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Neste obtivemos a reação entre o Zinco (Zn (s)) e Ácido Sulfúrico (H2SO4(aq)), tendo como decorrência o gás Hidrogênio (H2 (g)), como na reação1. 
Equação 1:
Zn (s) + H2SO4 (aq)     →   ZnSO4 (aq)+   H2 (g) 
Reação entre zinco e ácido sulfúrico, produzindo o gás hidrogênio.
A reação que acontece nesse experimento é a de simples troca, também conhecida como reação de oxirredução, essas ocorrem entre uma substância composta (formada por mais de um elemento químico) e outra simples (que é formada apenas por um elemento químico), que originam outra substância composta e outra simples. [1] 
Nessas reações o que acontece é que a substância simples, no caso o Zinco, retira da substância composta, o Ácido Sulfúrico, uma nova substância simples, o Hidrogênio, pela transferência de elétrons. Quando um elemento ganha elétrons, é dito que o mesmo sofreu uma redução, por outro lado o que perde elétrons é caracterizado como o elemento que sofreu oxidação. 
Essas reações de oxirredução ocorrem porque há a transferência de elétrons entre as espécies químicas. 
Equação 2:
Transferência de elétrons (oxidação e redução) em reação entre zinco e ácido sulfúrico.
Pode-se perceber que o zinco metálico (Zn) perdeu dois elétrons (sofreu oxidação), tornando-se o cátion zinco (Zn2+) que está presente na solução de Sulfato de Zinco. Esses elétrons foram recebidos (redução) pelo cátion Hidrogênio (H+) que estava presente na solução de Ácido Sulfúrico e que formou o gás Hidrogênio (H2).
Para que as reações de simples troca ou oxirredução ocorram, é necessário que a substância simples seja mais reativa que o elemento que será deslocado da substância composta. [1] No experimento realizado, o Zinco metálico era mais reativo que o Hidrogênio e, por isso, a reação aconteceu.
Experimento 2
Parte 1
	Neste experimento consegue-se observar melhor como ocorre a propriedade de redução, verificando como óxido de cobre, aquecido, se reduz, se tornando cobre metálico, na presença do gás hidrogênio, produzido no experimento 1.
	 Quando o óxido de cobre (de coloração negra) é colocado no sistema de produção de hidrogênio, demonstrado no experimento anterior, para que ocorra sua redução, o gás produzido entra em contato com o óxido de cobre aquecido e, como resultado, ele perde oxigênio e vai aos poucos se tornando castanho avermelhado, pois está sendo reduzido a cobre metálico.
	Tal particularidade pode ser vista na reação química 3, e na imagem? registrada durante o experimento.
Reação 3:
CuO (s) + H2 (g) → Cu (s) + H2O (l)
Óxido de cobre se reduzindo na presença de hidrogênio.
Imagem?
Redução do óxido de cobre, aquecido, pelo gás hidrogênio.
Parte 2
Na segunda parte desse experimento é possível observar as propriedades reacionais do hidrogênio em contato com permanganato de potássio, dicromato de potássio e cloreto de ferro III. (Figura T)
Figura T:
No primeiro tubo de ensaio pode-se observar a redução do permanganato de potássio ao entrar em contato com o gás hidrogênio e a solução de ácido sulfúrico, decorrentes da reação 4.
Reação 4:
3 H2SO4 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 5 H2 (g)→ 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2 O(g) 
Reação entre permanganato de potássio com ácido sulfúrico e gás hidrogênio.
É possível notar que essa solução feita, troca de coloração, consequência dos produtos formados, portanto essa não era a reação esperada. 
Imagem?
Solução de permanganato de potássio apenas com água e com ácido sulfúrico e gás hidrogênio na sequência.
	O permanganato de potássio por ser um bom agente oxidante se reduz de Mn +7 para Mn +2, formando o sulfato de manganês II, bastante solúvel em meio aquoso, causando a troca de coloração, testando a atividade do gás hidrogênio, como a produção do mesmo não foi extremamente eficiente, ou seja, não havia gás suficiente para criar um fluxo de bolhas muito bom no tubo contendo o ácido sulfúrico e permanganato de potássio, então, houve pouca reação. Se a mesma tivesse acontecido de forma efetiva, o Mn deveria ser reduzido e descolorir e o hidrogênio oxidar. [2]
 
	A esse mesmo experimento foi adicionado aparas de zinco metálico, mas só foi notada a efervescência dentro do tubo com a solução.
	A outro tubo que foi adicionado o dicromato de potássio, ácido sulfúrico e o gás hidrogênio, foi possível notar a troca de coloração da solução formada.
Reação O: K2Cr2O7 + 3 H2 + 4 H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O
Figura Y
	
	No tubo de ensaio que acomodava a solução de cloreto de ferro III, quando o ácido sulfúrico foi adicionado houve uma troca de coloração bem nítida (Figura U). A reação que se observa é a reação O:
Reação O: 2FeCl3 + H2 2 FeCl2 + 2 HCl 
Figura U
Isso ocorre porque o cloreto de ferro reage com ácido sulfúrico (H2SO4), em reação de simples deslocamento. O mesmo doa elétrons para o enxofre formando sulfato de ferro (FeSO4) os hidrogênios combinam entre se e formam gás hidrogênio. 
	Experimento 4
	No tubo de ensaio com identificação de alumínio, foi adicionado o hidróxido de sódio e pode-se observar a reação x.
Reação x: 2 Al(s) +2 NaOH (aq) + 2 H2O (l) 2 NaAlO2 (aq) + 3 H2 (g)
	 A reação observada é exotérmica, ou seja, libera calor. A temperatura da mistura se eleva muito rapidamente e chega a ferver a água fazendo o aluminato ficar diluído na água, o que a deixa com uma coloração negra e o hidrogênio por ser um gás se dissipa no ar enquanto a reação de oxidação acontece. 
A oxidação ocorre quando o elemento perde elétrons, no caso o Al(s) que tem o NOX 0 e com a reação e o seu número de oxidação muda para +3.
	Já no tubo identificado com o Magnésio foi adicionado ácido clorídrico que ocorreu a reação xx.
Reação xx. Mg(s) + 2 HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2 (g) 
	
	No tubo se pode observar a formação do gás hidrogênio gradativamente, ao mesmo tempo em que o magnésio se oxida, como na figura w durante essa reação houve pouca liberação de calor.
Figura w:
Tal reação também é de oxirredução, onde o magnésio se oxida e o hidrogênio reduz.
Conclusão:
A partir das reações propostas nos experimentos, foi possível obter hidrogênio em sua forma gasosa, e através da reação do mesmo com diferentes reagentes, conseguiu-se analisar o seu comportamento e sua capacidade como agente redutor e seu potencial inflamável.
 
	Referencia
[1] FOGAÇA, J. Reações simples troca ou deslocamento. Disponível em: <https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-deslocamento.htm > acesso em 27/08/2018.
[2] RUSSELL, J. B. QUÍMICA GERAL. 2ª edição. Volume 1 - São Pulo: Pearson Makron Books, 1994.
[3] ATKINS, Peter W; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006.