Электродные потенциалы, измеренные по отношению к стандартному водородному электроду при стандартных условиях (Т=298К; для растворённых веществ концентрация (активность) С_Red= С_ох= 1 моль/л или для металлов С_Меⁿ⁺ = 1 моль/л, а для газообразных веществ Р=101,3 кПа), называютстандартными электродными потенциалами и обозначают j⁰_{Оx/ Red}. Это справочные величины.

Окислительная способность веществ тем выше, чем больше алгебраическая величина их стандартного электродного (окислительно-восстановительного) потенциала. Напротив, чем меньше величина стандартного электродного  потенциала реагирующего вещества, тем сильнее выражены его восстановительные свойства.

Например, сравнение стандартных потенциалов систем:

F_2(г.) + 2ēD2F̶_(p.)j⁰ = 2,87 В

H_2(r.)+ 2ēD2H̶_(р.)j⁰ =̶2,25 В

показывает, что у молекул F₂ сильно выражена окислительная тенденция, а у ионов H^̶̶ – восстановительная.

 Ряд напряжений металлов

 Располагая металлы в ряд по мере возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получают так называемый «Ряд стандартных электродных потенциалов» или «Ряд напряжений», или «Ряд активности металлов».

Положение металла в «Ряду стандартных электродных потенциалов» характеризует восстановительную способность атомов металла, а также окислительные свойства ионов металла в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение алгебраической величины стандартного электродного потенциала, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества, и тем слабее проявляют окислительные свойства его ионы и наоборот.

Например, литий (Li), имеющий самый низкий стандартный потенциал, относится к наиболее сильным восстановителям, а золото (Au), имеющее самое высокое значение стандартного потенциала, является очень слабым восстановителем и окисляется лишь при взаимодействии с очень сильными окислителями. Из данных «Ряда напряжений» видно, что ионы лития (Li⁺), калия (К⁺), кальция (Са²⁺) и т.д. – самые слабые окислители, а к наиболее сильным окислителям принадлежат ионы ртути (Нg²⁺), серебра (Аg⁺), палладия (Pd²⁺), платины (Pt²⁺), золота (Аu³⁺, Аu⁺).

Уравнение Нернста

Электродные потенциалы не являются неизменными. Они зависят от соотношения концентраций (активностей) окисленной и восстановленной  форм вещества, от температуры, природы растворенного вещества и растворителя, рН среды и др.

Эта зависимость описывается уравнением Нернста:

,

где:j⁰_{Оx / Red} – стандартный электродный потенциал процесса; R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная температура; n– число электронов, участвующих в электродном процессе; а_ох, а_Red – активности (концентрации) окисленной и восстановленной форм вещества в электродной реакции; x и у – стехиометрические коэффициенты в уравнении электродной реакции; F – постоянная Фарадея.

Для случая, когда электроды металлические и устанавливающиеся на них равновесия описываются в общем виде:

Меⁿ⁺ + nе^-D Ме,

уравнение Нернста можно упростить, приняв во внимание, что для твердых веществ активность постоянна и равна единице. Для 298 К, после подстановки а_Ме=1 моль/л, x=y=1 и значений постоянных величин R=8,314 Дж/К∙моль; F = 96485 Кл /моль, заменяя активность а_Меⁿ⁺ на молярную концентрацию ионов металла в растворе С_Меⁿ⁺ и введя множитель 2,303 (переход к десятичным логарифмам), получим уравнение Нернста в виде 

j _Меⁿ⁺ _{/ Ме} = j⁰ _Меⁿ⁺ _{/ Ме} + lgС _Меⁿ⁺.