С. Т. Жуков Химия-10/11класс

18. Окислительно-восстановительные реакции

Особенностью ОВР в растворах (в частности, в водных) является возможность участия в этих реакциях растворителя (воды), а также продуктов автопротолиза растворителя (в случае воды – ионов оксония и гидроксид-ионов). В случае водных растворов это приводит к возможности протекания между одними и теми же исходными веществами разных реакций в разных средах: кислотной, нейтральной или щелочной. Так, между KMnO₄ и KNO₂ в растворе в зависимости от реакции среды могут протекать следующие химические реакции:

2MnO₄ + 5NO₂ + 6H₃O = 2Mn + 5NO₃ + 9H₂O (кислотная среда);
2MnO₄ + 3NO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3NO₃ + 2OH (нейтральная среда);
2MnO₄ + NO₂ + 2OH = 2MnO₄ + NO₃ + H₂O (щелочная среда).

Если известны все исходные вещества и продукты реакции, то, составляя уравнения таких реакций, можно пользоваться методом электронного баланса. Если же участники реакции не очевидны, то удобнее использовать метод электронно-ионного баланса (другое название – метод полуреакций). Использование этого (более сложного) метода оправдано еще и тем, что коэффициенты в уравнениях ОВР, протекающих в растворах, бывают довольно большими,(известна, например, реакция между тремя неорганическими веществами, сумма коэффициентов в уравнении которой равна 8600)  и их подбор методом электронного баланса оказывается очень трудоемким.

Рассмотрим метод электронно-ионного баланса на примере реакции диоксида марганца с соляной кислотой (реакция используется в лабораториях для получения хлора).

1. Запишем, какие реально существующие вещества и частицы имеются в нашей химической системе до начала реакции. Составляя этот перечень, обратим внимание на то, что

• из нерастворимых веществ в нашей системе присутствует только MnO₂,
• соляная кислота – кислота сильная, и в растворе нет молекул HCl,
• вода (соляная кислота – раствор хлороводорода в воде), наоборот, практически полностью состоит из молекул..

MnO₂, H₃O, Cl, H₂O

2. Для наглядности выделим окислитель (в данном случае MnO₂), взяв его формулу в прямоугольную рамочку, и восстановитель (в данном случае Cl) – в овальную рамочку. Подчеркнем ион, определяющий реакцию среды (ион H₃O+ – среда кислотная):

3. Запишем уравнение полуреакции восстановления окислителя. Эта операция разделяется на два этапа. На первом – добиваемся материального баланса (в правой и левой частях уравнения полуреакции – одинаковые атомы в равных количествах), а на втором этапе – зарядового (заряд в правой части уравнения равен заряду в левой).

Известно, что все соединения марганца в кислотной среде, восстанавливаясь, превращаются в ионы марганца(2), следовательно

MnO₂ Mn²

В левой части схемы полуреакции присутствуют два " лишних" атома кислорода в степени окисления –II, которые в реакции не меняют своей степени окисления. Поскольку ион O^2A, являясь очень сильным основанием, в водном растворе существовать не может, атомы кислорода в кислотной среде могут быть связаны ионами оксония с образованием молекул воды:

MnO₂ + 4H₃O   Mn + 6H₂O

На этом этапе мы достигли материального баланса. Однако заряд в левой части схемы полуреакции не равен заряду в правой части (+4 е и +2 е). Для уравнивания зарядов прибавим в левой части полуреакции 2 электрона. Уравнение полуреакции окислителя готово:

MnO₂ + 4H₃O  + 2e^– = Mn + 6H₂O

4. Запишем уравнение полуреакции восстановителя. При этом можно пользоваться следующим правилом: восстановитель обычно окисляется до ближайшей устойчивой в данных условиях степени окисления. Для хлора такой ближайшей степенью окисления будет ноль, следовательно, образуется газообразный хлор:

Cl Cl₂

Материальный баланс достигается в этом случае очень просто:

2Cl Cl₂

Для уравнивания заряда отнимем в левой части полуреакции два электрона:

2Cl –2е^– = Cl₂

5. Запишем теперь оба уравнения полуреакций в виде системы уравнений

MnO₂ + 4H₃O + 2e^– = Mn² + 6H₂O
2Cl –2е^– = Cl₂

В данном случае число отданных электронов равно числу принятых.

