Redokspotenciāls, kas pazīstams arī kā standarta elektroda potenciāls, ir mērs, cik viegli viela zaudē vai iegūst elektronus reducēšanas-oksidācijas jeb “redoks” reakcijā, ķīmiskā reakcijā, kurā viens reaģents tiek reducēts, bet otrs oksidēts. Elektroni pārvietojas no reducētāja uz oksidētāju. To var izteikt kā elektrisko potenciālu starp abiem un mērīt voltos. Negatīvā vērtība norāda uz reducētāju, kam ir tendence zaudēt elektronus, un pozitīva vērtība norāda uz oksidētāju, kam ir tendence iegūt elektronus. Redokspotenciālu dažreiz apzīmē ar E°.
Praktiski redokspotenciālu var izmērīt tikai vielu pāriem, un tas, vai elektroni plūst no vai uz noteiktu ķīmisko vielu, ir atkarīgs no otra pāra dalībnieka. Tāpēc tā ir relatīva, nevis absolūta vērtība. Lai noteiktu elementu, savienojumu un jonu standartvērtības, redokspotenciāla mērījumus veic pret ūdeņraža “standartu”, kura E° ir nulle, tātad visas šādas vērtības ir attiecināmas uz ūdeņradi.
Lai noteiktu E° konkrētai vielai, tiek uzbūvēta elektroķīmiskā šūna, kas sastāv no divām pusšūnām. Viens sastāv no H+ joniem un neitrāla ūdeņraža līdzsvarā un ir pazīstams kā standarta ūdeņraža elektrods. Otra satur pārbaudāmo vielu, atkal ar jonu un neitrālu formu līdzsvarā. Abus savieno sāls tilts, kurā ir piemērots elektrolīts, un šūna ir savienota ar voltmetru, pabeidzot ķēdi. Ja ir atšķirības redokspotenciālā, elektroni mēģinās plūst vienā vai otrā virzienā, radot potenciālu starpību, ko mēra ar voltmetru – šajā gadījumā tiek izmantots augstas pretestības voltmetrs, lai novērstu faktisku pašreizējo, jo tas samazinātu potenciālu.
Ja elektroni plūst no ūdeņraža pusšūnas uz otru, vielai ir pozitīvs redokspotenciāls un šajā kontekstā tā ir oksidētājs. Ja elektroni plūst pretējā virzienā, E° ir negatīvs, norādot uz reducētāju. Šeit lietotie termini “oksidēšana” un “reducēšana” attiecas uz ūdeņradi — pārbaudāmā ķīmiskā viela var izturēties atšķirīgi attiecībā pret citu aģentu. Piemēram, šajā scenārijā ūdeņradis darbojas kā reducētājs vai oksidētājs atkarībā no tā, kas atrodas šūnas otrā pusē.
Tādā veidā ir sastādīta standarta redokspotenciāla tabula, kurā parādītas E° vērtības dažādām “pusreakcijām”, kas ietver elektronu pievienošanu konkrētajam aģentam, kā tas būtu vienā redoksreakcijas pusē. Piemēram, redokspotenciāls litija jonam, iegūstot elektronu, tiek parādīts kā pusreakcija: Li+ + e- -> Li ar E° vērtību -3.05 volti, kas norāda, ka litijs ir spēcīgs reducētājs. Hlorīda jonu veidošanās vērtība, pievienojot hloram elektronus, ir parādīta kā Cl2 + 2e- ->2Cl- ar E° +1.36 volti, tātad hlors ir oksidētājs. Zinot divu vielu redokspotenciālus, ir iespējams paredzēt, vai starp tām ir teorētiski iespējama redoksreakcija.