• In tale soluzione si avra' dunque la reazione redox data dalla somma della semireazione relativa alla coppia ${MnO_4^-}/{Mn^{2+}}$ scritta come riduzione e della semireazione relativa alla coppia ${Ag^+}/Ag$ scritta come ossidazione:
  
  $$\begin{array}{rcccr} \mbox{RED:}&{MnO_4^-}+8{H^+}+5{e^-}&=&{... ...MnO_4^-}+8{H^+}+5Ag&=&{Mn^{2+}}+4{H_2O}+5{Ag^+}&\\ \end{array}$$
  
  

• In generale, come gia' detto parlando delle reazioni redox, date due coppie redox, si puo' scrivere una reazione redox completa. Il verso in cui tale reazione procede spontaneamente si desume dai potenziali elettrodici relativi alle due coppie redox implicate: la forma ossidata della coppia redox a potenziale maggiore ossidera' la forma ridotta della coppia redox a potenziale minore.
• Ad esempio, dalla tabella dei potenziali standard si ha:
  $$\begin{eqnarray*} {Cu^{2+}}+2{e^-}=Cu&&E^\circ_{{Cu^{2+}}/Cu}=0.34\;V\\ {Zn^{2+}}+2{e^-}=Zn&&E^\circ_{{Zn^{2+}}/Zn}=-0.76\;V\\ \end{eqnarray*}$$
  
  
  Da cio' si desume che una sbarretta di $Zn$ (forma ridotta della coppia redox a potenziale minore) verra' attaccata da una soluzione contenente ioni ${Cu^{2+}}$ (forma ossidata della coppia redox a potenziale maggiore) secondo:
  
  $${Cu^{2+}}+Zn=Cu+{Zn^{2+}}$$
  
  
  Viceversa, una sbarretta di $Cu$ e' stabile in una soluzione contenente ioni ${Zn^{2+}}$ in concentrazione $1\;M$.