Em cada uma das seguintes equações de oxirredução balanceadas, identifique os elementos que sofrem variações no estado de oxidação e indique o valor da variação em cada caso:
\mathbf{I 2 O 5}(\mathrm{s})+5 \mathrm{CO}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{I} 2(\mathrm{~s})+5 \mathrm{CO} 2(\mathrm{~g})

Passo 1

O enunciado nos dá a reação redox balanceada
\mathrm{I}_{2}\mathrm{O}_{5}(\mathrm{s}) + 5\,\mathrm{CO}(\mathrm{g}) \longrightarrow \mathrm{I}_{2}(\mathrm{s}) + 5\,\mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})
e pede para identificar os elementos que mudam o estado de oxidação e o valor dessa variação. O conteúdo é atribuição de números de oxidação e identificação de oxidação e redução.

Passo 2

Vamos atribuir os números de oxidação nos reagentes:
Para \mathrm{I}_{2}\mathrm{O}_{5}, sabemos que cada oxigênio vale -2. Então
2\cdot\mathrm{ox}(I) + 5\cdot(-2) = 0 \quad\Longrightarrow\quad \mathrm{ox}(I) = +5.
Em \mathrm{CO}, o oxigênio é -2, logo
\mathrm{ox}\text{(C)} + (-2) = 0 \quad\Longrightarrow\quad \mathrm{ox}\text{(C)} = +2.

Passo 3

Agora nos produtos:
Em \mathrm{I}_{2} temos elemento livre, portanto
\mathrm{ox}(I) = 0.
Em \mathrm{CO}_{2}, cada oxigênio é -2 e a soma deve dar zero:
\mathrm{ox}\text{(C)} + 2\cdot(-2) = 0 \quad\Longrightarrow\quad \mathrm{ox}\text{(C)} = +4.

Passo 4

Comparamos os estados de oxidação:
Em \mathrm{I}: de +5 em \mathrm{I}_{2}\mathrm{O}_{5} para 0 em \mathrm{I}_{2}, houve redução de 5 unidades.
Em \mathrm{C}: de +2 em \mathrm{CO} para +4 em \mathrm{CO}_{2}, houve oxidação de 2 unidades.
O oxigênio permanece em -2 em todos os compostos, sem variação.

Resposta

I: de +5 para 0, \Delta = -5.
C: de +2 para +4, \Delta = +2.
O: sem variação no estado de oxidação.

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