Considere os metais e e quatro soluções aquosas contendo, cada uma, um dos íons (sendo números inteiros e positivos). Em condições-padrão, cada um dos metais foi colocado em contato com uma das soluções aquosas e algumas das observações realizadas podem ser representadas pelas seguintes equações químicas:
I. não ocorre reação.
II. não ocorre reação.
III.
IV.
Baseado nas informações acima, a ordem crescente do poder oxidante dos íons e deve ser disposta da seguinte forma:
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Analisar o poder oxidante é equivalente a analisar o potencial de oxidação destes íons, assim vamos analisar as equações químicas:
$• \ \text{Equação I:}$ $\color{#3368b8}{Q^{q+} < P^{p+}}$
Como não ocorre reação, podemos inferir que o potencial de redução de $Q^{q+}$ não é capaz de sobrepor o de oxidação de $P^{p+}$. Com isso, sabemos que $P^{p+}$ apresenta maior tendência em se reduzir do que $Q^{q+}$.
$• \ \text{Equação II:}$ $\color{#3368b8}{R^{r+} < P^{p+}}$
Raciocínio análogo ao anterior.
$• \ \text{Equação III:}$ $\color{#3368b8}{S^{s+} < R^{r+}}$
A princípio, temos duas situações equivalentes a se pensar. Na primeira, a reação ocorre devido o potencial de redução de $R^{r+}$ compensar o de oxidação de $S$. Já na segunda, temos que o potencial de oxidação de $S$ compensa a redução de $R^{r+}$. Independe do raciocínio empregado, o resultado deve ser o mesmo, ou seja, o potencial de redução de $R^{r+}$ é maior que $S^{s+}$.
$• \ \text{Equação IV:}$ $\color{#3368b8}{Q^{q+} < S^{s+}}$
Raciocínio análogo ao anterior.
Portanto, a ordem crescente deve ser disposta da seguinte forma:\begin{matrix}
Q^{q+} < S^{s+} < R^{r+} < P^{p+} \\ \\
Letra \ (E)
\end{matrix}
