In electrochemistry, standard electrode potential , or , is a measure of the reducing power of any element or compound.  The IUPAC "Gold Book" defines it as; "the value of the standard emf (electromotive force) of a cell in which molecular hydrogen under standard pressure is oxidized to solvated protons at the left-hand electrode".

Background
The basis for an electrochemical cell, such as the galvanic cell, is always a redox reaction which can be broken down into two half-reactions: oxidation at anode (loss of electron) and reduction at cathode (gain of electron). Electricity is produced due to the difference of electric potential between the individual potentials of the two metal electrodes with respect to the electrolyte. 

Although the overall potential of a cell can be measured, there is no simple way to accurately measure the electrode/electrolyte potentials in isolation. The electric potential also varies with temperature, concentration and pressure. Since the oxidation potential of a half-reaction is the negative of the reduction potential in a redox reaction, it is sufficient to calculate either one of the potentials. Therefore, standard electrode potential is commonly written as standard reduction potential. At each electrode-electrolyte interface there is a tendency of metal ions from the solution to deposit on the metal electrode trying to make it positively charged. At the same time, metal atoms of the electrode have a tendency to go into the solution as ions and leave behind the electrons at the electrode trying to make it negatively charged. At
equilibrium, there is a separation of charges and depending on the tendencies of the two opposing reactions, the electrode may be positively or negatively charged with respect to the solution. A potential difference develops between the electrode and the electrolyte which is called the electrode potential. When the concentrations of all the species involved in a half-cell is unity then the electrode potential is known as standard electrode potential. According to IUPAC convention, standard reduction potentials are now called standard electrode potentials. In a galvanic cell, the half-cell in which oxidation takes place is called anode and it has a negative potential with respect to the solution. The other half-cell in which reduction takes place is called cathode and it has a positive potential with respect to the solution. Thus, there exists a potential difference between the two electrodes and as soon as the switch is in the on position the electrons flow from negative electrode to positive electrode. The direction of current flow is opposite to that of electron flow.

Calculation 
The electrode potential cannot be obtained empirically. The galvanic cell potential results from a pair of electrodes. Thus, only one empirical value is available in a pair of electrodes and it is not possible to determine the value for each electrode in the pair using the empirically obtained galvanic cell potential. A reference electrode,  standard hydrogen electrode (SHE), for which the potential is defined or agreed upon by convention, needed to be established. In this case the standard hydrogen electrode is set to 0.00 V and any electrode, for which the electrode potential is not yet known, can be paired with standard hydrogen electrode—to form a galvanic cell—and the galvanic cell potential gives the unknown electrode's potential. Using this process, any electrode with an unknown potential can be paired with either the standard hydrogen electrode or another electrode for which the potential has already been derived and that unknown value can be established.

Since the electrode potentials are conventionally defined as reduction potentials, the sign of the potential for the metal electrode being oxidized must be reversed when calculating the overall cell potential. The electrode potentials are independent of the number of electrons transferred —they are expressed in volts, which measure energy per electron transferred—and so the two electrode potentials can be simply combined to give the overall cell potential even if different numbers of electrons are involved in the two electrode reactions.

For practical measurements, the electrode in question is connected to the positive terminal of the electrometer, while the standard hydrogen electrode is connected to the negative terminal.

Reversible electrode 

A reversible electrode is an electrode that owes its potential to changes of a reversible nature. A first condition to be fulfilled is that the system is close to the chemical equilibrium. A second set of conditions is that the system is submitted to very small solicitations spread on a sufficient period of time so, that the chemical equilibrium conditions nearly always prevail. In theory, it is very difficult to experimentally achieve reversible conditions because any perturbation imposed to a system near equilibrium in a finite time forces it out of equilibrium. However, if the solicitations exerted on the system are sufficiently small and applied slowly, one can consider an electrode to be reversible. By nature, electrode reversibility depends on the experimental conditions and the way the electrode is operated. For example, electrodes used in electroplating are operated with a high over-potential to force the reduction of a given metal cation to be deposited onto a metallic surface to be protected. Such a system is far from equilibrium and continuously submitted to important and constant changes in a short period of time. Electrodes used in electroplating do not represent a reversible system and are also consumed during their use.

Standard reduction potential table 

The larger the value of the standard reduction potential, the easier it is for the element to be reduced (gain electrons); in other words, they are better oxidizing agents. 

For example, F2 has a standard reduction potential of +2.87 V and Li+ has −3.05 V: 

 (g) + 2 2 = +2.87 V
  +  (s) = −3.05 V

The highly positive standard reduction potential of F2 means it is reduced easily and is therefore a good oxidizing agent. In contrast, the greatly negative standard reduction potential of Li+ indicates that it is not easily reduced. Instead, Li(s) would rather undergo oxidation (hence it is a good reducing agent). 

