Для решения задачи нам нужно воспользоваться уравнением Нернста-Моста:
ΔG = -nFE,
где
ΔG - изменение свободной энергии,
n - количество электронов, участвующих в реакции (в данном случае n = 2),
F - постоянная Фарадея (F = 96485 Кл/моль),
E - значение ЭДС элемента.

Подставляя известные значения, получаем:
ΔG = -2 96485 1.56 = -301772 Дж/моль.

Следующим шагом найдем константу равновесия реакции по формуле:
ΔG^0 = -RTlnK,
где
ΔG^0 - изменение свободной энергии при стандартных условиях (ΔG^0 = -nFE^0),
R - универсальная газовая постоянная (R = 8.314 Дж/(моль*К)),
T - температура (T = 298 К),
K - константа равновесия.

Подставляя известные значения, получаем:
-301772 = -8.314 298 lnK,
lnK = -301772 / (8.314 298),
lnK = -120.47,
K = e^(-120.47),
K ≈ 2.64 10^(-53).

Итак, ΔG0 = -301772 Дж/моль, а константа равновесия реакции равна приблизительно 2.64 * 10^(-53).