Em cada um dos pares a e b, indique qual espécie é o agente oxidante mais forte. Nos pares c e d, indique qual o agente redutor mais forte.
(a) \mathrm{Cl}^{2}{ }_{(\mathrm{g})} ; \mathrm{Mn}^{3+}{ }_{(\mathrm{aq})}
(b) \mathrm{Au}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}: \mathrm{Cu}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}

Passo 1

O enunciado pede, nos pares (a) e (b), que identifiquemos o agente oxidante mais forte. Lembrando que agente oxidante é a espécie que sofre redução e que, quanto maior o potencial de redução padrão ( E^\circ), mais forte é o oxidante. Os pares (c) e (d) não foram fornecidos, portanto não há como indicar o agente redutor mais forte nesses casos.

Passo 2

Para o par (a) temos as metades-reações e seus potenciais padrão:
\mathrm{Cl}_2 + 2e^- \to 2\,\mathrm{Cl}^-, \quad E^\circ = +1,36\text{ V}
\mathrm{Mn}^{3+} + e^- \to \mathrm{Mn}^{2+}, \quad E^\circ = +1,51\text{ V}

Passo 3

Comparando E^\circ de cada reação, vemos que
+1,51\text{ V} > +1,36\text{ V},
logo \mathrm{Mn}^{3+} é o agente oxidante mais forte no par (a).

Passo 4

Para o par (b) as metades-reações e potenciais padrão são:
\mathrm{Au}^+ + e^- \to \mathrm{Au}, \quad E^\circ = +1,68\text{ V}
\mathrm{Cu}^+ + e^- \to \mathrm{Cu}, \quad E^\circ = +0,52\text{ V}

Passo 5

Novamente comparamos os valores:
+1,68\text{ V} > +0,52\text{ V},
logo \mathrm{Au}^+ é o agente oxidante mais forte no par (b).

Resposta

(a) \mathrm{Mn}^{3+}
(b) \mathrm{Au}^+

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