Bonjour,
Je voudrais savoir si ma démarche est correcte pour la 1ère équation de cet exercice :

Pour chacune des réactions suivantes, indiquer les nombres d'oxydation de chaque espèce en précisant les couples redox impliqués, puis équilibrer les réactions :

1) ? Cr₂O₇^2- + ? CH₃OH
   = ? Cr³⁺ + ? HCOOH      en milieu acide.

Dans la molécule de dichromate (Cr₂O₇^2-), en termes de nombres d'oxydations, on a : 2x - 14 = -2 (la molécule présente une symétrie) avec x le n.o. de l'atome de chrome. Soit x = +6.
Pour Cr³⁺, n.o.(Cr) = +3
Un oxydant a un n.o. + élevé donc on a le couple redox Cr³⁺/Cr₂O₇^2-
On a donc la 1ère demi-éq : Cr₂O₇^2-  + 14H⁺ + 6e^- --> 2Cr³⁺ + 7H₂O.

De même, dans la molécule CH₃OH, en termes de n.o., on a x+4-2=0 avec x le n.o. de l'atome de Carbone. Soit x = -2.
Pour HCOOH, x-4+2 = 0 soit x=+2 = n.o.(C).
Un oxydant a un n.o. + élevé donc on a le couple redox CH₃OH/HCOOH.
On a donc la 2ème demi-éq : HCOOH + 4H⁺ + 4e^-
                                                        --> CH₃OH + H₂O

En multipliant chaque réaction par le nombre d'e^- intervennant dans l'autre équation, on obtient l'équation :
4Cr₂O₇^2- + 32H⁺ + 6CH₃OH
= 8Cr³⁺ + 22H₂O + 6HCOOH.

Cela vous semble correct ? Je peux continuer l'exercice de cette façon ?
Merci