Si consideri la seguente reazione redox in forma ionica netta S₂O₈^2- + CrO₂^- => SO₄^2- + CrO₄^2- (ambiente basico). Alla luce degli esempi svolti nelle pagine precedenti si riporta una soluzione un po' più sintetica e senza evidenziare i passaggi in rosso.

1) Determinare il numero di ossidazione degli atomi presenti. Con facili conti si ottiene:

 +7 -2           +3-2           +6-2          +6 -2
S2O82- + CrO2- => SO42- + CrO42-

2) Scrivere a parte in semireazioni gli atomi con variazione di n.o..

  +7                 +6
 S2O82- =>  SO42-

 +3             +6
CrO2- => CrO42-

3) Bilanciare gli atomi con variazione di n.o.. E' evidente che gli atomi di S non sono bilanciati. Allora:

  +7                 +6
 S2O82- => 2SO42-

 +3             +6
CrO2- => CrO42-

4) Evidenziare gli e^- complessivamente messi in gioco. Ogni atomo di S passa da +7 a +6 riducendosi. Poiché di atomi di 2 ce ne sono 2, la variazione totale di numero di ossidazione è pari a 2 ossia la semireazione di riduzione mette in gioco complessivamente 2e. Per quanto riguarda la semireazione di ossidazione, passando ogni Cr da +3 a +6, vi sono 3 elettroni in gioco. Quindi:

         +7                 +6
2e + S2O82- => 2SO42-

 +3             +6
CrO2- => CrO42- + 3e