Электро́дный потенциа́л, разность электростатических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Возникновение электродного потенциала обусловлено пространственным разделением зарядов противоположного знака на границе раздела фаз и образованием двойного электрического слоя. На границе между металлическим электродом и раствором электролита пространственное разделение зарядов связано со следующими явлениями: переносом ионов из металла в раствор (или наоборот) в ходе установления электрохимического равновесия; электростатической (кулоновской) адсорбцией ионов из раствора на поверхность металла; смещением электронного газа металла относительно положительно заряженного ионного остова кристаллической решётки; специфической (некулоновской) адсорбцией ионов или полярных молекул растворителя на электроде. Последние два явления приводят к тому, что электродный потенциал не равен нулю даже при условиях, когда свободный заряд поверхности металла равен нулю.

Абсолютную величину электродного потенциала отдельного электрода определить невозможно, поэтому измеряют всегда разность потенциалов исследуемого электрода и некоторого электрода сравнения. Электродный потенциал равен электродвижущей силе электрохимической цепи, составленной из исследуемого электрода и электрода сравнения (диффузионный потенциал на границе между разными электролитами при этом должен быть устранён). Для водных растворов в качестве электрода сравнения обычно используют водородный электрод (Pt, H₂∣H⁺), потенциал которого при давлении водорода 0,101 МПа и термодинамической активности $a$ ионов H⁺ в растворе, равной 1, принимают условно равным нулю (водородная шкала электродного потенциала). При схематическом изображении цепи водородный электрод всегда записывают слева; например, потенциал медного электрода в растворе соли меди равен электродвижущей силе цепи Pt, H₂∣HCl┊┊CuCl₂∣Cu∣Pt (две вертикальные штриховые черты означают, что диффузионный потенциал на границе растворов HCl и CuCl₂ устранён).

Если металл электрода инертен и погружён в раствор, который содержит окисленную $Ox$ и восстановленную $Red$ формы компонентов раствора, находящиеся в равновесии $Ox + nе ^−⇄Red$, то возникающий электродный потенциал называют окислительно-восстановительным (или редокс) потенциалом.

В стандартных условиях, когда активности всех компонентов, определяющих электродный потенциал, равны 1, а давление газа (для газовых электродов) равно 0,101 МПа, значение электродного потенциала называют стандартным (обозначение $E^0$). Ранее для этой величины использовали термин «нормальный потенциал». Величина $E^0$ связана со стандартным изменением энергии Гиббса и константой равновесия $K_р$ электрохимической реакции, определяющей величину электродного потенциала, уравнением: $–ΔG=nFE^0=RT\ln K_р,$ где $F$ – число Фарадея; $n$ – число электронов, участвующих в реакции; $R$ – газовая постоянная; $T$ – абсолютная температура. Значения $E^0$ электрохимических систем по отношению к водородному электроду (найденные экспериментально либо рассчитанные из термодинамических данных) и соответствующие электродные реакции сведены в специальные таблицы. При помощи таких таблиц можно составлять уравнения различных химических реакций, решать вопрос о направлении этих реакций и полноте их протекания.

Если расположить металлы в порядке увеличения их стандартных электродных потенциалов, получим т. н. электрохимический ряд напряжений. Он характеризует изменение химической активности при переходе от одного металла к другому. В сокращённом виде этот ряд выглядит следующим образом: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H₂, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au. Металлы, стоящие слева от H₂, вытесняют водород из водных растворов кислот-неокислителей; металлы, стоящие левее, вытесняют металлы, стоящие правее, из растворов солей последних.

Зависимость электродного потенциала от термодинамических активностей $a_i$ участников электрохимической реакции выражается уравнением Нернста: $E=E^0-(RT/nF)\underset{i}\sum \nu _i\ln a_i,$где $\nu _i$ – стехиометрический коэффициент участника реакции, причём для $Ox$ формы это отрицательная величина, для $Red$ формы – положительная. Таким образом, например, для медного электрода в растворе соли меди:

$E_{{Cu^{2+} / Cu}}=E_{{Cu{^{2+}} / Cu}}^0+(RT/2F)\ln a_{{Cu^{2+}}},$а для редокс-реакции ${MnO_4^{-}}+5е ^−+{8H^+}={Mn^{2+}}+{4H_2O}$ уравнение имеет вид:

$E_{{MnO_4^- /Mn^{2+}}}=E^0_{{MnO_4^- /Mn^{2+}}}+(RT/5F)\ln (a_{{MnO_4^- }}a^8_{{H^+}}/a_{{Mn^{2+}}}).$

Если через электрод протекает электрический ток, величина электродного потенциала отклоняется от равновесного значения из-за конечной скорости процессов, происходящих непосредственно на границе электрод – электролит.