Appurata la direzione in cui evolve l'equilibrio, si puo' sfruttare il fatto che $K_C\rightarrow\infty$ e considerare la reazione completa. In questa ipotesi (semplificativa) si deve prima di tutto determinare il reagente limitante: dalla semplice stechiometria della reazione e dai valori iniziali delle concentrazioni segue che il reagente limitante e' $CO$. Quindi, ricordando quanto detto per le reazioni complete, si puo' assumere che all'equilibrio tutto il reagente limitante, cioe' $CO$, verra' consumato. Per gli altri partecipanti alla reazione, basandosi sulla stechiometria, si puo' concludere che, all'equilibrio:

$$\begin{eqnarray*} \ConcOf{Cl_2}&=&\ConcOfIdx{Cl_2}{iniziale}-\ConcOfIdx{Cl_2}{re... ...dx{Cl_2CO}{iniziale}+\ConcOfIdx{CO}{iniziale}\\ &=&0.25\;mol\\ \end{eqnarray*}$$

Naturalmente, all'equilibrio, la concentrazione di $CO$ non puo' essere nulla ($K_C$ e' molto grande, ma pur sempre finita). Allora, una stima della concentrazione di $CO$ presente all'equilibrio si puo' avere sfruttando la legge dell'azione di massa e i valori approssimati per le concentrazioni di equilibrio degli altri partecipanti alla reazione:

$$\begin{eqnarray*} \ConcOf{CO}&=&\frac{\ConcOf{Cl_2CO}}{\ConcOf{Cl_2}K_C}\\ &=&1.3020833\TimesTenTo{-13}\;mol/l \end{eqnarray*}$$

Come si vede, il valore di $\ConcOf{CO}$ all'equilibrio e' effettivamente molto piccolo.