6. Если сложить эти два уравнения (в данном случае не домножая на дополнительные множители), то электроны сократятся, и мы получим ионное уравнение реакции.

MnO₂ + 4H₃O + 2Cl = Mn² + 6H₂O + Cl₂

7. Для написания молекулярного уравнения нам придется вернуться к самому началу наших рассуждений и вспомнить, что источником ионов оксония в нашей системе были только молекулы хлороводорода. Следовательно, четыре иона оксония образовались из четырех молекул HCl, а ионы марганца при удалении воды свяжутся с хлоридными ионами, образовав хлорид марганца(II):

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ +2H₂O + Cl₂

Два " лишних" хлорид-иона, добавленные нами в левой части уравнения, пошли на образование одной формульной единицы хлорида марганца(II). Четыре из шести образовавшихся молекул воды " входили в состав" ионов оксония и поэтому в молекулярном уравнении не учитываются.

Таким образом, алгоритм составления уравнения ОВР методом электронно-ионного баланса таков:

1. Составить перечень веществ и частиц, присутствующих в системе до начала реакции.
2. Найти среди них окислитель и восстановитель; определить реакцию среды.
3. Составить уравнение полуреакции окислителя.
4. Составить уравнение полуреакции восстановителя.
5. Уравнять число принятых и отданных электронов.
6. Составить ионное уравнение.
7. Составить молекулярное уравнение.

Составляя этим методом уравнений ОВР, необходимо учитывать следующие основные правила:

3) при составлении уравнения полуреакции окислителя нельзя использовать частицы восстановителя и наоборот, при составлении уравнения полуреакции восстановителя нельзя использовать частицы окислителя.

В рамках так называемой " теории электролитической диссоциации"  (устаревшая, но все еще широко применяемая в учебной литературе теория, не учитывающая существование немолекулярных веществ и предполагающая самостоятельное сущесвование ионов водорода), вместо H₃O записывают H. В этом случае процесс составления уравнения выглядит следующим образом

MnO₂ + 4H + 2e^– = Mn² + 2H₂O
2Cl –2е^– = Cl₂
MnO₂ + 4H + 2Cl = Mn² + 2H₂O + Cl₂
MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ +2H₂O + Cl₂

18.2. ОВР соединений марганца

Как вы уже знаете, в кислотной, нейтральной или щелочной среде ОВР одних и тех же окислителей и восстановителей часто протекают с образованием различных продуктов реакции. Рассмотрим подробнее окислительно-восстановительные свойства соединений марганца, проявляемые ими в разных условиях.

При проведении ОВР для создания в растворе кислотной среды обычно используют серную кислоту. Азотную кислоту используют крайне редко, так как она сама является сильным окислителем; соляную, бромоводородную и йодоводородную кислоты не используют из-за их способности к окислению. Щелочная среда создается добавлением в раствор гидроксидов натрия или калия.

Для марганца известны соединения, в которых он проявляет все возможные степени окисления: от нуля до +VII. В ОВР, протекающих в растворах, чаще всего участвуют соединения марганца в степенях окисления +II, +IV, +VII и, отчасти, +VI. Соединения марганца(II) проявляют слабо выраженные восстановительные свойства. Соединения, содержащие марганец в степенях окисления +IV, +VI и +VII, – более или менее сильные окислители. Наиболее сильными окислителями являются соединения марганца в степени окисления +VII. Металлический марганец – довольно активный восстановитель.

Условия протекания окислительно-восстановительных превращений для соединений марганца можно представить в виде схемы, приведенной на рисунке 2.

Как видно из приведенной на этом рисунке схемы, перманганат-ион, входящий в состав самого популярного в лабораторной практике окислителя, KMnO₄, в различных средах восстанавливается по-разному. В наибольшей степени окислительные свойства перманганат калия проявляет в кислотной среде, в несколько меньшей – в нейтральной и в наименьшей степени – в щелочной. Рассмотрим эти случаи на конкретных примерах.

Для составления уравнения воспользуемся методом электронно-ионного баланса.

1 и 2.       

При составлении уравнений ОВР наличием в растворе гидросульфатных ионов обычно пренебрегают. (Наличием ионов HSO₄ нельзя пренебрегать при составлении уравнений   ОВР типа взаимодействия концентрированной H₂SO₄ с NaBr (среди прочего образуется NaHSO₄), но уравнения этих реакций составляют, используя метод электронного балланса.)

