$\ce{Cu^2+}$ ox
$\ce{Cu+}$ ion $\leftarrow$ esta especie no es estable en disolución acuosa y da las otras dos.
$\ce{Cu^0}$ red
Esto pasa cuando $E°_{\!\! \rm \lower 2mu {ox/ion}} < E°_{\!\! \rm \lower 2mu {ion/red}}$. En forma de reacción:
$\ce{2 ion^z+ -> ox^{+(z + n)} + red^{+(z - n)}}$
Ejemplo:
$\ce{2 Cu+ -> Cu^0 + Cu^2+} \qquad \underbrace{ E°_{\!\! \ce{Cu^2+ \mspace{-1mu}/ Cu+}} = \pu{0,17 v} \quad E°_{\!\! \ce{Cu+ / Cu^0}} = \pu{0,57 v} }_{\text{más oxidante el $\ce{Cu+}$ que el $\ce{Cu^2+}$}} $
A esto se le llama desproporción o dismutación.
Otros ejemplos son:
$ \def\rarrow#1#2{ \stackrel{#1}{ \underset{\raise 0.2em {\smash[t]{#2}}}{ \Rule{0pt}{0.3em}{0pt} \smash{ \xrightarrow[\hspace{8px}\hphantom{#2}\hspace{8px}]{\hspace{8px}\hphantom{#1}\hspace{8px}} } } } } \ce{3NO2- + 2 H+ \rarrow{}{+Q} NO3- + 2NO + H2O} $
$\ce{3 ClO- -> 2 Cl- + ClO3-}$
En la desproporción del $\ce{Cu+}$, se puede desplazar hacia el $\ce{Cu+}$ la reacción o impedir la desproporción basándose en los potenciales condicionales, como por ejemplo complejando el $\ce{Cu+}$ o haciéndolo precipitar.
Otro ejemplo:
$\ce{2 Hg^2+ + 2 $e^-$ -> Hg2^2+} \qquad E° = \pu{0,91 v}$
$\ce{Hg2^2+ + 2 $e^-$ -> 2 Hg} \qquad E° = \pu{0,81 v}$
$ \ce{Hg2^2+ + 4 CN- -> Hg^0 + \underbrace{ [Hg(CN)4]^2- }_{ \begin{subarray}{l} \text{estabiliza el} \rlap{\text{$\ce{Hg^2+}$ haciendo}} \\ \text{posible la} \rlap{\text{reacción cuantitativamente}} \end{subarray} }} $