Qual elemento é oxidado e qual é reduzido nas seguintes equações?
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{NaI}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{I}_{2}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq})

Passo 1

O enunciado pede: identificar qual elemento é oxidado e qual é reduzido na reação
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{NaI}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{I}_{2}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{NaCl}(\mathrm{aq}).
Informações dadas (listas as espécies presentes):
  • Reagentes: \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{aq}) e \mathrm{NaI}(\mathrm{aq}).
  • Produtos: \mathrm{I}_{2}(\mathrm{aq}) e \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq}).
    A tarefa é comparar estados de oxidação dos elementos relevantes antes e depois da reação para determinar quem foi oxidado e quem foi reduzido.

Passo 2

Conceitos fundamentais (explicação didática e simples):
  • Oxidação: é a perda de elétrons por um átomo/especie — na linguagem de estados de oxidação, é um aumento no número de oxidação.
  • Redução: é o ganho de elétrons por um átomo/especie — na linguagem de estados de oxidação, é uma diminuição no número de oxidação.
  • Agente oxidante: é a substância que provoca a oxidação do outro — ela própria é reduzida.
  • Agente redutor: é a substância que provoca a redução do outro — ela própria é oxidada.
    Vamos usar essas definições para comparar os números de oxidação antes e depois.

Passo 3

Regras rápidas e práticas para atribuir números de oxidação (só as que precisamos aqui):
  • Um elemento em sua forma elementar (como \mathrm{Cl}_2 ou \mathrm{I}_2) tem número de oxidação \,0.
  • Íons dos metais alcalinos (como \mathrm{Na}^+) têm +1.
  • Em compostos iônicos com metais alcalinos, o haleto (Cl⁻, I⁻) tem normalmente -1.
    Exemplo simples: em \mathrm{NaCl}, \mathrm{Na} é +1 então \mathrm{Cl} tem que ser -1 para somar zero.

Passo 4

Atribuição dos números de oxidação às espécies da reação:
  • Em \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{aq}): \mathrm{Cl} está em forma elementar, então o número de oxidação é \,0.
  • Em \mathrm{NaI}(\mathrm{aq}): \mathrm{Na} é um metal alcalino com +1, logo \mathrm{I} é -1.
  • Em \mathrm{I}_{2}(\mathrm{aq}): \mathrm{I} em forma elementar tem número de oxidação \,0.
  • Em \mathrm{NaCl}(\mathrm{aq}): \mathrm{Na} é +1, então \mathrm{Cl} é -1.
    Resumo das variações (peguei os dados das fórmulas da reação):
  • \mathrm{I}: passa de -1 (em \mathrm{NaI}) para 0 (em \mathrm{I}_2).
  • \mathrm{Cl}: passa de 0 (em \mathrm{Cl}_2) para -1 (em \mathrm{NaCl}).

Passo 5

Interpretação das variações de número de oxidação (ligando ao conceito de elétrons):
  • Para o iodo: mudança -1 \to 0 significa aumento no número de oxidação, ou seja, perda de elétrons → oxidação. Metade-reação de oxidação:
2\,\mathrm{I}^- \rightarrow \mathrm{I}_2 + 2\,\mathrm{e}^-.
  • Para o cloro: mudança 0 \to -1 significa diminuição no número de oxidação, ou seja, ganho de elétrons → redução. Metade-reação de redução:
\mathrm{Cl}_2 + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow 2\,\mathrm{Cl}^-.
Observação didática: os elétrons liberados pela oxidação do iodo são os mesmos que o cloro aceita na redução — é por isso que a reação global é possível sem elétrons livres aparecendo no balanço.

Resposta

\mathrm{I} é oxidado.
\mathrm{Cl} é reduzido.

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