編審觀點：
氧化還原電位是氧化還原反應半反應的電極電勢。
原則上，任何氧化還原反應都可以設計成半電池，兩個半池連通，都可以形成原電池、向外電路釋放電流。兩個半電池連通後可產生電流表明，兩個電極的電位（也稱「電勢」）是不同的。物理學規定：電流從正極流向負極，正極的電勢高於負極；電池的電動勢等於正極電極電勢與負極電極電勢之差：E=φ+-φ-。
電池的電動勢可以直接測定，但電極電勢無法測定絕對值、只能測相對值，這就需要有一個基準電極與所需測定的電極連通形成原電池，再測得該原電池的電動勢做為被測電極電勢的相對值。測定時所用的基準電極是標準氫電極。
根據國際規定，298K時含H+濃度為1mol/L的溶液、1標準大氣壓的氫氣的電極，稱為標準氫電極（其構造如下圖所示），並規定其電極電勢φθ（H+/H2）=0。
氫電極
用氫電極為基準的原因之一是該電極的電極電勢十分穩定，所以可用來測定其它半反應的電極電勢。當某半電池與標準氫電極相連時為正極，則該半電池的半反應的電極電勢為正值，例如：半電池Cu2+(1mol/L)/Cu（298K）與標準氫電極相連時並測得電動勢為0.34V，則φθ（Cu2+/Cu）=0.34V。反之，當某半電池與標準氫電極相連時為負極，則該半電池的半反應的電極電勢為負值，例如：
半電池Zn2+(1mol/L)/Zn（298K）與標準氫電極相連時並測得電動勢為-0.76V，因此，φθ（Zn2+/Zn）=-0.76V。（這裡都是標準態的電極電勢，簡稱標準電極電勢）
氧化還原電勢有多種理論價值和實際價值。可以用來：
比較氧化劑或還原劑的相對強弱，電極電勢的大小反映物質在水溶液中氧化還原能力的強弱。電極電勢高，對應電對中的氧化型物質是強氧化劑；還原型物質是弱還原劑；電極電勢低，對應電對中的還原型物質是強還原劑，氧化型物質是弱氧化劑。
計算原電池的標準電動勢E0和電動勢E。
氧化還原電勢還可以判斷氧化還原反應進行的程度。化學反應進行的程度可以根據標準平衡常數來衡量，氧化還原反應的標準平衡常數可根據有關電對的標準電極電勢求得，因此，用電極電勢可以判斷氧化還原反應進行的程度。
溶液的pH及物質的某些常數弱酸的pH、解離常數K、難溶化合物的溶度積Ksp、配合物的穩定常數Kf等都可以用測定電池電極電勢的方法求得。