$• \ \text{Alternativa (A):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ Existem diversos métodos para balancear a reação, talvez mais intuitivo seja o $\text{método do íon-elétron}$, porém o método $\text{REDOX}$ é completamente viável. Observe que o estanho oxidou de $+2$ para $+4$, em que cada estanho perdeu $\ce{2e-}$, logo, dado $3\ce{Sn^{+2}}$, perdem-se $\ce{6e-}$ ao todo. Por outro lado, vamos supor que o crômio reduziu ganhando $w \ \ce{ e-}$, então cada célula de $\ce{Cr2O7^{-2}}$ ganhou $2w \ \ce{ e-}$, isto é, para $\ce{xCr2O7^{-2}}$, necessita-se de $2xw \ \ce{ e-}$. Como resultado, dada a neutralidade da reação, segue:\begin{matrix} 2xw = 6 &\therefore& x \cdot w = 3 \end{matrix}Repare que $x$ e $w$ são números naturais, cabendo-se assim dois resultados possíveis:\begin{matrix} x = 1 &\Rightarrow& w = 3 \\ x = 3 &\Rightarrow& w = 1 \end{matrix}Não é difícil dizer qual a situação esperada, afinal, não é comum o $\text{NOX}$ $+1$ para o crômio, este que normalmente apresenta $+6$, $+3$ ou $+2$. (É interessante pensar nisso pela distribuição eletrônica do crômio.) Portanto, segue que $ x =1$ e $w=3$, consequentemente:\begin{matrix} \text{O íon que falta é o crômio (III)} \end{matrix}$• \ \text{Alternativa (B):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$ A medida que a reação acontece hidrônios são consumidos, ou seja, o meio fica mais básico. Como resultado, o $\text{pOH}$ diminui. $• \ \text{Alternativa (C):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ As únicas espécies que variam seu $\text{NOX}$ são o crômio e o estanho. $• \ \text{Alternativa (D):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ Conforme resultado da alternativa $(A)$, sabemos que:\begin{matrix} \ce{Cr2O7^{2-} + y H+ + 3Sn^{2+} -> 3Sn^{4+} + z H2O + 2Cr^{3+}} \end{matrix}Balanceando os oxigênios, constata-se que $ z = 7$, por consequência, $y =14$. $• \ \text{Alternativa (E):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ Segue conforme resultados anteriores.\begin{matrix}Letra \ (B) \end{matrix}