La reacción que nos dicen sería esta:

Podemos formularla, y nos quedaría así: $\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}$

Vamos a balancearla por el método ion-electrón, pues si miras los números de oxidación vas a notar que es una redox. Sigamos los pasos:

1. Anotar la ecuación química sin balancear y los números de oxidación sobre cada elemento. $\overset{0}{\mathrm{Sn}}_{(\mathrm{s})} + \overset{+1}{\mathrm{H}}\overset{+5}{\mathrm{N}}\overset{-2}{\mathrm{O}}_{3(\mathrm{aq})} \rightarrow \overset{+4}{\mathrm{Sn}}\overset{-2}{\mathrm{O}}_{2(\mathrm{s})} + \overset{+2}{\mathrm{N}}\overset{-2}{\mathrm{O}}_{(\mathrm{g})} + \overset{+1}{\mathrm{H}}_{2}\overset{-2}{\mathrm{O}}_{(\mathrm{l})}$ · En $\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})}$, el Estaño está en su forma elemental, por lo que su número de oxidación es 0.

· En $\mathrm{HNO}_{3}$: El Hidrógeno (H) es +1, el Oxígeno (O) es -2. Para que el compuesto sea neutro, el Nitrógeno (N) debe ser +5 ($+1 + \text{N} + 3(-2) = 0 \Rightarrow \text{N} = +5$).

· En $\mathrm{SnO}_{2}$: El Oxígeno (O) es -2. Para que el compuesto sea neutro, el Estaño (Sn) debe ser +4 ($\text{Sn} + 2(-2) = 0 \Rightarrow \text{Sn} = +4$).

· En $\mathrm{NO}$: El Oxígeno (O) es -2. Para que el compuesto sea neutro, el Nitrógeno (N) debe ser +2 ($\text{N} + (-2) = 0 \Rightarrow \text{N} = +2$).

· En $\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$: El Hidrógeno (H) es +1, el Oxígeno (O) es -2.

2. Identificar las especies que se oxidan y las que se reducen. El Estaño (Sn) cambia su número de oxidación de 0 (en $\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})}$) a +4 (en $\mathrm{SnO}_{2}$). Como el número de oxidación aumenta, el Estaño se oxida. El Nitrógeno (N) cambia su número de oxidación de +5 (en $\mathrm{HNO}_{3}$) a +2 (en $\mathrm{NO}$). Como el número de oxidación disminuye, el Nitrógeno se reduce.

3. Escribir y balancear las semirreacciones de oxidación y reducción. La reacción ocurre en medio ácido debido a la presencia de ácido nítrico ($\mathrm{HNO}_3$). Semirreacción de Oxidación: $\mathrm{Sn} \rightarrow \mathrm{SnO}_{2}$   1. Balancear átomos diferentes de O y H: Los átomos de Sn ya están balanceados (1 Sn a cada lado).

  2. Balancear átomos de O: Hay 0 átomos de O a la izquierda y 2 átomos de O a la derecha. Para balancear los átomos de O en medio ácido, añadimos moléculas de agua ($\mathrm{H}_2\mathrm{O}$) al lado deficiente en O. Añadimos 2 $\mathrm{H}_2\mathrm{O}$ a la izquierda:

$\mathrm{Sn} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{SnO}_{2}$

  3. Balancear átomos de H: Hay $2 \cdot 2 = 4$ átomos de H a la izquierda y 0 a la derecha. Para balancear los átomos de H en medio ácido, añadimos iones $\mathrm{H}^{+}$ al lado deficiente en H. Añadimos 4 $\mathrm{H}^{+}$ a la derecha:

$\mathrm{Sn} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{SnO}_{2} + 4\mathrm{H}^{+}$

  4. Balancear carga: La carga total a la izquierda es 0. La carga total a la derecha es +4. Para balancear la carga, añadimos electrones (e⁻) al lado más positivo (el lado derecho). Añadimos 4e⁻ a la derecha:

$\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow \mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + 4\mathrm{H}^{+} + 4\mathrm{e}^{-}$ (Esta es la semirreacción de oxidación balanceada)

Semirreacción de Reducción: $\mathrm{NO}_{3}^{-} \rightarrow \mathrm{NO}$

(Representamos el ácido nítrico como el ion nitrato, $\mathrm{NO}_3^{-}$, ya que el $\mathrm{H}^{+}$ se balancea por separado en medio ácido).   1. Balancear átomos diferentes de O y H: Los átomos de N ya están balanceados (1 N a cada lado).

