• Reazioni di disproporzione. Sono reazioni redox in cui lo scambio elettronico avviene fra molecole dello stesso tipo. In tal modo, la stessa specie chimica si comporta sia da ossidante che da riducente. Esempio:
  $$\begin{eqnarray*} {Cl_2}+6{H_2O}&=&2{ClO_3^-}+12{H^+}+10{e^-}\\ 5{Cl_2}+10{e^-}&=&10{Cl^-}\\ \hline 6{Cl_2}+6{H_2O}&=&2{ClO_3^-}+12{H^+}+10{Cl^-} \end{eqnarray*}$$
  
  

  Nelle reazioni di disproporzione, le due coppie redox implicate condividono un membro, che gioca il ruolo di forma ossidata in una coppia e di forma ridotta nell'altra. Nell'esempio appena visto, le coppie redox implicate nella reazione sono $ClO_3^-/Cl_2$ e $Cl_2/Cl^-$: il $Cl_2$ e' il membro comune alle due coppie, essendo la forma ridotta della prima e la forma ossidata della seconda.

• Il fatto che una reazione redox possa essere scomposta in due semireazioni si puo' utilizzare per il suo bilanciamento, nel senso che le due semireazioni possono essere bilanciate separatamente e poi sommate per dare la reazione globale.