Η ηλεκτροχημική σειρά των πρότυπων δυναμικών μας επιτρέπει να προβλέψουμε αν μία οξειδοαναγωγική αντίδραση γίνεται αυθόρμητα ή όχι. Για παράδειγμα, έστω ότι θέλουμε να προβλέψουμε αν τα ιόντα ιωδίου σε διάλυμα μπορούν να οξειδωθούν προς στοιχειακό ιώδιο από ένα διάλυμα ιόντων σιδήρου (ΙΙΙ):

Από τον πίνακα πρότυπων δυναμικών, βρίσκουμε τα δυναμικά των ημιαντιδράσεων :

Ι_2(aq) + 2e^-    2Ι^-_(aq)              Ε^o = +0,54 V

Fe³⁺_(aq) + e^-    Fe²⁺_(aq)         Ε^ο = +0,77 V

1ος τρόπος: Συγκρίνοντας τα πρότυπα δυναμικά

Κριτήριο: «μία οξειδοαναγωγική αντίδραση γίνεται αυθόρμητα με κατεύθυνση από το ισχυρότερο αναγωγικό και το ισχυρότερο οξειδωτικό προς το ασθενέστερο οξειδωτικό και το ασθενέστερο αναγωγικό». Γνωρίζουμε, όμως, ότι όσο μεγαλύτερο είναι το πρότυπο δυναμικό τόσο ισχυρότερο είναι το οξειδωτικό, ενώ όσο μικρότερο είναι το πρότυπο δυναμικό τόσο ισχυρότερο είναι το αναγωγικό. Επομένως, σε υδατικό διάλυμα:

• τα ιόντα 2Ι^- είναι ισχυρότερο αναγωγικό από τα ιόντα Fe²⁺
• τα ιόντα Fe³⁺ είναι ισχυρότερο οξειδωτικό από το Ι_2.     

Συνεπώς, η αντίδραση γίνεται με κατεύθυνση από το ισχυρότερο αναγωγικό και το ισχυρότερο οξειδωτικό προς το ασθενέστερο οξειδωτικό και το ασθενέστερο αναγωγικό και επομένως είναι αυθόρμητη.

2ος τρόπος: Βάσει της σχέσης: E^o_cell = E^o_{(καθόδου)} - Ε^o_{(ανόδου)}

Ελέγχουμε, δηλαδή, αν η αντίδραση μπορεί να αποτελέσει την συνολική ηλεκτροχημική δράση ενός γαλβανικού στοιχείου υπολογίζοντας το δυναμικό του σε πρότυπες συνθήκες. Έτσι, αν η διαφορά των πρότυπων δυναμικών των ημιστοιχείων στο υποθετικό αυτό γαλβανικό στοιχείο έχει θετική τιμή, η αντίδραση γίνεται αυθόρμητα. Αντίθετα, αν έχει αρνητική τιμή, η αντίδραση δε γίνεται ή πιο σωστά δε γίνεται αυθόρμητα στην κατεύθυνση που είναι γραμμένη, αλλά στην αντίθετη κατεύθυνση.

Στο παράδειγμα, τα ανιόντα Ι^- οξειδώνονται προς στοιχειακό Ι₂, ενώ τα κατιόντα Fe³⁺ ανάγονται προς κατιόντα Fe²⁺. Έτσι, λαμβάνοντας υπόψη ότι στην άνοδο γίνεται πάντα οξείδωση και στην κάθοδο αναγωγή, έχουμε:

Ε^o_cell = Ε^o_{(καθόδου)} – Ε^o_{(ανόδου)} = +0,77 V – (+0,54 V) = +0,23 V > 0

Επομένως, η αντίδραση ανάμεσα στα ιόντα Ι^- και Fe³⁺ σε υδατικό διάλυμα γίνεται αυθόρμητα στην κατεύθυνση που είναι γραμμένη, γεγονός το οποίο επιβεβαιώνεται και πειραματικά.

Παρατηρήσεις

1. Το πρότυπο δυναμικό μετριέται σε πρότυπες συνθήκες. Ωστόσο, συχνά οι οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις πραγματοποιούνται σε συνθήκες που απέχουν από τις πρότυπες. Το 1889 o Walther H. Nernst έδειξε ότι το δυναμικό (Ε) μιας οξειδοαναγωγικής αντίδρασης της γενικής μορφής: a A + b B    c C + d D, σε ορισμένες συνθήκες, μπορεί να υπολογιστεί συναρτήσει του πρότυπου δυναμικού (E^ο) από τη σχέση:

όπου: R είναι η παγκόσμια σταθερά των αερίων (8,314510 J/K.mol), T η θερμοκρασία σε βαθμούς Kelvin, n ο αριθμός των ηλεκτρονίων που μεταφέρονται και F η σταθερά Faraday (9,6485309.10⁴C/mol). Ο λόγος των συγκεντρώσεων στην εξίσωση είναι το γνωστό πηλίκο αντίδρασης (Q_c), που στην κατάσταση χημικής ισορροπίας είναι ίσο με τη σταθερά χημικής ισορροπίας (Κ_c).

2. Σε μία οξειδοαναγωγική αντίδραση τα ηλεκτρόνια ρέουν αυθόρμητα όσο το σύστημα απέχει από την κατάσταση χημικής ισορροπίας. Όσο, όμως, πλησιάζει στη χημική ισορροπία, η ροή των ηλεκτρονίων ελαττώνεται, με αποτέλεσμα να ελαττώνεται και το δυναμικό. Στη θέση χημικής ισορροπίας, όπου δεν υπάρχει πλέον καθαρή ροή ηλεκτρονίων, το δυναμικό μιας οξειδοαναγωγικής αντίδρασης γίνεται ίσο με μηδέν. Κατά συνέπεια, αντικαθιστώντας στην εξίσωση του Nernst (1), έχουμε:

Από τη σχέση αυτή (2), μπορούμε να υπολογίσουμε τη σταθερά χημικής ισορροπίας μιας οξειδοαναγωγικής αντίδρασης σε μία ορισμένη θερμοκρασία, εφόσον γνωρίζουμε το πρότυπο δυναμικό της και τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μεταφέρονται.