1。標準セル電位（E°セル）を決定します：
* 半分反応を識別します： 全体的な反応をその酸化と減少の半反応に分解します。
* 標準削減電位（E°）を検索します： 標準削減電位の表で、各半反応の標準削減電位を見つけます。 逆反応の標準還元電位は、前方反応の負であることを忘れないでください。
* e°セルの計算：
* e°Cell =e°（還元）-E°（酸化）
*ハーフ反応を逆転させて全体的な反応に合わせた場合、そのe°値の兆候を変更することを忘れないでください。
2。平衡定数（k）：を計算します
* nernst方程式：を使用します この方程式は、標準セル電位（E°セル）を平衡定数（k）および温度（t）に関連付けます。
* e°Cell =（rt/nf） * ln（k）
* どこ：
* rは理想的なガス定数（8.314 j/mol・k）です
* tはケルビンの温度です
* nは、バランスのとれた反応で伝達される電子のモル数です
* fはファラデーの定数です（96,485 c/mol）
* k：を解決します 方程式を再配置してkを解く：
* k =exp（nfe°cell / rt）
例：
298 Kで次の反応について平衡定数を見つけたいとしましょう。
zn（s） +cu²⁺（aq）⇌zn²⁺（aq） + cu（s）
* 半分反応：
*酸化：Zn（s）→Zn²⁺（aq） +2e⁻（e°=+0.76 v）
*削減：cu²⁺（aq） +2e⁻→cu（s）（e°=+0.34 v）
* e°セル：
* e°cell =e°（還元）-e°（酸化）=+0.34 V-（+0.76 V）=-0.42 V
* k：
* k =exp（nfe°cell / rt）=exp（（2 mol）（96485 c / mol）（ - 0.42 v） /（8.314 j / mol・k）（298 k））
*k≈1.1x10⁻¹⁴
重要なメモ：
*標準の還元電位は通常、25°C（298 K）で与えられます。温度が異なる場合は、適切な温度でNernst方程式を使用する必要があります。
*平衡定数は、正のE°細胞との反応に対して大きく（k> 1）、産物が平衡状態で好まれていることを示します。 陰性E°細胞（k <1）との反応の場合、反応物は平衡状態で好まれます。
*平衡定数は、反応物と生成物の初期濃度とは無関係です。温度と標準細胞電位にのみ依存します。
常にユニットをチェックし、値が使用される方程式と一致していることを確認してください。