3 – 5. В кислотной среде ион MnO₄ восстанавливается до иона Mn². " Лишние" атомы кислорода(–II) свяжутся ионами H₃O с образованием воды. Диоксид серы в присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства. При этом сера(IV) окисляется до ближайшей устойчивой степени окисления, то есть, до степени окисления +VI. Нетрудно убедиться, что единственной частицей, содержащей серу(VI) и устойчивой в водном растворе, будет сульфатный ион (действительно, SO₃ в водном растворе образоваться не может, так как реагирует с водой, давая H₂SO₄; молекулы серной кислоты (сильная кислота) в разбавленном водном растворе также не модут образоваться). Недостающие атомы кислорода(–II) могут быть " позаимствованы" у молекул воды с образованием ионов оксония, что в кислотной среде вполне допустимо

2	MnO4 + 8H3O + 5e– = Mn2 + 12H2O
5	SO2 + 6H2O – 2e– = SO42 + 4H3O

6. После умножения каждого из уравнений полуреакций на соответствующие множители, сложения уравнений и приведения подобных членов получаем ионное уравнение.

2MnO₄ + 5SO₂ + 6H₂O = 2Mn² + 5SO₄² + 4H₃O

7. Добавив в левой части уравнения необходимое количество противоионов и не забывая о них при написании формул продуктов реакции, запишем молекулярное уравнение:

2KMnO₄ + 5SO₂ + 2H₂O = 2MnSO₄ + 2H₂SO₄ + K₂SO₄

Из уравнения видно, что серная кислота, которая по смыслу задания должна была вступить в реакцию, в действительности в реакцию не вступает, а, наоборот, в процессе реакции выделяется, то есть добавлена в раствор только как средообразователь. Но это скорее исключение, чем правило. Убедимся в этом на другом примере.

1 – 2.

3 – 5. Азотистая кислота – кислота слабая, поэтому в растворе она присутствует в основном в виде молекул. Она легко окисляется при добавлении сильных окислителей. При этом степень окисления азота повышается до ближайшей устойчивой, то есть до +V (устойчивый в газовой фазе диоксид азота в воде диспропорционирует). Единственная частица, содержащая атом азота(V) и устойчивая в водном растворе – нитрат-ион.

2	MnO4 + 8H3O+  5e– = Mn2 + 12H2O
5	HNO2 + 4H2O – 2e– = NO3 + 3H3O+

6. Ионное уравнение

2MnO₄ + H₃O + 5HNO₂ = 2Mn² + 4H₂O + 5NO₃

7. При переходе от ионного уравнения к молекулярному первое приходится удваивать, так как одна молекула серной кислоты образует два иона оксония.

4KMnO_4p + H₂SO_4p + 10HNO_2p = MnSO_4p + 3Mn(NO₃)_2p + 6H₂O + 4KNO_3p

Это уравнение можно записать и по-другому:

4KMnO_4p + H₂SO_4p + 10HNO_2p = 4Mn(NO₃)_2p + 6H₂O + 2KNO_3p + K₂SO_4p

Оба уравнения правильные, так как отражают процесс, протекающий в растворе. При удалении воды кристаллизоваться будут все четыре соли [MnSO₄, Mn(NO₃)₂, K₂SO₄, KNO₃] причем в соотношении, определяемом их растворимостью, а не коэффициентами в каком-либо из уравнений.

3 – 5. Аммиак – слабое основание, поэтому среда в его водном растворе слабощелочная, и перманганат-ион в этих условиях при восстановлении превращается в диоксид марганца, выпадающий из раствора в виде бурого осадка. В нейтральной и щелочной среде очень мало ионов оксония, поэтому для связывания " лишних" атомов кислорода(–II) могут быть использованы лишь молекулы воды. Каждая молекула воды, присоединяя один атом кислорода(–II), превращается в два гидроксид-иона. Аммиак в этих условиях окисляется до азота (ближайшая устойчивая степень окисления – ноль).

2	6	MnO4 + 2H2O + 3e– = MnO2 + 4OH
1	3	2NH3 + 6H2O – 6e– = N2 + 6H3O

6. 2MnO₄ + 10H₂O + 2NH₃ = 2MnO₂ + 8OH + N₂ + 6H₃O

Так как в одной из полуреакций образуются гидроксид-ионы, а в другой – " ионы водорода" , что вполне допустимо в нейтральной (или близкой к ней) среде, перед приведением подобных членов в ионном уравнении необходимо учесть, что эти ионы одновременно в водном растворе существовать не могут (пройдет реакция нейтрализации).

