Pensando na situação inicial, podemos montar uma célula galvânica como: Analisando as espécies em solução, devemos ter os íons prata reduzindo, visto que metais nobres apresentam elevado potencial de redução, analogamente, o cobre do fio deve oxidar. Nesse sentido, a reação ocorre no copo $B$ devido ao contato direto do cobre com os íons prata, além destes estarem numa mesma concentração nos dois copos - ou seja, mesmo potencial. Veja a reação que deve ocorrer:\begin{matrix} \text{Redução:} & \ce{Ag+ + 2e- -> Ag} \\ \text{Oxidação:} & \ce{Cu ->Cu^{2+} + 2e} \\ \hline \text{Reação:} & \ce{Cu + Ag+ ->Cu^{2+} + Ag} \end{matrix}Com isso, após certo período de tempo, a prata deve ter se depositado no fio de cobre então corroído, aumentando a concentração de íons cobre em solução e diminuindo a de íons prata - isto em $B$. Adiante, ao pôr o multímetro, a concentração de íons prata em $B$ já decresceu, consequentemente, seu potencial também - vide Equação de Nernst. Nesse contexto, torna-se mais favorável a redução dos íons prata em $A$, em que elétrons saem do fio de cobre até o eletrodo de prata em $A$ para promover a reação. Nessa perspectiva, ao deixar o processo ocorrer, o potencial de $A$ irá diminuir, visto que a concentração de íons prata irá decrescer conforme redução. Portanto, a diferença de potencial deve decrescer no processo até o momento em que ela seja nula, isto é, o processo cesse por falta de material, seja o fio de cobre completamente corroído, ou os íons prata expressivamente consumidos.\begin{matrix}Letra \ (B) \end{matrix}$\color{orangered}{\text{Obs:}}$ Repare que o momento no qual o processo cessa confere mesma concentração de íons prata em ambos os copos, viso que se houvesse diferença, de algum modo haveria reação.