Não há outras oxidações (por exemplo para \mathrm{Co}^{4+} ou \mathrm{Co}^{1+}) fornecidas no enunciado, então cada diagrama de Latimer terá apenas os dois estados adjacentes indicados acima.
Passo 2
O que é um diagrama de Latimer (aula rápida e prática):
Um diagrama de Latimer escreve, em sequência, os estados de oxidação de um elemento (ou complexos do mesmo elemento) e acima (ou entre) cada par adjacente coloca o potencial padrão de redução correspondente ao par “estado mais oxidado → estado menos oxidado”.
Ex.: se você tem só \mathrm{Co}^{3+} e \mathrm{Co}^{2+}, o diagrama é simplesmente \mathrm{Co}^{3+} \xrightarrow{E^\circ} \mathrm{Co}^{2+} com E^\circ igual ao potencial de redução \mathrm{Co}^{3+} + e^- \to \mathrm{Co}^{2+}.
Como ler para saber quem é o agente oxidante mais forte: o agente oxidante é a espécie oxidada que tende a aceitar elétrons; portanto, quanto mais positivo for o potencial padrão de redução (E^\circ) do par “oxidado → reduzido”, mais forte é o agente oxidante da forma oxidada. Regra curta para prova: maior E^\circ (mais positivo) → maior poder oxidante da espécie oxidada.
Passo 3
Construindo o diagrama de Latimer para o complexo aquoso passo a passo:
As espécies relevantes (do enunciado) são \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{3+} e \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}.
O potencial padrão fornecido no enunciado para a redução é E^{\circ}=+1,82\\ \mathrm{V} (este é o valor que colocamos no diagrama).
Portanto o diagrama de Latimer fica assim (escrevo exatamente o par e o E^\circ acima da seta para a redução adjacente):
Interpretação rápida: essa seta representa a meia-reação de redução \left[\mathrm{Co(H_2O)_6}\right]^{3+} + e^- \to \left[\mathrm{Co(H_2O)_6}\right]^{2+} com E^\circ=+1,82\\ \mathrm{V}.
Passo 4
Construindo o diagrama de Latimer para o complexo hexaammina passo a passo:
As espécies relevantes são \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{3+} e \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{2+}.
O potencial fornecido no enunciado para a redução é E^{\circ}=+0,10\\ \mathrm{V}.
Isso representa a meia-reação \left[\mathrm{Co(NH_3)_6}\right]^{3+} + e^- \to \left[\mathrm{Co(NH_3)_6}\right]^{2+} com E^\circ=+0,10\\ \mathrm{V}.
Passo 5
Como usar os diagramas para comparar agentes oxidantes (mini-aula aplicável na prova):
Recorde: o potencial padrão de redução E^\circ mede a tendência da espécie oxidada a ganhar elétrons. Quanto mais positivo E^\circ, maior a tendência a ser reduzida → mais forte o agente oxidante.
Temos os dois valores (do enunciado): +1,82\\ \mathrm{V} para o complexo aquoso e +0,10\\ \mathrm{V} para o complexo ammina.
Comparação direta na prova: compare os números; +1,82 é muito maior que +0,10 → o aquoso é o oxidante mais forte.
Passo 6
Explicação detalhada (didática) do porquê, baseada no tipo de ligante:
Conceito chave: ligantes que doam mais densidade eletrônica ao metal estabilizam estados de oxidação mais elevados (isto é, tornam o metal menos “carente” de elétrons). Ligantes que doam menos deixam o metal mais positivo (mais deficiente em elétrons) e, portanto, mais propenso a aceitar elétrons (mais oxidante).
Comparando os dois ligantes:
\mathrm{NH}_{3} é um ligante que é um doador σ relativamente forte (doa densidade eletrônica para o metal).
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} é um doador σ mais fraco do que \mathrm{NH}_{3} (doa menos densidade eletrônica ao metal).
Consequência prática:
Em \left[\mathrm{Co(NH_3)_6}\right]^{3+}, a maior doação de elétrons de \mathrm{NH}_3 reduz a deficiênca eletrônica do \mathrm{Co}^{3+}, estabilizando-o e tornando menos favorável que ele aceite um elétron. Logo o potencial de redução fica menos positivo (+0,10\\ \mathrm{V}).
Em \left[\mathrm{Co(H_2O)_6}\right]^{3+}, a água doa menos densidade eletrônica, então o \mathrm{Co}^{3+} permanece mais eletrófilo (mais “sedento” por elétrons) e aceita elétrons mais facilmente — isso se traduz em um E^\circ muito mais positivo (+1,82\\ \mathrm{V}), ou seja, maior poder oxidante.
Analogia para lembrar na prova: ligante que “alimenta” o metal (doa elétrons) torna o metal menos faminto → menos oxidante; ligante que pouco doa deixa o metal faminto → mais oxidante.
Passo 7
Um exemplo extra, curto e prático para fixar (útil na prova):
Se você trocasse \mathrm{NH}_3 por um ligandão doador ainda melhor (hipotético), o E^\circ(\mathrm{Co}^{3+}/\mathrm{Co}^{2+}) tenderia a diminuir ainda mais (menos positivo). Se trocasse por um ligandinho que doa menos que água, E^\circ subiria (mais positivo). Isso é uma regra qualitativa simples que vale muito em questões rápidas de prova.
Passo 8
Dica final de como responder rápido em prova (resumindo em uma frase para decorar):
“Compare E^\circ: o maior E^\circ indica o oxidante mais forte; ligantes doadores fortes (como \mathrm{NH}_3) reduzem o poder oxidante ao estabilizar o estado oxidado.”
(c) Porque \mathrm{NH}_{3} é um doador σ mais forte que \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}; ao doar mais densidade eletrônica para o metal, \mathrm{NH}_{3} estabiliza o \mathrm{Co}^{3+} e diminui seu potencial de redução (tornando-o um oxidante mais fraco).