2MnO₄ + 4H₂O + 2NH₃ = 2MnO₂ + 2OH + N₂ + 6H₂O
После приведения подобных членов получаем ионное уравнение:
2MnO₄ + 2NH₃ = 2MnO₂ + 2OH + N₂ + 2H₂O

7. 2KMnO₄ + 2NH₃ = 2MnO₂ + 2KOH + N₂ + 2H₂O

2	MnO4 + e– = MnO42
1	SO32 + 2OH – 2e– = SO42 + H2O

2MnO₄ + SO₃² + 2OH = 2MnO₄² + SO₄² + H₂O
2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Источником " недостающего" атома кислорода(–II) в щелочной среде могут быть только два гидроксидных иона, при попытке использовать молекулу воды или один гидроксидный ион образуются свободные ионы оксония, что в щелочной среде невозможно.

Диоксид марганца MnO₂ в кислотной среде, как вы уже знаете, также проявляет свойства сильного окислителя, например, окисляет не только хлорид-ион до хлора, но и нитрит-ион до нитрат-иона, йодид-ион до йода и т. д. В свою очередь сам диоксид марганца получается при взаимодействии перманганата калия с растворами солей марганца(II) по реакции конмутации

2MnO₄ + 3Mn² + 6H₂O = 5MnO₂ + 4H₃O

А устойчивый только в сильно щелочных растворах манганат калия K₂MnO₄ уже при незначительном подкислении и даже при разбавлении раствора водой диспропорционирует:

3MnO₄² + 2H₂O = 2MnO₄ + MnO₂ + 4OH

Очень сильным окислителем является оксид марганца(VII). Это кислотный оксид (при обычных условиях жидкость), активно реагирующий с водой

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

и поглощающий ее из воздуха. Он легко окисляет аммиак (до N₂), сероводород (до SO₂), сульфиды (до сульфатов), монооксид углерода и органические вещества (до CO₂), сам при этом восстанавливаясь до MnO₂.

18.3. ОВР соединений хрома

Как и марганец, хром также образует, соединения, в которых проявляет самые разнообразные степени окисления. Соединения хрома в низших степенях окисления являются восстановителями, а в высших – окислителями. Более или менее устойчивыми являются степени окисления О, +II, +III, и +VI (из них самая устойчивая +III). Как и для марганца, условия протекания окислительно-восстановительных превращений соединений хрома можно изобразить в виде схемы (см рис. 3).

В отличие от перманганат-иона, устойчивого как в кислотной, так и в щелочной среде, хромат-ион устойчив только в щелочной и, отчасти, в нейтральной среде. В кислотной среде хромат-ион превращается в дихромат-ион по реакции

2CrO₄² + 2H₃O = Cr₂O₇² + 3H₂O

Дихромат-ион, в свою очередь, устойчив только в кислотной и, отчасти, в нейтральной среде, а в щелочной превращается в хромат-ион:

Cr₂O₇² + 2OH = 2CrO₄² + H₂O

Поэтому в кислотной среде протекают окислительно-восстановительные процессы только с участием иона Cr₂O₇², а в щелочной – только с участием иона CrO₄². Так как в кислотной среде окислительные свойства кислотных остатков оксокислот всегда проявляются сильнее, чем в щелочной, дихромат-ион значительно более сильный окислитель, чем хромат-ион. И наоборот, гексагидроксохромат(III)-ионы, существующие только в щелочной среде, легко окисляются до хроматов(VI) такими сильными окислителями, как хлор, бром или пероксид водорода.

Как и металлический марганец, хром проявляет восстановительные свойства, легко окисляясь ионами оксония (без доступа кислорода – до Cr², на воздухе – до Cr³). Ион Cr², в отличие от Mn², – очень сильный восстановитель; он легко окисляется кислородом воздуха, восстанавливает ионы Fe³ до Fe², а также вступает и в другие ОВР.

Кристаллический триоксид хрома – очень сильный окислитель. Как и оксид марганца(VII), это кислотный оксид, легко реагирующий с водой с образованием хромовой кислоты H₂CrO₄. Следовательно, в ОВР он может вступать только в твердом виде. В частности, органические вещества при соприкосновении с CrO₃ окисляются до углекислого газа, сероводород – до SO₂, аммиак – до азота.

