Bonjour
Ce que tu as écrit sont des demies équations traduisant l'échange d'électrons entre un oxydant et un réducteur.
Tu as sans doute déjà dans ton programme étudié des équilibres chimiques. La situation est analogue en oxydo -réduction : si tu mets en présence un oxydant d'un couple avec un réducteur d'un autre couple, un équilibre s'établit : au cours d'un régime transitoire que l'on peut étudier en cinétique chimique, cet oxydant et ce réducteur réagissent pour produire leurs conjugués jusqu'à un état tel que les quatre quantités deviennent constantes : un état d'équilibre chimique est obtenu.
Tout cela est sans doute expliqué plus en détail dans ton cours.

J'ignore quelles sont exactement les exigences de ton programme. A mon avis, tu as intérêt à bien revoir les notions aux programmes de première et terminale sur ce sujet. Ces deux fiches, disponibles sur le site, pourront éventuellement t'aider :
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J'ai répondu trop vite à ton message. Il ne s'agit pas de demies équations puisque les électrons n'interviennent pas. Il s'agit d'équilibres chimiques qui ne sont pas tous des équilibres d'oxydo réduction.
La méthode la plus rapide consiste à utiliser la notion de nombres d'oxydation. Cette notion est-elle à ton programme ?

Je suis en BUT Chimie. Oui j'ai vu le nombre d'oxydation mais comme c'est une nouvelle matière, c'est nouveau pour moi.
De plus il faut faire quoi exactement ? Faut-il compter le nombre d'oxydation à gauche de l'égalité et à droite, et si les deux sont les mêmes, dire que cette réaction est un équilibre redox?

Raisonnons d'abord sur le premier exemple :
Tu calcules le nombre d'oxydation (n.o.) de l'élément chrome, à droite et à gauche :
Si n.o. (Cr) diminue : l'ion dichromate subit une réduction ;
Si n.o.(Cr) augmente : l'ion dichromate subit une oxydation.
Remarque : si la réaction est correctement équilibrée et qu'il s'agit bien d'une réaction d'oxydo-réduction, la variation de n.o. de Cr devrait être compensé par une variation opposé du n.o. d'un autre élément chimique figurant parmi les réactif.
Si les n.o. de tous les réactifs intervenant restent tous constants, il ne s'agit pas d'une réaction d'oxydo-réduction.

Si on prend la première équation : le no de Cr2O7(2-) est de -II et de l'autre côté comme il y a 2 CrO4(2-) : no = 2*(-II) et les H+ on est à 2*(+I) donc logiquement il y a autant de no à gauche qu'à droite. Je ne suis pas sur d'avoir totalement compris.

Pour la 1ère équation n.o (Cr2O7(2-)) = -2 et n.o(O) = -II
Donc n.o = +VI et pour l'élément en produit contenant le chrome je trouve aussi n.o (CrO4(2-)) = -2 donc n.o = +VI aussi donc c'est un équilibre redox?

Non puisque le n.o. de Cr est le même avant et après réaction. Le n.o. de H reste égal à +I et celui de O reste égal à -II. Il ne s'agit donc pas d'une réaction d'oxydation. Une espèce chimique qui perd H+ dans l'eau : cela ne te dit rien ?
Je te laisse réfléchir aux autres réactions. Attention à la dernière : tel que tu l'as copiée, l'équation n'est pas équilibrée.