## Evenwichtsconstante

De ligging van een redoxevenwicht kunnen we bepalen als denkbeeldige eindtoestand van een elektrochemische cel die 'leeg' is. We keren weer terug naar de Daniëllcel. Door de concentratieveranderingen ten gevolge van de reacties neemt de bronspanning van de cel af en wordt tenslotte nul. Er loopt dan geen stroom meer. Er heeft zich een evenwicht ingesteld:
Met behulp van de vergelijking van Nernst kunnen we de waarde van de evenwichtsconstante K berekenen. Er is evenwicht als:
De totale hoeveelheid ionen in het systeem blijft constant: voor elk Zn2+-ion dat ontstaat, verdwijnt er een Cu2+-ion. Als je uitgaat van een standaardcel, dan zal in de evenwichtstoestand gelden:
Uit deze waarde van K volgt dat het evenwicht zover naar rechts ligt dat er feitelijk sprake is van een aflopende reactie.
Algemeen
De formule van Nernst kunnen we ook voor een complete cel opschrijven:
Er is evenwicht als Vbron = 0. Dan geldt QC = K en wordt de algemene relatie tussen de bronspanning van een standaardcel en de evenwichtsconstante:
In onderstaande figuur is dit verband weergegeven voor een redoxreactie met n = 2.
(Let op dat K is uitgezet op een logaritmische schaal)

Verband tussen de bronspanning van een standaardcel en de evenwichtsconstante van het redoxevenwicht

Voor redoxreacties die goed verlopen ligt het evenwicht naar rechts en zal ΔVo positief zijn.
Log K is dan ook positief en K dus groter dan 1. Als het evenwicht links ligt, verloopt de reactie niet of nauwelijks.
Dan zal ΔVo negatief zijn. Log K is dan negatief en K dus kleiner dan 1.