Elektrodenpotenzial und Normalpotenzial  
Taucht man einen Kupferstab in eine Kupfer(II)salzlösung, gehen Kupfer-Ionen in Lösung, während am Kupferstab die dabei gebildeten Elektronen verbleiben. Dadurch baut sich ein elektrochemisches Potenzial auf. Dieses verhindert die weitere Bildung von Kupfer-Ionen, nach einiger Zeit stellt sich ein Gleichgewicht ein:
 
Cu   Cu²⁺  +  2 e^-
 
In der Elektrochemie wird ein solches Element, bestehend aus einer Kupferelektrode und der entsprechenden Salzlösung, auch als Halbzelle bezeichnet (Cu/Cu²⁺).
 
Das Gleichgewicht ist von der Konzentration der Kupfer-Ionen in der Lösung und von der Temperatur abhängig. Die Elektronen im Kupferstab bewirken einen Elektronendruck, die Elektronen könnten mit Hilfe eines elektrischen Leiters abgeleitet werden. Je besser ein Metall oxidierbar ist, umso mehr Ionen in der Lösung werden gebildet und umso höher ist der Elektronendruck im Metallstab. Bei einer Zn/Zn²⁺-Halbzelle ist der Elektronendruck im Zinkstab daher höher als im Kupferstab. Verbindet man die beiden Halbzellen (Cu/Cu²⁺und Zn/Zn²⁺) mit Hilfe einer elektrisch leitfähigen Brücke, fließen Elektronen vom Zinkstab zum Kupferstab. Es entsteht eine messbare, elektrische Spannung. Die absoluten Elektrodenpotenziale der einzelnen Halbzellen können nicht gemessen werden, es benötigt immer zwei Halbzellen.
 
Um damit arbeiten zu können, wurde als Bezugspunkt die Normal-Wasserstoffelektrode gewählt. Eine Platinelektrode taucht in eine Säurelösung mit der Konzentration von 1mol/l und wird von Wasserstoff bei einem Druck von 101,3 kPa umspült. Diese Halbzelle erhält das festgelegte Elektrodenpotenzial von E⁰= 0,00 Volt. Das Normalpotenzial der anderen Halbzellen wird immer relativ zur Normal-Wasserstoffelektrode gemessen. Edle Metalle stehen in der Tabelle unterhalb der Normal-Wasserstoffelektrode, sie lassen sich schwer oxidieren, sie geben wenig Ionen in die Lösung ab und bilden in der Elektrode einen niedrigen Elektronendruck aus. Die nachfolgende Tabelle enthält eine Auswahl an Metall-Metallsalz-Halbzellen mit der Normal-Wasserstoffelektrode als Bezugspunkt:
 
 

Name des Metalls	Halbreaktion Reduktion	Halbreaktion Oxidation	Normalpotenzial *) (E0/Volt bei 25°C)
Lithium	Li	Li+  +  e-	-3,04
Caesium	Cs	Cs+  +  e-	-3,03
Rubidium	Rb	Rb+  +  e-	-2,98
Francium	Fr	Fr+  +  e-	-2,90
Kalium	K	K+  +  e-	-2,93
Barium	Ba	Ba2+  +  2e-	-2,91
Strontium	Sr	Sr2+  +  2e-	-2,90
Calcium	Ca	Ca2+  +  2e-	-2,87
Radium	Ra	Ra2+  +  2e-	-2,80
Natrium	Na	Na+  +  e-	-2,71
Lanthan	La	La3+  +  3e-	-2,38
Magnesium	Mg	Mg2+  +  2e-	-2,37
Cer	Ce	Ce3+  +  3e-	-2,34
Uran	U	U3+  +  3e-	-1,80
Aluminium	Al	Al3+  +  3e-	-1,66
Titan	Ti	Ti2+ + 2e-	-1,63
Mangan	Mn	Mn2+  +  2e-	-1,19
Vanadium	V	V2+  +  2e-	-1,18
Niob	Nb	Nb3+  +  3e-	-1,10
Chrom	Cr	Cr2+  +  2e-	-0,91
Zink	Zn	Zn2+  +  2e-	-0,76
Chrom	Cr	Cr3+  +  3e-	-0,74
Gallium	Ga	Ga3+  +  3e-	-0,55
Eisen	Fe	Fe2+  +  2e-	-0,45
Cadmium	Cd	Cd2+  +  2e-	-0,40
Indium	In	In3+  +  3e-	-0,34
Cobalt	Co	Co2+  +  2e-	-0,28
Nickel	Ni	Ni2+  +  2e-	-0,26
Molybdän	Mo	Mo3+  +  3e-	-0,20
Zinn	Sn	Sn2+  +  2e-	-0,14
Blei	Pb	Pb2+  +  2e-	-0,13
Wolfram	W	W3+  +  3e-	-0,10
Eisen	Fe	Fe3+  +  3e-	-0,04
Wasserstoff	H2	2H+  +  2e-	0,00
Rhenium	Re	Re3+ +  3e-	+0,30
Kupfer	Cu	Cu2+  +  2e-	+0,34
Ruthenium	Ru	Ru2+  +  2e-	+0,46
Kupfer	Cu	Cu+  +  e-	+0,52
Thallium	Tl	Tl3+  +  3e-	+0,74
Rhodium	Rh	Rh3+  +  3e-	+0,76
Silber	Ag	Ag+  +  e-	+0,80
Quecksilber	Hg	Hg2+  +  2e-	+0,80
Palladium	Pd	Pd2+  +  2e-	+0,96
Iridium	Ir	Ir3+  +  3e-	+1,16
Platin	Pt	Pt2+  +  2e-	+1,18
Gold	Au	Au3+  +  3e-	+1,50
Gold	Au	Au+  +  e-	+1,69
			*) gerundet auf 2 Stellen nach dem Komma

 
 

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