Para entender como favorecer a formação do tetracloreto de titânio (\(\text{TiCl}_4\)) a partir do óxido de titânio (\(\text{TiO}_2\)) e do cloro (\(\text{Cl}_2\)), é importante considerar o princípio de Le Chatelier, que descreve como um sistema em equilíbrio químico reage a mudanças nas condições externas.
A reação em questão é:

\[\text{TiO}_2 (s) + 2 \text{Cl}_2 (g) \rightleftharpoons \text{TiCl}_4 (g) + \text{O}_2 (g) \quad \Delta H = +175 \, \text{kJ/mol}\]
Nesta equação, notamos que dois mols de gás cloro (\(\text{Cl}_2\)) são consumidos para produzir um mol de gás tetracloreto de titânio (\(\text{TiCl}_4\)) e um mol de gás oxigênio (\(\text{O}_2\)). O que podemos observar aqui é que, ao aumentar a pressão parcial de um dos reagentes, neste caso o cloro, a reação tende a se deslocar para o lado dos produtos, de acordo com o princípio de Le Chatelier. Isso ocorre porque o sistema busca minimizar o efeito da mudança, ou seja, ao aumentar a quantidade de \(\text{Cl}_2\), o equilíbrio se desloca para a direita, favorecendo a formação de \(\text{TiCl}_4\) e \(\text{O}_2\).
Além disso, a reação é endotérmica, como indicado pelo valor positivo da variação de entalpia (\(\Delta H\)). Embora a temperatura também possa influenciar o equilíbrio, a opção que mais diretamente favorece a formação do produto desejado neste caso é o aumento da pressão parcial de \(\text{Cl}_2\).
Portanto, ao aumentar a pressão parcial de cloro, estamos aumentando a concentração desse reagente, o que resulta em um deslocamento do equilíbrio para a formação de mais produtos, ou seja, mais \(\text{TiCl}_4\). Essa análise confirma que a alternativa correta é a que sugere aumentar a pressão parcial de cloro.