Elektrodepotentialet for en halvcelle, er halvcellens elektromotoriske kraft (EMK). Den spændingsforskel man måler på et batteri, f.eks. et 1,5 volt AA batteri, er hele cellens EMK, og kommer af forskellen i bidragene fra de to halvceller, altså forskellen i de to halvcellers EMK.

Når man skal beregne elektrodepotentialet for en halvcelle, bruger man Nernst-ligningen, som for halvceller ser således ud (vær opmærksom på, at der også er en version for hele celler):

E = E° -	R · T	· ln(Q)
	z · F

E	= elektrodepotentialet for halvcellen
E°	= standardelektrodepotentialet for en halvcelle, dvs. E ved 1 M og 25 °C
R	= den molære gaskonstant
T	= temperaturen i grader Kelvin
z	= antallet af elektroner der overflyttes
F	= Faradays konstant
Q	= reaktionsbrøken

Når man arbejder med Nernst-ligningen, er et vigtigt at være opmærksom på, at vi arbejder med reaktionsbrøken Q (i dansk undervisningsmateriale kaldes den til tider Y i stedet) og ikke ligevægtskonstanten K, med mindre vi er der hvor elementets EMK er 0. Dette bliver gennemgået nærmere på siden 'Ligevægtberegninger'.

På dansk har man i kemi haft tradition for at bruge e i stedet for E for at benævne elektrodepotentialet, men den korrekte skrivemåde er E iflg. IUPAC, så det bliver den notation der anvendes i dette materiale.

Til opgaveregning i undervisningssystemet kan man godt lide en forsimplet version af Nernst-ligningen, hvor temperaturen er sat til 25 °C. Man kan derfor støde på denne version af Nernst-ligningen:

E = E° -	0,0592 V	· log(Q)
	z

E	= elektrodepotentialet for halvcellen
E°	= standardelektrodepotentialet for en halvcelle, dvs. E ved 1 M og 25 °C
z	= antallet af elektroner der overflyttes
Q	= reaktionsbrøken

Den forsimplede version af Nernst-ligningen gav god mening før i tiden, da vi ikke havde de værktøjer til computere, som vi har i dag. I dag er det mere hensigtsmæssigt at bruge Nernst-ligningen i sin rigtige form, f.eks. i et regneark eller andet software til matematik.

Når man skal regne på elektrodepotentialerne, starter man med at opskrive cellediagrammet for halvcellen. Det kunne f.eks. være en sølvelektrode med 0,5 M AgNO₃ ved 25 °C. Det ser således ud:

Ag(s) │ Ag⁺(aq, 0,50 M)

Den tilhørende cellereaktion er:

Ag⁺(aq) + e⁻ Ag(s)

Ud fra oplysningerne, kan vi nu samle sammen at

E°	= 0,800 V (fundet ved tabelopslag)
R	= 8,31451 J/(mol · K)
T	= 298 K
z	= 1
F	= 9,65 · 104 C/mol
Q	= [Ag+]-1 = 2 M-1

Vi kan nu finde elektrodepotentialet E(Ag/Ag⁺)

E(Ag/Ag+) = 0,800 V -	8,31451 J/(mol · K) · 298 K	· ln(2 M-1) = 0,78 V
	1 · 9,65 · 104 C/mol