Witam, pytanie dotyczy konkretnie aktywności metali przekładającej się na ich właściwości. Która z podanych reakcji jest "prawidłowa"? Skąd wiedzieć, którą wybrać?
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 Fe(II)
2Fe + 6H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + 6SO2 + 6H2O Fe(III)

Podobne pytanie mam do miedzi:

Cu+H2SO4 → nie zachodzi
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + 2 H2O + SO2

O co chodzi?

To zależy od stężenia. Rozcieńczony kwas siarkowy nie jest traktowany jako utleniacz, więc prawdziwe są dwa "pierwsze" równania. Stężony utlenia metal redukując się przy tym do SO2 - stąd zastosowanie mają "drugie" równania.

Chodzi o potencjały reakcji redukcji i ulteniania Z tego co wiem, kwas siarkowy nie utleni Fe(0) do Fe(III). Różnica potencjałów jest zbyt duża, dodatkowo, nigdy nie zaobserwowałem koloru Fe3+ podczas roztwarzania żelaza w parudziesięcioprocentowym H2SO4. Ciekawostką jest, że stężony kwas siarkowy możę być przechowywany w stalowych pojemnikach.
Sprawdź sobie potencjały reakcji.
Żelazo może zostać utlenione do Fe2+ przez proton, ale kwas siarkowy nie jest wystarczająco dobrym utleniaczem, aby utlenić żelazo do Fe3+
Cu2+ jest pośrodku, proton jest nie jest w stanie go utlenić, ale kwas siarkowy już tak.
Wg potecjałów standardowych kwas siarkowy w ogóle nie powinien utlenić miedzi, ale rzeczywisty potencjał będzie się różnił przez stężenie inne niż 1.

Dziękuję niestety podane równania pochodzą z lekcji chemii, a nauczyciel uważa, że są prawidłowe, jednakowoż rozumiem te rozbieżności między podręcznikiem, a rzeczywistością

@kno3 - prawda, w stężonym pasywuje. Teraz mi się przypomniało, że nawet w Sękowskim synteza siarczanu żelaza (III) wymagała kwasu azotowego jako utleniacza.

Takie równania obrazują jedynie stechiometrię reakcji w danych warunkach. Często takie waunki nie są podane explicate i wymaga to jakiejś dodatkowej wiedzy.
Pełniejsze równanie to np. Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
Jeszcze inny wariant , jeszcze bardziej oddający sedno reakcji : Fe(s) + 2 H3O(+)(aq) → Fe(2+)(aq) + H2(g) +H2O(=H2O(aq), ale to już masło maślane)
Z tego wynika że reakcja prowadzona jest w r-rze wodnym i w reakcji uczestniczą solwatowane jony - czego nie można wydedukować z oryginalnego zapisu !
Niestety to częsty mankament we wczesnych etapach chemicznej edukacji i może być frustrujący dla co bardziej dociekliwych (ale dobrze że tacy są).

Co do systemu H2SO4-Fe-H2O, jest tak:
Do około 25% H2SO4 szybkość rozpuszczania Fe prawie monotonicznie rośnie, powyżej 25% zaczyna monotonicznie spadać i osiąga praktycznie zero powyże 65% (pasywacja). To się tyczy warunków "pokojowych".
W temperaturach > 150 C warstwa pasywacyjna zostaje zniszczona i żelazo zaczyna reagować ze stężonym H2SO4 (nawet 100%) w/g równania:
2Fe + 6H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + 6SO2 + 6H2O (produktami ubocznymi jest H2S oraz S)
Jaki jest mechanizm tej reakcji i jakie są etapy - trudno powiedzieć. Stężony i gorący H2SO4 jest mieszaniną rozmaitych solwatowanych i niesolwatowanych indywiduów chemicznych , będących w równowadze. Czy produktem pośrednim jest FeSO4 ? Może tak, a może nie, ale Fe2(SO4)3 można otrzymać podczas gotowania FeSO4 ze stężonym H2SO4.
Gorący stężony H2SO4 jest dość silnym utleniaczem i o ile pamiętam, rozpuszcza nawet złoto.
PS 1. potencjały red-ox nie mają zastosowania w przypadku reakcji 2Fe + 6H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + 6SO2 + 6H2O ponieważ jest to reakcja nieodwracalna i najprawdopodobniej nie jest jonowa, w dodatku trudno zaklasyfikować ją jako reakcję w r-rze wodnym.
PS 2. Fe2(SO4)3 jest biały i nierozpuszczalny w H2SO4
PS 3. to wszystko można sobie znaleźć w literaturze trochę bardziej zaawansowanej niż Sękowski (Mellor, Durrant & Durrant, publikacje, raporty itp itd)