Depende mucho de la definición de la constante de equilibrio que se busque. El uso más común de la misma tiene una gran variedad de configuraciones posibles, véase libro de oro :
Constante de equilibrio
Cantidad que caracteriza el equilibrio de una reacción química y que se define por una expresión del tipo $$K_x = \Pi_B x_B^{\nu_B},$$ donde $\nu_B$ es el número estequiométrico de un reactivo (negativo) o de un producto (positivo) para la reacción y $x$ representa una cantidad que puede ser el valor de equilibrio de la presión, de la fugacidad, de la concentración de la cantidad, de la fracción de la cantidad, de la molalidad, de la actividad relativa o de la actividad absoluta recíproca que define la constante de equilibrio basada en la presión, en la fugacidad, en la concentración, en la fracción de la cantidad, en la molalidad, en la actividad relativa o en la constante de equilibrio estándar (entonces se denota $K^\circ$ ), respectivamente.
La constante de equilibrio estándar siempre carece de unidades, ya que se define de forma diferente ( libro de oro )
Constante de equilibrio estándar $K$ , $K^\circ$ (Sinónimo: constante de equilibrio termodinámico) Cantidad definida por $$K^\circ = \exp\left\{-\frac{\Delta_rG^\circ}{RT}\right\}$$ donde $\Delta_rG^\circ$ es la energía de Gibbs estándar de la reacción, $R$ la constante de los gases y $T$ la temperatura termodinámica. Algunos químicos prefieren el nombre de constante de equilibrio termodinámico y el símbolo $K$ .
Cabe destacar que la primera definición es siempre una aproximación a la definición estándar y que en la definición estándar todos los compuestos, independientemente de su estado, están incluidos en el equilibrio.
Si se trata de una reacción que tiene lugar en fase gaseosa, los materiales sólidos desempeñarán un papel constante, ya que su presión parcial dependerá únicamente de su presión de vapor y, por tanto, puede considerarse constante. Por lo tanto, puede considerarse como una parte de la constante de equilibrio. (Lo mismo se aplica a los líquidos al derivar para la fase gaseosa.) Si se aumentara la cantidad de sólido en el sistema, seguiría sin cambiar su concentración en la fase gaseosa.
Para la reacción $$\ce{H2 (g) + I2 (s) <=> 2HI (g)}$$ se puede formar la constante de equilibrio estándar con actividades/fugacidades $$K^\circ = \frac{a^2(\ce{HI})}{a(\ce{H2})\cdot{}a(\ce{I2})},$$ con $$a=\frac{f}{p^\circ}.$$ El actividad para un sólido puro se define normalmente como uno ( $a(\ce{I2})=1$ ) y por lo tanto $$K^\circ\approx K = \frac{a^2(\ce{HI})}{a(\ce{H2})}$$
En el caso de las constantes de equilibrio dependientes de la concentración, hay que tener en cuenta la siguiente hipótesis: $c(\ce{H2O})\approx55.6~\mathrm{mol/L}$ y suele ser siempre mucho mayor que la de cualquier otro componente del sistema en el rango en el que se puede utilizar la aproximación de equilibrio. Además, en la mayoría de las reacciones basadas en la solución, el soluto no influye directamente en la reacción. Por lo tanto, su concentración no cambiará (significativamente) y puede incluirse en la constante de equilibrio.
Tienes razón al suponer que la cinética de una reacción superficial sólo dependerá del área real de la superficie (y por supuesto de los reactivos que forman los productos). Pero también en este caso lo más probable es que esta área se considere constante y dará como resultado un escalar para la velocidad de reacción (en la zona donde es posible una descripción precisa de la reacción) .
En cuanto al comentario de Greg, por supuesto que tiene razón. En un proceso de equilibrio, la superficie afectará a ambas direcciones de la reacción, por lo que no aparecerá en la velocidad de reacción en absoluto. (El único efecto que podría tener es que el estado de equilibrio se alcanzará más rápidamente).
