Étant donné une réaction équilibrée aA + bB ⇋ cC + dD, la constante d'équilibre Kc, parfois écrite K _{eq ou simplement K, est définie comme}

[C] ^{c [D] d ÷ [A] a [B] b,}

où [C] et [D] sont les concentrations molaires à l'équilibre des produits et [A ] et [B] sont les concentrations molaires à l'équilibre des réactifs, avec des concentrations en moles par litre (mol /L). K lui-même n'a pas d'unités.

De grandes valeurs de K, telles que 1 000 ou plus, signifient qu'une réaction est presque terminée à l'équilibre et qu'il reste peu de réactifs. Inversement, une petite valeur de K, 0,001, implique que la réaction n'a pas eu lieu de manière significative. Surtout, K dépend de la température.
Exemple de calcul d'une constante d'équilibre

Un mélange de 0,200 M NO, 0,050 M H _{2 et 0,100 M H 2O est autorisé à atteindre l'équilibre. A l'équilibre, la concentration de NO se révèle être de 0,080 M.}

La valeur de la constante d'équilibre K _{c pour la réaction}

2 NO + 2 H _{2 ⇋ N 2 + 2 H 2O}

est [N _{2] [H 2O] ^{2 ÷ [NO] 2 [H 2] 2}}

Créer un diagramme ICE:

NO H _{2 N 2 H 2O}

Initial 0,100 0,050 0 0,100

Changer -2x -2x + x + 2x

Equilibre 0,070? ? ?

Tout d'abord, résolvez pour x:

0,100 - 2x \u003d 0,070, donc x \u003d 0,015. Cela signifie que les concentrations d'équilibre de H _{2, N 2 et H 2O sont respectivement de 0,020, 0,015 et 0,130 (lisez les colonnes).}

Remplacez-les dans l'équation pour K:

[0,015] [0,130] ^{2 ÷ [0,070] 2 [0,020] 2 \u003d 0,0002535 ÷ 0,00000196 \u003d 129,3 ou 1,29 x 10 2}