Составление уравнений ОВР с участием растворов соединений хрома полностью аналогично составлению уравнений реакций в случае соединений марганца, поэтому здесь приводятся лишь уравнения полуреакций ионов, содержащих хром:

Cr₂O₇² + 14H₃O + 6e^– = 2Cr³ + 21H₂O
CrO₄² + 4H₂O + 3e^– = [Cr(OH)₆]³ + 2OH
[Cr(OH)₆]³ + 2OH – 3e^– = CrO₄² + 4H₂O
Cr² – e^– = Cr³

18.4. ОВР азотной и серной кислот

Азотная кислота и ее растворы – сильные окислители. Концентрированные растворы азотной кислоты окисляют большинство металлов (кроме золота, платины, тантала и некоторых других), многие неметаллы (бор, графит, серу, фосфор и др.) и многие сложные вещества (сероводород, сульфиды, низшие оксиды меди и железа, многие органические вещества и др.) С железом, алюминием, хромом и некоторыми другими металлами концентрированная азотная кислота реагирует с образованием плотных кислородсодержащих покрытий, препятствующих дальнейшему окислению металла; это явление называется " пассивацией" металла.

С уменьшением концентрации азотной кислоты (с разбавлением) ее окислительная активность уменьшается, что отчасти связано с уменьшением числа молекул HNO₃ и увеличением числа ионов NO₃. Почти полностью окислительные свойства исчезают в растворах нитратов. С разбавлением азотной кислоты сужается круг восстановителей, с которыми она может реагировать, но увеличиваются скорости многих реакций.

При взаимодействии растворов азотной кислоты с восстановителями почти всегда образуются смеси продуктов, содержащих азот в различных степенях окисления (N2O помещен на схеме под степенью окисления +I условно, так как это усредненная степень окисления атомов азота в этом соединении. Истинные степени окисления здесь +I и +III. Также условно соединение это называется "оксид азота (I)" (см. рис. 4).

Однако во многих случаях можно выделить преимущественные направления реакций, то есть те реакции, продукты которых преобладают.

Так, в концентрированном растворе при спокойном протекании реакции (без взрыва или разброса веществ) азотная кислота восстанавливается до диоксида азота:

HNO₃ + H₃O + e^– = NO₂ + 2H₂O или HNO₃ + H + e^– = NO₂ + H₂O

По мере разбавления раствора в продуктах реакции появляется монооксид азота:

NO₃ + 4H₃O + 3e^– = NO + 6H₂O или NO₃ + 4H + 3e^– = NO + 2H₂O

При дальнейшем разбавлении могут протекать и два других процесса:

2NO₃ + 10H₃O + 8e^– = N₂O + 15H₂O или 2NO₃ + 10H + 8e^– = N₂O + 5H₂O
2NO₃ + 12H₃O + 10e^– = N₂ + 18H₂O или 2NO₃ + 12H + 10e^– = N₂ + 6H₂O

Три последние реакции в той или иной степени сопровождают друг друга. Соотношение газообразных продуктов зависит не только от концентрации кислоты и активности восстановителя, но и от температуры, которая во время реакции обычно не бывает постоянной. Поэтому преимущественное направление в каждом конкретном случае определяется экспериментально. Кроме того, в процессе реакции кислота расходуется, и ее концентрация понижается, что приводит к изменению соотношения продуктов реакции во времени. Тем не менее в подавляющем большинстве реакций разбавленная азотная кислота восстанавливается преимущественно до NO.

В очень разбавленных растворах азотная кислота проявляет окислительные свойства очень слабо и только по отношению к сильным восстановителям (магний, цинк, алюминий и подобные им металлы), при этом в растворе образуются ионы аммония:

NO₃ + 10H₃O + 8e^– = NH₄ + 13H₂O или NO₃ + 10H + 8e^– = NH₄ + 3H₂O

Вопреки распространенному мнению, во многих реакциях разбавленной азотной кислоты с металлами среди прочих газов выделяется и водород. Например, известно, что в реакциях с магнием или марганцем он образуется в количествах, вполне сопоставимых с количествами других выделяющихся газов. Однако ни при каких условиях водород не является единственным продуктом восстановления азотной кислоты.

Рассмотрим примеры реакций.

