Quais dos seguintes reagentes podem oxidar \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} a \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) nas condições padrão?
\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) \mathrm{Pb}^{2+}(\mathrm{aq})
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g}) \mathrm{MnO}_{4}^{-} \quad (aq em meio ácido)
\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})

Passo 1

O enunciado pergunta quais dos reagentes abaixo conseguem oxidar \mathrm{H_2O} a \mathrm{O_2(g)} nas condições padrão:
\mathrm{H^+(aq)},\quad \mathrm{Pb^{2+}(aq)},\quad \mathrm{Cl_2(g)},\quad \mathrm{MnO_4^-(aq\; em\; meio\; ácido)},\quad \mathrm{Cu^{2+}(aq)}.á
Informações relevantes fornecidas: a lista dos reagentes e a condição “padrão”. A tarefa é dizer, para cada um, se ele pode provocar a oxidação de \mathrm{H_2O} a \mathrm{O_2} sob condições padrão.

Passo 2

Princípio físico-químico que vamos usar (sem pânico — é só comparar números): a espontaneidade de uma reação redox em condições padrão é determinada pelo potencial padrão de célula E^\circ_{\text{cel}}. Para combinar duas semifações, usamos:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red}}(\text{oxidante}) - E^\circ_{\text{red}}(\text{reduzido cujo reverso é a oxidação}).éçã
No nosso caso a meia-reação de interesse (quando água é oxidada a oxigénio em meio ácido) é o reverso da redução do oxigénio. A redução do oxigénio em meio ácido é:
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H}^+ + 4e^- \longrightarrow 2\mathrm{H_2O},
com potencial padrão
E^\circ(\mathrm{O_2}/\mathrm{H_2O}) = +1,23\\ \mathrm{V}.
Para um reagente oxidante reduzir-se (aceitar elétrons) no lugar da meia-reação \mathrm{O_2}/\mathrm{H_2O}, o seu potencial de redução padrão E^\circ_{\text{red}}(\text{reagente}) tem que ser maior (mais positivo) do que +1,23\\ \mathrm{V}. Então a regra prática: se
E^\circ_{\text{red}}(\text{reagente}) > +1,23\\ \mathrm{V},
então o reagente pode, termodinamicamente, oxidar \mathrm{H_2O} a \mathrm{O_2} nas condições padrão (positivo E^\circ_{\text{cel}}). Se for menor, não.

Passo 3

Agora vamos listar as semifações de redução padrão dos candidatos (valores tabelados padrão em ácido, todos em volts):
\begin{aligned} \mathrm{O_2} + 4\mathrm{H}^+ + 4e^- &\longrightarrow 2\mathrm{H_2O}, &E^\circ &= +1,23\\ \mathrm{V},\\[4pt] \mathrm{Cl_2} + 2e^- &\longrightarrow 2\mathrm{Cl}^-, &E^\circ &= +1,36\\ \mathrm{V},\\[4pt] \mathrm{MnO_4^-} + 8\mathrm{H}^+ + 5e^- &\longrightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\mathrm{H_2O}, &E^\circ &= +1,51\\ \mathrm{V}\\ (\text{em meio ácido}),\\[4pt] \mathrm{Cu^{2+}} + 2e^- &\longrightarrow \mathrm{Cu(s)}, &E^\circ &= +0,34\\ \mathrm{V},\\[4pt] \mathrm{Pb^{2+}} + 2e^- &\longrightarrow \mathrm{Pb(s)}, &E^\circ &= -0,13\\ \mathrm{V},\\[4pt] \mathrm{2H^+} + 2e^- &\longrightarrow \mathrm{H_2(g)}, &E^\circ &= 0,00\\ \mathrm{V}. \end{aligned}á
Expliquei cada meia-reação e dei o E^\circ padrão correspondente (repare que a meia-reação do permanganato indicada é exatamente a que vale em meio ácido, conforme o enunciado).]

Passo 4

Agora calculamos, para cada reagente, o potencial padrão de célula quando o reagente é o agente oxidante (ou seja, quando ele é reduzido) e a água é oxidada (meia-reação do oxigénio como mostrado). A fórmula usada é
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red}}(\text{reagente}) - E^\circ(\mathrm{O_2}/\mathrm{H_2O}).
Fazendo as contas (faço passo a passo para cada):
Para \mathrm{H^+} (redução a \mathrm{H_2}):
E^\circ_{\text{cel}} = 0,00 - 1,23 = -1,23\\ \mathrm{V}.
Significado: negativo → não espontâneo; \mathrm{H^+} não oxida \mathrm{H_2O} a \mathrm{O_2}.
Para \mathrm{Pb^{2+}}:
E^\circ_{\text{cel}} = -0,13 - 1,23 = -1,36\\ \mathrm{V}.
Negativo → não espontâneo.
Para \mathrm{Cl_2}:
E^\circ_{\text{cel}} = +1,36 - 1,23 = +0,13\\ \mathrm{V}.
Positivo → termodinamicamente espontâneo; \mathrm{Cl_2} pode oxidar \mathrm{H_2O} a \mathrm{O_2} nas condições padrão.
Para \mathrm{MnO_4^-} em meio ácido:
E^\circ_{\text{cel}} = +1,51 - 1,23 = +0,28\\ \mathrm{V}.
Positivo → termodinamicamente espontâneo; \mathrm{MnO_4^-} (em meio ácido) pode oxidar \mathrm{H_2O} a \mathrm{O_2}.
Para \mathrm{Cu^{2+}}:
E^\circ_{\text{cel}} = +0,34 - 1,23 = -0,89\\ \mathrm{V}.
Negativo → não espontâneo.

Passo 5

Interpretação final e observações práticas rápidas (só pra dar aquele suporte): termodinâmicamente, somente os reagentes cujo E^\circ_{\text{red}} é maior do que +1,23\\ \mathrm{V} podem aceitar elétrons no lugar da redução do oxigénio, ou seja, podem oxidar água a oxigénio. Pelos cálculos acima esses são:
\mathrm{Cl_2(g)} e \mathrm{MnO_4^-(aq\; em\; meio\; ácido)}á.
Importante — uma nota amiga: isso é uma análise termodinâmica às condições padrão. Na prática, reações podem ser lentas (cinética) ou ocorrer outras reações concorrentes (por exemplo, \mathrm{Cl_2} em água tende a formar \mathrm{HOCl} e \mathrm{HCl} em vez de simplesmente produzir \mathrm{O_2} livre de forma direta). Mas para a pergunta tal como formulada (condições padrão, termoquímica), os dois acima são os que funcionam.

Resposta

\mathrm{Cl_2(g)}
\mathrm{MnO_4^-(aq\; em\; meio\; ácido)}á

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