Faça o balanceamento e indique o agente redutor e o agente oxidante.
\mathrm{I}_{2} \mathrm{O}_{5(\mathrm{~s})}+\mathrm{CO}_{(\mathrm{g})} \rightarrow \mathrm{I}_{2(\mathrm{~s})}+\mathrm{CO}_{2(\mathrm{g})}

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Balancear a reação
\mathrm{I}_2\mathrm{O}_5(s)+\mathrm{CO}(g)\rightarrow \mathrm{I}_2(s)+\mathrm{CO}_2(g)
  • Indicar o agente redutor e o agente oxidante.
Informações fornecidas (listadas explicitamente):
  • Reagentes: \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5 (sólido) e \mathrm{CO} (gás).
  • Produtos: \mathrm{I}_2 (sólido) e \mathrm{CO}_2 (gás).
    Nada mais foi dado; a tarefa é usar conservação de massa e de cargas (ou seja, balancear a equação) e identificar quem é oxidado e quem é reduzido.

Passo 2

Vamos aprender a atribuir números de oxidação (NO) — passo fundamental para resolver redox:
  • Regra 1: o NO de um átomo em sua forma elementar é \,0.
  • Regra 2: o oxigênio em compostos (exceto peróxidos e poucos casos especiais) tem NO -2.
  • Regra 3: a soma dos NOs em uma molécula neutra é 0.
  • Regra 4: ao encontrar um composto, use essas regras para achar o NO dos elementos desconhecidos.
Agora aplicando isso às espécies da reação:
  • Em \mathrm{I}_2 (elemento) o NO de Iodo é \,0.
  • Em \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5: cada oxigênio é -2. Há 5 oxigênios, então soma dos O é 5\times(-2)=-10. A soma total deve ser 0, então os dois iodos juntos devem somar +10. Portanto cada iodo tem NO +5.
    Formalmente:
2\cdot\text{NO(I)} + 5\cdot(-2)=0 \implies 2\cdot\text{NO(I)}=+10 \implies \text{NO(I)}=+5.
  • Em \mathrm{CO}: O é -2, soma 0, logo \text{NO\text{(C)}}=+2.
  • Em \mathrm{CO}_2: cada O é -2, dois O somam -4, soma 0, logo \text{NO\text{(C)}}=+4.
Resumo dos números de oxidação encontrados:
  • I em \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5: +5.
  • I em \mathrm{I}_2: 0.
  • C em \mathrm{CO}: +2.
  • C em \mathrm{CO}_2: +4.
  • O sempre (nos compostos aqui) -2.

Passo 3

Identificar as variações de NO e calcular elétrons trocados:
  • Iodo: de +5 (em \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5) para 0 (em \mathrm{I}_2). Cada átomo de I recebe 5 elétrons (ganha elétrons → é reduzido).
  • Carbono: de +2 (em \mathrm{CO}) para +4 (em \mathrm{CO}_2). Cada átomo de C perde 2 elétrons (perde elétrons → é oxidado).
Agora quantificar o balanço de elétrons por fórmula:
  • \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5 contém 2 átomos de I; se cada I ganha 5 elétrons, a molécula inteira ganha 2\times5=10 elétrons.
  • Cada \mathrm{CO} fornece 2 elétrons ao ser oxidado para \mathrm{CO}_2.
    Para fornecer os 10 elétrons necessários, precisamos de
\frac{10\\ \text{elétrons}}{2\\ \text{elétrons por CO}}=5\\ \text{moléculas de CO}.ééé
Portanto a relação estequiométrica entre \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5 e \mathrm{CO} é 1:5.

Passo 4

A partir do cálculo de elétrons, obtemos os coeficientes estequiométricos:
  • \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5: coeficiente 1.
  • \mathrm{CO}: coeficiente 5.
  • Produto \mathrm{I}_2: como os 2 iodos de \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5 formam \mathrm{I}_2, o coeficiente de \mathrm{I}_2 é 1.
  • Produto \mathrm{CO}_2: cada \mathrm{CO} vira \mathrm{CO}_2, então são 5 \mathrm{CO}_2.
Fizemos a escolha dos coeficientes para que os elétrons trocados se cancelassem (balanço de elétrons) — método prático para redox quando se usa números de oxidação.

Passo 5

Verificação final de conservação de massa (contagem de átomos) para confirmar o balanceamento:
  • Íons I: Reagentes: 2 (em \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5); Produtos: 2 (em \mathrm{I}_2). OK.
  • Carbono: Reagentes: 5 (em 5\\ \mathrm{CO}); Produtos: 5 (em 5\\ \mathrm{CO}_2). OK.
  • Oxigênio: Reagentes: 5 (em \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5) + 5 (em 5\\ \mathrm{CO}) = 10; Produtos: 5\times2=10 (em 5\\ \mathrm{CO}_2). OK.
    Tudo fecha: massa e elétrons conservados.

Passo 6

Identificação dos agentes:
  • Agente redutor (quem doa elétrons): \mathrm{CO}, porque o C vai de +2 para +4 (perde elétrons).
  • Agente oxidante (quem aceita elétrons): \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5, porque o I vai de +5 para 0 (ganha elétrons).
Força motivacional rápida: deu trabalho, eu sei — mas esse mesmo passo a passo (NO → contar elétrons → igualar perdas/ganhos → checar átomos) é o procedimento que você pode repetir rapidinho na prova. Vai dar certo!

Resposta

\mathrm{I}_2\mathrm{O}_5(s)+5\,\mathrm{CO}(g)\rightarrow \mathrm{I}_2(s)+5\,\mathrm{CO}_2(g)
Agente redutor: \mathrm{CO}
Agente oxidante: \mathrm{I}_2\mathrm{O}_5

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