do que à temperatura $T_{A}$, conclui-se que $T_{B}>T_{A}$.