Balanceo de ecuaciones Completo la anterior

NO2 + O3 ----->N2O5 + O2 Mi problema es que el N se reduce pero el Oxigeno si se ve como si pasara de estado de oxidación 0 a-2 se reduce pero si lo tomo como que pasa de -2 a 0 entonces se oxidaría. Que hago en ese caso.
La respuesta estándar es:
N en NO2 pasa de Noxid +4 a +5 en N2O5 por lo tanto CADA ÁTOMO DE N pierde un electrón, en total son 2 e-
UN SOLO oxígeno en O3, con Noxid=0 pasa de O a -2 en N2O5, ganando 2 electrones
La ecuación queda entonces:
2NO2 + O3 ----> N2O5 + O2
Sin embargo, por favor, no olvides nunca que este procedimiento de balanceo es una especie de “contabilidad química convencional” y no tiene relación con lo que realmente sucede a nivel atómico.

¿Y de paso pregunto que pasa si en una reacción se oxidan o se reducen mas de un elemento?
¿Qué pasa si se neutraliza un ácido con más de una base? Tienes que plantear
una ecuación para cada base, ¿no? Lo mismo pasa en las ecuaciones Redox, si
tienes un oxidante y dos reductores, tienes que plantear 2 ecuaciones redox en
las que intervenga el oxidante con un solo reductor en cada una

bueno según lo que me dices para balancear la ecuación por redox las semireacciones me quedarían así: NO2 + O3 ----->N2O5 + O2

oxidación       [ 2N^(4+)             ------>   N2^(5+) + 1e-   ] por 2

Reducción     [ 5O3^(0) +  2e-  -------> 3O2^(-2)            ] por 1

____________________________________________________

4N^(4+)+ 5O3^(0) + 2e-   =====>   2 N2^(5+) + 2e-  + 3O2^(-2)

si cancelo los electrones

me quedaría

4N^(4+)+ 5O3^(0)  =====> 2 N2^(5+) + 3O2^(-2)

nomo regreso esto a la ecuación original (ahora balanceada) si tengo dos veces el mismo compuesto (N2O5) y por que me da tan diferente de cuando lo hago por tanteo y pues de la respuesta que usted me dio. que estoy haciendo mal.

 muchas gracias por su atención a mis dificultades.

Tu escribiste:
oxidación [ 2N^(4+)------>N2^(5+) + 1e-] por 2
Reducción [ 5O3^(0) + 2e- -------> 3O2^(-2)] por 1
Tu propuesta tiene 2 problemas.
1ro.
En la hemireacción de oxidación CADA N pierde un electrón. Si escribes 2 N^(4+)----> en los reactivos YA TIENES 2 electrones cedidos, no corresponde multiplicar luego por 2.
2do.
En la hemireacción de reducción hay 5*3=15 átomos de O en
los reactivos, mientras que en los productos hay solamente 3*2=6 átomos de O.
¿Porqué no escribirla así?:
O3 + 2e- -------> O2 + O2-
De esta manera (me gustan los nros. De oxidación con números romanos, para no confundirlos con cargas):
2N(IV)------> N2(V) + 2e-
O3 + 2e- -------> O2 + O^(2-)
sumando:
2N(IV) + O3 -------> N2(V) + O2 + O^(2-)
Reemplazando por las especies químicas realmente existentes, es decir:
2N(IV) por 2 NO2; O3 por O3; N2(V) + O^(2-) por N2O5 (el átomo de 0 de Nox=0 en el ozono pasa a formar parte del N2O5 con Nox=-2); O2 por O2
Queda:
2NO2 + O3 -------> N2O5 + O2