Réactions d'oxydoréduction

Le zinc cède $2$ électrons (ils apparaissent à droite de la flèche) : cette transformation est une oxydation.

L'espèce qui cède des électrons est le réducteur : le zinc $\ce{Zn}$ est donc le réducteur du couple $\ce{Zn^2+}/\ce{Zn}$ (et $\ce{Zn^2+}$ en est l'oxydant).

On applique la méthode en milieu acide, étape par étape :

1. Élément (autre que O et H) : le manganèse Mn est déjà équilibré ($1$ de chaque côté) : $\ce{MnO4^- = Mn^2+}$.
2. Oxygène : $4$ O à gauche, aucun à droite → on ajoute $4\,\ce{H2O}$ à droite : $\ce{MnO4^- = Mn^2+ + 4 H2O}$.
3. Hydrogène : $8$ H à droite → on ajoute $8\,\ce{H+}$ à gauche : $\ce{MnO4^- + 8 H+ = Mn^2+ + 4 H2O}$.
4. Charges : à gauche $-1+8=+7$, à droite $+2$ → on ajoute $5\,e^-$ à gauche.

$$\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e- = Mn^2+ + 4 H2O}$$

Vérification : charges à gauche $-1+8-5=+2$, à droite $+2$. La demi-équation est équilibrée.

On suit la méthode en milieu acide :

1. Élément Cr : $2$ Cr à gauche → on place un coefficient $2$ devant $\ce{Cr^3+}$ : $\ce{Cr2O7^2- = 2 Cr^3+}$.
2. Oxygène : $7$ O à gauche → on ajoute $7\,\ce{H2O}$ à droite : $\ce{Cr2O7^2- = 2 Cr^3+ + 7 H2O}$.
3. Hydrogène : $14$ H à droite → on ajoute $14\,\ce{H+}$ à gauche : $\ce{Cr2O7^2- + 14 H+ = 2 Cr^3+ + 7 H2O}$.
4. Charges : à gauche $-2+14=+12$, à droite $2\times(+3)=+6$ → on ajoute $6\,e^-$ à gauche.

$$\ce{Cr2O7^2- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr^3+ + 7 H2O}$$

Vérification : charges à gauche $-2+14-6=+6$, à droite $+6$. C'est équilibré.

$\ce{Cu^2+}$ est l'oxydant (il capte des électrons, il est réduit) ; $\ce{Fe}$ est le réducteur (il cède des électrons, il est oxydé).

Réduction : $\ce{Cu^2+ + 2 e- = Cu}$
Oxydation : $\ce{Fe = Fe^2+ + 2 e-}$

Le nombre d'électrons captés ($2$) est déjà égal au nombre d'électrons cédés ($2$) : on additionne directement les deux demi-équations, les $e^-$ s'éliminent :
$$\ce{Cu^2+ + Fe -> Cu + Fe^2+}$$

Vérification : charges $+2$ de chaque côté, éléments conservés.

Réduction (l'oxydant $\ce{MnO4^-}$ capte $5$ électrons) :
$$\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e- = Mn^2+ + 4 H2O}$$
Oxydation (le réducteur $\ce{Fe^2+}$ cède $1$ électron) :
$$\ce{Fe^2+ = Fe^3+ + e-}$$

Pour que le nombre d'électrons cédés égale le nombre capté, on multiplie la demi-équation d'oxydation par $5$ :
$$\ce{5 Fe^2+ = 5 Fe^3+ + 5 e-}$$

On additionne membre à membre : les $5\,e^-$ s'éliminent, d'où l'équation bilan :
$$\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 Fe^2+ -> Mn^2+ + 4 H2O + 5 Fe^3+}$$

Vérification des charges : à gauche $-1+8+5\times(+2)=+17$ ; à droite $+2+5\times(+3)=+17$. Les éléments sont aussi conservés : l'équation est équilibrée, sans électrons apparents.