Zn2+ has a standard reduction potential of −0.76 V and thus can be oxidized by any other electrode whose standard reduction potential is greater than −0.76 V (e.g., H+ (0 V), Cu2+ (0.34 V), F2 (2.87 V)) and can be reduced by any electrode with standard reduction potential less than −0.76 V (e.g. H2 (−2.23 V), Na+ (−2.71 V), Li+ (−3.05 V)).

In a galvanic cell, where a spontaneous redox reaction drives the cell to produce an electric potential, Gibbs free energy  must be negative, in accordance with the following equation:

       (unit: Joule = Coulomb × Volt)

where  is number of moles of electrons per mole of products and  is the Faraday constant, . 

As such, the following rules apply:

 If  > 0, then the process is spontaneous (galvanic cell):  < 0, and energy is liberated.

 If  < 0, then the process is non-spontaneous (electrolytic cell):  > 0, and energy is consumed.

Thus in order to have a spontaneous reaction ( < 0), must be positive, where:

 

where  is the standard potential at the cathode (called as standard cathodic potential or standard reduction potential and  is the standard potential at the anode (called as standard anodic potential or standard oxidation potential)  as given in the table of standard electrode potential.

See also 
 Nernst equation
 Pourbaix diagram
 Solvated electron
 Standard electrode potential (data page)
 Standard hydrogen electrode (SHE)
 Biochemically relevant redox potentials (data page)

References

Further reading 
Zumdahl, Steven S., Zumdahl, Susan A (2000) Chemistry (5th ed.), Houghton Mifflin Company. 
Atkins, Peter, Jones, Loretta (2005) Chemical Principles (3rd ed.), W.H. Freeman and Company. 
Zu, Y, Couture, MM, Kolling, DR, Crofts, AR, Eltis, LD, Fee, JA, Hirst, J (2003) Biochemistry, 42, 12400-12408
Shuttleworth, SJ (1820) Electrochemistry (50th ed.), Harper Collins.

External links 
Standard Electrode Potentials table
Redox Equilibria
Chemistry of Batteries
Electrochemical Cells
STEP in Non-aqueous solvent

Electrochemical concepts
Electrochemical potentials
표준 전극 전위(標準電極電位, ) 또는 표준 환원 전위(標準還元電位, )는 표준 수소 전극과 환원이 일어나는 반쪽 전지를 결합시켜 만든 전지에서 측정한 전위를 말한다.

표준 환원 전위표 

표준 환원 전위 표는 매우 작은 공간에 헤아릴 수 없이 많은 화학 정보를 담고 있다. 이 표를 이용하여 둘 이상의 산화제나 환원제를 세기의 순서에 따라 나열할 수 있고 많은 산화 환원 반응이 자발적인지 혹은 비자발적인지를 예상할 수 있게 한다.

표준 환원 전위가 양의 값이면 표준 상태에서 수소 이온보다 환원이 잘 되고, 음의 값이면 수소 이온보다 환원이 잘 되지 않음을 뜻한다. 즉 표준 환원 전위 값이 클수록 산화성이 크고, 작을수록 환원성이 커짐을 의미한다. 산화성이 크다는 것은 다른 물질을 잘 산화시킨다는 뜻이므로 표준 환원 전위의 값이 클수록 더 강한 산화제이다. 또한 표준 환원 전위의 값이 작을 수록 환원성이 크므로 다른 물질을 잘 환원시킨다는 뜻이다. 따라서 표준 환원 전위의 값이 더 작을수록 더 강한 환원제이다.

기본 정의 
표준 환원 전위는 표준 수소 전극과 환원이 일어나는 반쪽 전지를 결합시켜 만든 전지에서 측정한 전위를 말하며, 기호로 E°로 표시한다. 표준 환원 전위 값을 통해서 표준 상태에서 특정 전기 화학 반응의 산화-환원 정도를 알 수 있으며, 환원 반쪽 반응을 기준으로 전위값을 나타낸다. 표준은 표준상태를 말하며 온도가 25°C, 압력이 1atm, 이온 농도가 1M임을 말한다. 표준 환원 전위는 표준 전극 전위(standard electrode potential)와 종종 혼용되며, 금속 도체 전극에서 이 두 값은 같다.

측정 
표준 환원 전위를 개별적으로 측정하기는 매우 어려우므로, 전위차계를 이용하여 두 반쪽 반응의 전위차를 측정하여 표준 환원 전위를 측정한다. 이를 위해 전위차계의 플러스 단자를 측정하려는 전기 화학 반응이 표준 상태에 있는 반쪽 전지에 연결한다. 그리고 전위차계의 마이너스 단자를 표준 수소 전극(standard hydrogen electrode)에 연결한다. 표준 수소 전극은 활동도가 1인 수소 기체, 산성 용액, 백금 전극으로 구성되어 있으며, 표준 수소 전극의 표준 환원 전위는 0.000 V로 정해져 있다. 그러므로 전위차계에서 측정된 전압은 우리가 보려는 전기 화학 반응의 표준 환원 전위라고 할 수 있다.

