Consultando a tabela de potenciais de eletrodos dada abaixo, responda e justifique qual é o oxidante mais forte, \mathrm{Cl}_{(g)} ou \mathrm{Br}_{2(0)} ?

Passo 1

O enunciado nos pede para determinar qual espécie — \mathrm{Cl}_{2(g)} ou \mathrm{Br}_{2(\ell)} — é o oxidante mais forte, usando a tabela de potenciais padrão de eletrodos. O conteúdo aqui é química de equilíbrio redox e vamos precisar:
1. Identificar as meias-reações de redução de cada halogênio.
2. Consultar o potencial padrão de redução ( E^\circ) de cada meia-reação.
3. Usar o critério de que o maior E^\circ de redução indica o oxidante mais forte.

Passo 2

Escrevemos as meias-reações de redução e colhemos seus potenciais padrão da tabela:
\text{(i)}\quad \mathrm{Cl}_{2(g)} + 2\,\mathrm{e}^- \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{Cl}^- \quad E^\circ = +1,36\\ \mathrm{V}
\text{(ii)}\quad \mathrm{Br}_{2(\ell)} + 2\,\mathrm{e}^- \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{Br}^- \quad E^\circ = +1,07\\ \mathrm{V}

Passo 3

Lembramos que um oxidante mais forte é aquele que, como aceitador de elétrons, apresenta maior potencial de redução. Ou seja, quanto maior E^\circ, maior a tendência de a substância ser reduzida (e, portanto, de oxidar outra).

Passo 4

Comparamos os valores:
E^\circ(\mathrm{Cl}_2/\mathrm{Cl}^-) = +1,36\\ \mathrm{V} \quad>\quad E^\circ(\mathrm{Br}_2/\mathrm{Br}^-) = +1,07\\ \mathrm{V}
Logo, \mathrm{Cl}_{2(g)} tem maior potencial de redução.

Resposta

\mathrm{Cl}_{2(g)} é o oxidante mais forte, pois possui maior E^\circ de redução ( +1,36\\ \mathrm{V}) que \mathrm{Br}_{2(\ell)} ( +1,07\\ \mathrm{V}).

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