  2. Balancear átomos de O: Hay 3 átomos de O a la izquierda y 1 átomo de O a la derecha. Para balancear los átomos de O en medio ácido, añadimos moléculas de agua ($\mathrm{H}_2\mathrm{O}$) al lado deficiente en O. Añadimos 2 $\mathrm{H}_2\mathrm{O}$ a la derecha:

$\mathrm{NO}_{3}^{-} \rightarrow \mathrm{NO} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}$

  3. Balancear átomos de H: Hay $2 \cdot 2 = 4$ átomos de H a la derecha y 0 a la izquierda. Para balancear los átomos de H en medio ácido, añadimos iones $\mathrm{H}^{+}$ al lado deficiente en H. Añadimos 4 $\mathrm{H}^{+}$ a la izquierda: $\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{NO} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}$

  4. Balancear carga: La carga total a la izquierda es $(-1) + 4(+1) = +3$. La carga total a la derecha es 0. Para balancear la carga, añadimos electrones (e⁻) al lado más positivo (el lado izquierdo). Añadimos 3e⁻ a la izquierda:

$\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\mathrm{H}^{+} + 3\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}$ (Esta es la semirreacción de reducción balanceada)

5. Igualar el número de electrones transferidos en ambas semirreacciones.  $\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow \mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + 4\mathrm{H}^{+} + 4\mathrm{e}^{-}$ (libera 4 electrones)

$\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\mathrm{H}^{+} + 3\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}$ (consume 3 electrones) Para igualar el número de electrones, multiplicamos la semirreacción de oxidación por 3:

$3 \cdot (\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow \mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + 4\mathrm{H}^{+} + 4\mathrm{e}^{-})$

$3\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + 6\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow 3\mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + 12\mathrm{H}^{+} + 12\mathrm{e}^{-}$

Multiplicamos la semirreacción de reducción por 4:

$4 \cdot (\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\mathrm{H}^{+} + 3\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})})$

$4\mathrm{NO}_{3}^{-} + 16\mathrm{H}^{+} + 12\mathrm{e}^{-} \rightarrow 4\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + 8\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}$

6. Sumar las semirreacciones balanceadas y simplificar. Sumamos las dos semirreacciones: $3\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + 6\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} + 4\mathrm{NO}_{3}^{-} + 16\mathrm{H}^{+} + 12\mathrm{e}^{-} \rightarrow 3\mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + 12\mathrm{H}^{+} + 12\mathrm{e}^{-} + 4\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + 8\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}$ Ahora, cancelamos los electrones (12e⁻) que aparecen en ambos lados de la ecuación combinada.

También simplificamos las moléculas de agua y los iones hidrógeno:

$\mathrm{H}^{+}$: $16\mathrm{H}^{+}$ a la izquierda y $12\mathrm{H}^{+}$ a la derecha. Restamos $12\mathrm{H}^{+}$ de ambos lados, quedando $4\mathrm{H}^{+}$ a la izquierda.

$\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$: $6\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$ a la izquierda y $8\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$ a la derecha. Restamos $6\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$ de ambos lados, quedando $2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}$ a la derecha.

La ecuación iónica balanceada es: $3\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + 4\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\mathrm{H}^{+} \rightarrow 3\mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + 4\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}$

7. Recombinar los iones para formar los compuestos originales. Los iones $\mathrm{NO}_{3}^{-}$ y $\mathrm{H}^{+}$ provienen del ácido nítrico, $\mathrm{HNO}_{3}$. Como tenemos $4\mathrm{NO}_{3}^{-}$ y $4\mathrm{H}^{+}$, esto corresponde a $4\mathrm{HNO}_{3}$.

✅ Reacción Balanceada Final: $3\mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + 4\mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})} \rightarrow 3\mathrm{SnO}_{2(\mathrm{s})} + 4\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}$

Verificación del Balanceo: * Átomos de Estaño (Sn): * En los reactivos: 3 átomos * En los productos: 3 átomos * (Balanceado) * Átomos de Hidrógeno (H): * En los reactivos: 4 átomos * En los productos: $2 \cdot 2 = 4$ átomos * (Balanceado) * Átomos de Nitrógeno (N): * En los reactivos: 4 átomos * En los productos: 4 átomos * (Balanceado) * Átomos de Oxígeno (O): * En los reactivos: $4 \cdot 3 = 12$ átomos * En los productos: $(3 \cdot 2) + 4 + (2 \cdot 1) = 6 + 4 + 2 = 12$ átomos * (Balanceado) * Carga neta: * En los reactivos: $0 + 0 = 0$ * En los productos: $0 + 0 + 0 = 0$ * (Balanceado) La ecuación está correctamente balanceada.