Para reações químicas, onde os reagentes e produtos são todos gasosos, as constante de equilíbrio também podem ser calculadas utilizando as pressões parciais individuais em vez das suas concentrações molares. Assim, quando os gases A e B se convertem nos gases C e D numa reação reversível, em vez disso pode ser escrita a a expressão de equilíbrio como a pressão parcial de cada gás, elevada ao seu coeficiente estequiométrico. O equilíbrio constante é designado como Kp, onde o subscrito p indica a pressão.

Para uma dada reação gasosa, Kp não é necessariamente igual a Kc, porque a pressão parcial de um gás e a sua concentração molar são valores separados. No entanto, uma ligação pode ser derivada entre os dois constantes, utilizando a equação do gás ideal e a definição de molaridade. Para derivar esta relação, Consideremos as expressões de equilíbrio para Kc e Kp para a dada reação química.

A equação ideal do gás relaciona a pressão de um gás com o seu número de mols e o seu volume a uma dada temperatura. Substituir a relação de mols por volume pela molaridade na equação de gás ideal permite que a pressão de um gás ideal seja expressa em termos da sua concentração molar. Desta forma, as pressões parciais individuais na expressão para Kp podem ser substituídas pela concentração equivalente de cada gás.

Os coeficientes estequiométricos permanecem inalterados. Na expressão modificada de Kp, a relação da concentração dos produtos para a concentração de reagentes pode ser substituída por Kc.Esta equação dá a relação entre as duas constantes Kp igual a Kc vezes RT elevado à soma dos coeficientes dos produtos menos a soma dos coeficientes dos reagentes. A diferença entre os coeficientes dos reagentes gasosos e os produtos pode ser representada como delta n.