Los potenciales de reducción estándar dados son:

Una especie es más oxidante cuanto mayor sea su potencial de reducción estándar. Comparando los valores, $E^{\circ}(\ce{Ag+/Ag}) = 0,80 \text{ V}$ es el valor más positivo entre los tres. Esto significa que $\ce{Ag+}$ tiene la mayor tendencia a reducirse y, por tanto, es la especie más oxidante.

En una pila galvánica, el electrodo con el mayor potencial de reducción estándar actuará como cátodo (donde ocurre la reducción), y el electrodo con el menor potencial actuará como ánodo (donde ocurre la oxidación). Para la pila $\ce{Fe}$/$\ce{Ag}$:

El potencial estándar de la pila se calcula como la diferencia entre el potencial del cátodo y el del ánodo:

Para determinar cuál electrodo actúa como ánodo, se comparan sus potenciales de reducción estándar:

El plomo tiene un potencial de reducción más negativo ($-0,13 \text{ V}$) que la plata ($0,80 \text{ V}$). Por lo tanto, el plomo tiene una mayor tendencia a oxidarse (actuar como reductor) y, consecuentemente, actuará como ánodo en la pila, mientras que la plata actuará como cátodo.

Para que el plomo se oxide, debe actuar como reductor, y la reacción sería $\ce{Pb -> Pb^2+ + 2e-}$. Para que esta reacción ocurra espontáneamente con $\ce{Fe^2+}$, la especie $\ce{Fe^2+}$ debe ser capaz de reducirse, es decir, actuar como oxidante ($\ce{Fe^2+ + 2e- -> Fe}$). La reacción global sería:

El potencial estándar de esta reacción se calcula como el potencial de reducción del oxidante menos el potencial de reducción del reductor:

Dado que el potencial estándar de la reacción ($E^{\circ}_\text{reacción} = -0,31 \text{ V}$) es negativo, la reacción no es espontánea en las condiciones estándar. El $\ce{Fe^2+}$ es un oxidante más débil que el $\ce{Pb^2+}$, por lo que no puede oxidar al $\ce{Pb}$ metálico.