Nota: No todos los reactivos reaccionan para formar los productos, sino que existen en equilibrio. Sin embargo, como la pregunta no menciona nada sobre la constante de equilibrio, supondré que la reacción se completa, ya que de otro modo sería imposible hacer esta pregunta.
Si conoces las distintas leyes de los gases, hacer esta pregunta es realmente sencillo y no implica muchos cálculos.
Paso 1: Encontrar la presión inicial
En primer lugar, la pregunta no especifica cuál es la presión inicial del recipiente. Por lo tanto, no se puede suponer que sea $1\ \mathrm{atm}$ . Así que el primer paso sería encontrar la presión inicial: $$p = \frac{nRT}{V} = \frac{6\ \mathrm{mol}\times 8.3125\ \mathrm{L\ kPa\ mol^{-1}\ K^{-1}}\times273\ \mathrm{K}}{8\ \mathrm{L}} = 1702.4\ \mathrm{kPa} = 16.8\ \mathrm{atm}$$
Paso 2: Encontrar los moles de los productos
Mirando la estequiometría de la ecuación química, $4$ moles de gas reaccionan para formar $2$ moles de gas. Por lo tanto, la relación es $2:1$ . En este caso, originalmente teníamos $6$ moles de gas. Por lo tanto, al final de la reacción, debe haber $3$ moles de gas.
Paso 3: Encontrar la presión final
Ahora sabemos que el número total de moles de gas se ha reducido a la mitad (de $6$ topos a $3$ moles). Una de las leyes de los gases establece que el número de moles del gas es directamente proporcional a la presión del sistema. Esto es claramente evidente si se observa la ecuación de los gases ideales. Por lo tanto, al reducir a la mitad la cantidad original de moles de gas, se debería reducir a la mitad la presión original del sistema.
Por lo tanto, la presión final será: $8.4\ \mathrm{atm}$
