A princípio, podemos começar verificando o NOX das espécies, veja:\begin{matrix} \ce{(\overset{6+}{Cr2}O7)^{2-} + (\overset{3+}{C2}O4)^{2-} -> Cr^{3+} + \overset{4+}{C}O4} \end{matrix}Agora, é necessário ter algum conhecimento sobre o balanceamento de equações REDOX para soluções aquosas. Nesse sentido, vamos começar com a semi-reação de redução, em que o íon dicromato recebe $6$ elétrons:\begin{matrix} \ce{(Cr2O7)^{2-} + 6e- -> 2Cr^{3+}} \end{matrix}Atribuindo hídrons ao lado esquerdo da equação para realizar o balanço de cargas, têm-se:\begin{matrix}\ce{(Cr2O7)^{2-} + 6e- + 14H+ -> 2Cr^{3+}} \end{matrix}Assim, balanceando as espécies adicionando $\ce{H2O}$ ao lado direito da reação:\begin{matrix} \boxed{\ce{(Cr2O7)^{2-} + 6e- + 14H+ -> 2Cr^{3+} + 7H2O} } \end{matrix}Com isso, a redução já está balanceada, falta-nos agora realizar um processo análogo para semi-reação de oxidação, a qual o carbono oxida, com o íoncarbonato perdendo $2$ elétrons:\begin{matrix} \boxed{\ce{(C2O4)^{2-} -> 2CO2 + 2e-}} \end{matrix}Repare que as cargas, assim como as espécies já estão balanceadas. Dessa forma, para reação global, têm-se:\begin{matrix} \text{Redução:}& \ce{(Cr2O7)^{2-} + 6e- + 14H+ &->& 2Cr^{3+} + 7H2O} \\ \text{Oxidação:}& \ce{(C2O4)^{2-} &->& 2CO2 + 2e- & \color{#3368b8}{(\times 3)}} \\ \hline \text{Reação:}& \ce{(Cr2O7)^{2-} + 3(C2O4)^{2-} + 14H+ &->& 2Cr^{3+} + 6CO2 + 7H2O} \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (C) \end{matrix}