La reacción química proporcionada es:

\[ 2 \, \text{AgNO}_3 + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{N}_2\text{O}_5 + 2 \, \text{AgCl} + \frac{1}{2} \, \text{O}_2 \]

Para identificar al oxidante y al reductor, es importante recordar que el oxidante es el reactivo que se reduce, mientras que el reductor es el reactivo que se oxida.

En esta reacción, el oxígeno experimenta un cambio de estado de oxidación de -2 a 0, lo que implica una pérdida de electrones y, por lo tanto, se oxida. Por lo tanto, el oxígeno es el oxidante.

El AgNO3 (nitrato de plata) proporciona el ion Ag+, que experimenta un cambio de estado de oxidación de +1 a 0, lo que implica una ganancia de electrones y, por lo tanto, se reduce. Por lo tanto, el AgNO3 es el agente reductor.

Del mismo modo, el Cl2 se reduce a Cl-, lo que implica una ganancia de electrones, por lo que el Cl2 es el oxidante.

Para calcular la cantidad de N2O5 que se obtiene a partir de 40 g de AgNO3, primero necesitamos convertir los gramos de AgNO3 a moles, y luego usar la estequiometría de la reacción para relacionar los moles de AgNO3 con los moles de N2O5.

a) Convertimos los 40 g de AgNO3 a moles utilizando la masa molar de AgNO3:

\[ \text{Masa molar de AgNO}_3 = 169,87 \, \text{g/mol} \]

\[ \text{Moles de AgNO}_3 = \frac{\text{Masa}}{\text{Masa molar}} = \frac{40 \, \text{g}}{169,87 \, \text{g/mol}} \approx 0,236 \, \text{mol} \]

b) Ahora, utilizando la estequiometría de la reacción, relacionamos los moles de AgNO3 con los moles de N2O5:

Según la ecuación química balanceada, la relación es 2 moles de AgNO3 produce 1 mole de N2O5.

\[ \text{Moles de N}_2\text{O}_5 = 0,236 \, \text{mol} \times \frac{1 \, \text{mol N}_2\text{O}_5}{2 \, \text{mol AgNO}_3} = 0,118 \, \text{mol N}_2\text{O}_5 \]

Para calcular el volumen de oxígeno obtenido, primero necesitamos determinar los moles de O2 producidos, y luego usar la ecuación de estado de los gases ideales para convertir los moles de O2 a volumen a las condiciones dadas (20 ºC y 310 mm de Hg = 0,408 atm).

a) Sabemos que 1 mol de N2O5 produce 1/2 mol de O2 (según la ecuación química balanceada).

\[ \text{Moles de O}_2 = \frac{1}{2} \times 0,118 \, \text{mol} = 0,059 \, \text{mol} \]

b) Utilizamos la ecuación de estado de los gases ideales: \( PV = nRT \), donde \( P \) es la presión, \( V \) es el volumen, \( n \) es el número de moles, \( R \) es la constante de los gases ideales y \( T \) es la temperatura en Kelvin.

\[ V = \frac{nRT}{P} \]

Con \( R = 0,08206 \, \text{atm} \cdot \text{L} / \text{mol} \cdot \text{K} \) (constante de los gases ideales), \( T = 20 \, \text{°C} + 273,15 \, \text{K} = 293,15 \, \text{K} \) (temperatura en Kelvin), y \( P = 0,408 \, \text{atm} \).

\[ V = \frac{(0,059 \, \text{mol}) \times (0,08206 \, \text{atm} \cdot \text{L} / \text{mol} \cdot \text{K}) \times (293,15 \, \text{K})}{0,408 \, \text{atm}} \]

\[ V \approx 3,47 \, \text{L} \]

Por lo tanto:
a) El AgNO3 es el agente reductor y el Cl2 es el oxidante.
b) Se obtienen aproximadamente \(0,118 \, \text{mol}\) de \(N_2O_5\).
c) El volumen de oxígeno obtenido es de aproximadamente \(3,47 \, \text{L}\) a 20 ºC y 0,408 atm.