2	HNO3 + H3O + e– = NO2 + 2H2O
1	Cu – 2e– = Cu2

Cu + 2HNO₃ + 2H₃O+ = Cu² + 2NO₂ + 4H₂O

Так как источником ионов оксония является все та же азотная кислота, то в молекулярном уравнении записываем четыре молекулы HNO₃, из которых две восстанавливаются, а две образуют нитратные ионы, идущие на связывание ионов меди. Окончательно получаем:

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂   + 2H₂O

5	HNO3 + H3O + e– = NO2 + 2H2O
1	As + 9H2O – 5e– = H3AsO4 + 5H3O

As + 5HNO₃ = H₃AsO₄ + 5NO₂ + H₂O

В данном случае ионное уравнение совпадает с молекулярным.

Аналогично, с образованием соответствующих кислот, концентрированная азотная кислота реагирует с другими неметаллами, проявляющими восстановительные свойства (B, P, P₄, S₈ и др.)

9	HNO3 + H3O + e– = NO2 + 2H2O
1	FeS + 12H2O – 9e– = Fe3 + SO42 + 8H3O

FeS + 9HNO₃ + H₃O+ = Fe^3B + SO₄^2A + 9NO_2­ + 6H₂O

В молекулярном уравнении в этом случае будет присутствовать Fe₂(SO₄)₃, поэтому для получения трех сульфат-ионов мы вынуждены коэффициенты в уравнении утроить:

3FeS + 30HNO₃ = Fe₂(SO₄)₃ + Fe(NO₃)₃ + 27NO₂   + 15H₂O

1	NO3 + 4H3O + 3e– = NO + 6H2O
1	Fe – 3e– = Fe3

Fe + NO₃ + 4H₃O+ = Fe³ + NO­ + 6H₂O
Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO­ + 2H₂O

Как уже отмечалось, NO в этом случае – не единственный продукт восстановления HNO₃.

Концентрированная азотная кислота окисляет газообразный сероводород (так же как и сульфиды) до сульфат-ионов, а разбавленная – только до серы:

2	NO3 + 4H3O + 3e– = NO + 6H2O
3	H2S + 2H2O – 2e– = S + 2H3O

2NO₃ + 2H₃O + 3H₂S = 2NO + 6H₂O + 3S
2HNO₃ + 3H₂S = 2NO + 4H₂O + 3S

До серы окисляются разбавленной азотной кислотой и сульфиды (как растворимые, так и нерастворимые).

1	2	NO3 + 10H3O + 8e– = NH4 + 13H2O
4	8	Mg – 2e– = Mg2

4Mg + NO₃ + 10H₃O+ = 4Mg² + NH₄ + 13H₂O
4Mg + 10HNO₃ = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

В отличие от азотной кислоты, в которой при любых концентрациях атомами-окислителями являются атомы азота, в серной кислоте атомы серы являются окислителями только в концентрированных растворах (и, конечно, в безводной серной кислоте). Концентрированная серная кислота – сильный окислитель, по окислительной способности почти не уступающий концентрированной азотной кислоте, а в некоторых случаях даже превосходящий ее. Она реагирует, почти со всеми восстановителями, с которыми реагирует концентрированная азотная кислота. Концентрированной серной кислотой, как и азотной, часть металлов пассивируется.

Уравнение полуреакции восстановления серной кислоты в концентрированном растворе:

H₂SO₄ + 2H₃O + 2e^– = SO₂ + 4H₂O или H₂SO₄ + 2H + 2e^– = SO₂ + 2H₂O

В случае взаимодействия с сильными восстановителями среди продуктов реакции могут встречаться сера и сероводород, но они будут образовываться только в случае бурно протекающей реакции, сопровождающейся обильным выделением газообразных продуктов. В обычных условиях и сера, и сероводород успевают прореагировать с концентрированной серной кислотой, окисляясь до диоксида серы.

В разбавленных растворах и сульфат-ион, и гидросульфат-ион окислительными свойствами (за счет атомов серы) не обладают. Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, то есть, она ведет себя так же, как и другие кислоты-" неокислители" (HCl, HBr, CH₃COOH и т. п.). Уравнение полуреакции в этом случае:

2H₃O + 2e^– = H₂ + 2H₂O или 2H + 2e^– = H₂

Рассмотренные нами особенности окислительной активности азотной и серной кислот, в зависимости от их концентрации иллюстрируют общее правило: окислительные свойства окислителей в концентрированных растворах проявляются сильнее, чем в разбавленных. То же относится и к растворам восстановителей.