의미 
표준 환원 전위가 양의 값이면 표준 상태에서 수소 이온보다 환원이 잘 되고, 음의 값이면 수소 이온보다 환원이 잘 되지 않음을 뜻한다(즉 음의 값이면 산화가 잘 된다). 즉 표준 환원 전위는 그 값이 클수록 (전극 입장에서) 환원성이 크고, 작을수록 산화성이 커짐을 의미한다. 그러므로 표준 환원 전위 값이 큰 것을 전위차계의 플러스 단자에 연결하고 그 값이 작은 것을 전위차계의 마이너스 단자에 연결하면 자발적으로 구동되는 전지를 구성할 수 있으며, 이때 전지의 기전력은 표준 환원 전위 값의 차이가 클수록 커진다.

표준 환원 전위 표는 매우 작은 공간에 헤아릴 수 없이 많은 화학 정보를 담고 있다. 이 표를 이용하여 둘 이상의 산화제나 환원제를 세기의 순서에 따라 나열할 수 있고 많은 산화 환원 반응이 자발적인지 혹은 비자발적인지를 예상할 수 있게 한다. 또한 전지의 표준 기전력(E°(cell))을 측정할 수 있다.

계산 
반쪽 전지 전극의 전위는 상대적이기 때문에 전극의 전위를 비교하기 위해서는 공통의 척도가 필요하다. 그래서 표준 수소 전극 (SHE)을 표준으로 삼고 표준상태에서 전위를 0으로 정의해 기준으로 설정했다. 이 기준을 통해 표준 수소 전극을 0.00V로 설정하고 전위를 모르는 전극을 표준 수소 전극과 결합하여 갈바닉 전지를 형성할 수 있으며, 갈바닉 전지의 전위는 알 수 없는 전극의 전위를 제공한다. 이 과정을 통해 전위를 알 수 없는 전극을 표준 수소 전극 또는 전위가 이미 도출된 다른 전극과 결합하여 값을 설정할 수 있다.

전극 전위는 통상적으로 환원 전위로 정의되기 때문에, 산화되는 금속 전극에 대한 전위의 부호는 전체 전지 전위를 계산할 때 반대로 되어야 한다.

표준 환원 전위는 변화가 가능하고 계의 크기(질량 등)에 무관한 계의 물리 성질인 세기 성질이기 때문에 이동한 전자의 수와는 관계가 없다. 따라서 서로 다른 수의 전자가 2개의 전극 반응에 관여하더라도 2개의 전극 전위를 이용해 전체 전지 전위를 간단히 계산할 수 있다. 전위는 볼트로 표현되며, 이는 전달되는 전자 당 에너지를 측정한다.

E°(cell) = E°(reduction) + E°(oxidation)

E°(cell) = E°(cathode) - E°(anode)

*환원전극(cathode) : 외부 도선으로부터 전자를 받아 환원되는 금속

*산화전극(anode) : 산화되면서 외부 도선으로 전자를 방출하는 금속

출처: https://nate9389.tistory.com/1348 [정빈이의 공부방]

를 이용하여   E°(reduction)에는 표준 환원 전위 표에 나타난 E°의 값을 적고 E°(oxidation)에는 표에 나타난 E°에 음의 부호를 붙인 값을 적어주어 그 합으로 전지의 전압을 구할 수 있다.

E °cell > 0이면 과정은 자발적이다. (전지)

E °cell < 0이면 과정은 비자발적이다. (전기분해)

응용 
표준 환원 전위를 통하여 자유에너지(Free energy)를 구할 수 있다.

ΔG°= −RT lnK°= −nFE°

( R=기체상수, T=절대온도, n=이동한 전자의 몰 수, K=평형상수, F=페러데이 상수)

위 식을 통해 평형상수와 표준전압의 식을 유도할 수 있다.

E°= (0.0257(V)/n)lnK°or,

E°= (0.0592(V)/n)logK°

ΔG° < 0 ⇔ E° > 0 ⇔ K > 1 (자발적)

ΔG° > 0 ⇔ E° < 0 ⇔ K < 1 (비자발적)

네른스트 식(Nernst equation) 
네른스트 식(Nernst equation)이란 전기화학에서 양 극의 전해질의 농도가 같지 않을 경우에도 이온화 상수와 pH값을 이용하여 전지의 전극 전위 E를 기술하는 식이다.

E=E°-(RT/nF)lnQ=E°-(0.0257(V)/n)lnQ=E°-(0.0592(V)/n)logQ

( R=기체상수, T=절대온도, n=이동한 전자의 몰 수, Q=반응지수, E=표준상태가 아닐때의 전압)

참고 문헌 및 출처 
 Raymond Chang 12th Edition 18장 전기화학
 D.C. Harris, 분석화학 제9판, 강용철, 김영일, 문명희, 여인형, 이동수, 이승호, 정두수, 정혁 번역, 자유아카데미, 2017.
 McMURRY.FAY, 일반화학, 화학교재편찬위원회,Pearson(2009), 667~668

전기화학
퍼텐셜