$• \ \text{Alternativa (A):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ O alumínio apresenta bom potencial de oxidação, assim, quando atua como ânodo, é de se esperar que oxide. $• \ \text{Alternativa (B):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ Como dito anteriormente, o alumínio apresenta bom potencial de oxidação, por conseguinte, um mau potencial de redução. Nesse sentido, espera-se a redução de moléculas como a água, ou cátions hidrogênio - representados em $\text{I}$ e $\text{II}$ nas semi-reações inversas. $• \ \text{Alternativa (C):}$ $\color{orangered}{\text{Errada}}$ Pela semi-reação $\text{I}$, podemos encontrar a carga $Q$ envolvida:\begin{matrix} Q = \dfrac{\ce{1 F}} {\ce{1 mol e-}} \cdot \dfrac{\ce{3 mol e-}}{\ce{1 mol Al}} \cdot \ce{1 mol Al} &\therefore& Q = 3 \pu{F} \end{matrix} $• \ \text{Alternativa (D):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ Conhecida a massa molar do alumínio - $\ce{26,98 g/mol}$ - têm-se:\begin{matrix} m = \dfrac{\ce{26,98g Al}}{\ce{1 mol Al}} \cdot \dfrac{\ce{1 mol Al}}{\ce{3F}} \cdot \ce{\dfrac{3}{2}F} &\therefore& m \approx 13 \ \pu{g} \end{matrix}$\color{orangered}{\text{Obs:}}$ O resultado é muito apelativo, já que sem dúvidas o melhor seria $13,5 \pu{g}$. Entretanto, admitindo dois algarismos significativos, chegamos ao resultado acima. $• \ \text{Alternativa (E):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$ A priori, a corrosão em meio ácido se dá pelas semi-reações $\text{I}$ e $\text{III}$, veja: \begin{matrix} \text{Cátodo:} & \ce{2e- + 2H+ &\rightarrow& H_2 } & (\ce{3x}) \\ \text{Ânodo:} & \ce{Al_{(c)} &\rightarrow& Al^3+ + 3e− } & (\ce{2x}) \\ \hline \text{Célula:} & \ce{2Al_{(c)} + 6H+&\rightarrow& 2Al^3+ + 3H_2 } & \end{matrix}Agora, pensando no volume $(V)$ de hidrogênio produzido: \begin{matrix} V = \dfrac{\ce{22,4L H_2}}{\ce{1 mol H_2}} \cdot \dfrac{\ce{3 mols H_2}}{\ce{2 mols Al}} \cdot \ce{1 mol Al} &\therefore& V \approx 34 \ \pu{L} \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (C) \end{matrix}