Data una reazione reversibile regolata, ad una data temperatura, da una costante di equilibrio K sussiste la seguente equazione che correla la variazione dell’energia libera di Gibbs con detta costante:
ΔG° = – RT ln K
Essendo R la costante dei gas pari a 8.314 J/K∙mol, T la temperatura espressa in gradi Kelvin e ln K il logaritmo naturale della costante di equilibrio.
Quando il valore di K è maggiore di 1 la reazione è spostata e destra ovvero verso i prodotti e ln K > 0 quindi ΔG° ha segno negativo. Viceversa se K ha un valore minore di 1 si ha che ln K < 0 e quindi ΔG° ha segno positivo. Se K = 1 allora ln K = 0 e quindi ΔG° =0.
Viene riportata una tabella riassuntiva delle considerazioni fatte:
| K | ln K | ΔG° | Equilibrio |
| > 1 | positivo | negativo | Sono favoriti i prodotti |
| 1 | 0 | 0 | Prodotti e reagenti sono ugualmente favoriti |
| < 1 | negativo | positivo | Sono favoriti i reagenti |
A volte la determinazione sperimentale di K non è agevole e può essere calcolata se è nota la variazione di energia libera. Si consideri ad esempio l’equilibrio:
N2(g) + O2(g) ⇌ 2 NO(g)
Tale equilibrio a 25°C è spostato a sinistra e non è semplice conoscere la concentrazione di NO che risulta molto bassa. Tuttavia conoscendo ΔG° che è pari a + 173.4 kJ/mol si può determinare K.
Per ottenere K si devono fare le opportune conversioni:
ΔG° = + 173400 J/mol e T = 298 K
Si ha:
ΔG° = – RT ln K
Sostituendo gli opportuni valori:
173400 = – 8.314∙ 298 ln K = – 2477.6 ln K
-173400/2477.6 = – 70 =ln K
Da cui K = e-70 = 4.0 ∙ 10-31
