Em cada um dos pares seguintes escolha o agente oxidante mais forte a 25^{\circ} \mathrm{C} (admita estado padrão para todos os reagentes e produtos):
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g}) ou \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})

Passo 1

O que o problema pede e o que foi dado:
  • Pedido: escolher, entre \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) e \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}), qual é o agente oxidante mais forte a 25^\circ\mathrm{C} (todos em estado padrão).
  • Informação dada: os dois reagentes estão em suas formas padrão a 25^\circ\mathrm{C}. Nada mais foi fornecido explicitamente.

Passo 2

O que é “agente oxidante” (explicação didática e simples)
  • Um agente oxidante é a espécie que causa oxidação em outra, ou seja, ele aceita elétrons e, enquanto aceita elétrons, ele próprio é reduzido.
  • Portanto, para saber quem é o agente oxidante mais forte entre duas espécies, devemos comparar a facilidade com que cada uma é reduzida. A que se reduz mais facilmente é o agente oxidante mais forte.

Passo 3

Como quantificar “facilidade de redução”: potenciais padrão de redução
  • Em eletroquímica, a facilidade de redução é medida pelo potencial padrão de redução, \(E^\circ), em volts.
  • Regra prática: quanto mais positivo for \(E^\circ) de uma meia-reação de redução, maior é a tendência daquela espécie em ser reduzida — logo, mais forte é seu poder oxidante.
  • Vamos escrever as duas meias-reações de redução padrão relevantes e seus potenciais padrão conhecidos a 25^\circ\mathrm{C}.

Passo 4

Meia-reações e seus potenciais padrão (valores padrão conhecidos)
  • Para o cloro:
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) + 2\,\mathrm{e}^{-} \longrightarrow 2\,\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}),\qquad E^\circ = +1{,}36\\ \mathrm{V}
  • Para a prata:
\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s}),\qquad E^\circ = +0{,}80\\ \mathrm{V}
  • Observação: esses são valores-padrão tabelados para 25^\circ\mathrm{C} e para estados padrão.

Passo 5

Comparação direta dos potenciais e interpretação (a “regra” aplicada)
  • Pela regra: a espécie com E^\circ mais positivo é a que tem maior tendência a ser reduzida, então é o agente oxidante mais forte.
  • Comparando:
E^\circ(\text{redução de }\mathrm{Cl}_{2}) = +1{,}36\\ \mathrm{V}çã
E^\circ(\text{redução de }\mathrm{Ag}^{+}) = +0{,}80\\ \mathrm{V}çã
  • Como +1{,}36\\ \mathrm{V} > +0{,}80\\ \mathrm{V}, a redução de \mathrm{Cl}_{2} é mais favorecida que a redução de \mathrm{Ag}^{+}. Logo, \mathrm{Cl}_{2} aceita elétrons mais facilmente do que \mathrm{Ag}^{+} e, portanto, é o agente oxidante mais forte.

Passo 6

Verificação pela reação entre as duas espécies (opcional, para ver que é espontâneo)
  • Considere a reação global em que \mathrm{Cl}_{2} é reduzido e a prata metálica é oxidada:
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) + 2\,\mathrm{Ag}(\mathrm{s}) \longrightarrow 2\,\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})
  • O potencial de célula padrão seria
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} = (+1{,}36) - (+0{,}80) = +0{,}56\\ \mathrm{V}áâ
  • Como E^\circ_{\text{cell}}>0, a reação é espontânea nessa direção, confirmando que \mathrm{Cl}_{2} oxida \mathrm{Ag} metálica (ou, equivalente, que \mathrm{Cl}_{2} é um oxidante mais forte que \mathrm{Ag}^{+}).

Resposta

\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g})

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