• Se $K\rightarrow0$, allora si puo' assumere che l'equilibrio sia completamente spostato a sinistra (verso i reagenti) e quindi che la reazione in pratica non avvenga; questo comporta la possibilita' di trascurare la quantita' di reagenti consumata e quella di prodotti formata dalla reazione e cio' puo' semplificare molto il problema.
• Esemplifichiamo questo caso con il seguente esempio.

  La costante di equilibrio per la reazione:
  

  $$CO_2=CO+\frac{1}{2}O_2$$
  
  
  e' $K_C=6.66\TimesTenTo{-12}$. In un recipiente si pone una concentrazione $\CZeroOf{CO_2}=0.23\;M$ di $CO_2$ e una concentrazione $\CZeroOf{CO}=0.03\;M$ di $CO$. Calcolare la composizione del sistema dopo il raggiungimento dell'equilibrio.

  In questo caso, non ci sono dubbi sulla direzione in cui evolvera' la reazione per raggiungere l'equilibrio: siccome la concentrazione iniziale di $O_2$ e' nulla, il quoziente di reazione iniziale vale $0$ e quindi la reazione si spostera' verso destra per formare un po' di $O_2$ e far quindi aumentare il quoziente di reazione fino al valore prescritto dalla costante di equilibrio.

  Appurata la direzione in cui si evolve la reazione, possiamo sfruttare il fatto che $K_C\rightarrow0$. In pratica, questo significa che la reazione si sposta si' verso destra, ma di molto poco. In altre parole, possiamo dire che e' sufficiente che si formi una quantita' piccolissima di $O_2$ affinche' il quoziente di reazione diventi uguale alla costante di equilibrio. Se assumiamo che si formi una quantita' trascurabilmente piccola di $O_2$, possiamo altresi' assumere che le concentrazioni di equilibrio di $CO_2$ e $CO$ rimangano praticamente inalterate:

  $$\begin{eqnarray*} \ConcOf{CO_2}&=&\CZeroOf{CO_2}\\ \ConcOf{CO}&=&\CZeroOf{CO}\\ \end{eqnarray*}$$