A questão é uma alusão a proteção catódica, em que o ferro acaba sendo um metal de sacrifício. Nesse contexto, o enunciado é bem direto e permite que a resolução acompanhe os dados do problema, assim vamos começar encontrando a corrente que percorre o sistema. Para isso, têm-se dois dados, a área da tubulação, e a densidade de corrente, tal que:\begin{matrix}i = \dfrac{\pu{10 mA}}{\pu{m^2}} \cdot \pu{480 m^2} &\therefore& i = 4,8 \ \pu{A} \end{matrix}Por conseguinte, o enunciado nos informa que o processo ocorreu pelo período de $1$ hora, assim como se solicita a massa de ferro corroída. Nessa perspectiva, vamos primeiro encontrar quanta carga fora utilizada em todo o processo, com esse intuito, vale a conhecimento acerca do conceito de corrente:\begin{matrix} i = \dfrac{Q}{\Delta t} &\therefore& Q = 17.280 \ \pu{C} \end{matrix}$\color{orangered}{\text{Obs:}}$ $1 \ \pu{h} = 3600 \ \pu{s}$ Agora, devemos analisar semirreação de corrosão, em que:\begin{matrix} \ce{Fe_{(s)} -> Fe^{2+}_{(aq)} + 2e-} \end{matrix}Por fatores de conversão, o problema já está resolvido, veja:\begin{matrix} m(\pu{Fe^{2+}}) = \dfrac{\ce{55,85 g Fe^{2+}}}{\ce{1 mol Fe^{2+}}} \cdot \dfrac{\ce{1 mol Fe^{2+}}}{\ce{2 mol e-}} \cdot \dfrac{\ce{1 mol e-}}{\ce{1 F}} \cdot \dfrac{\ce{1 F}}{\ce{ 96.500 C}} \cdot 17.280 \ \pu{C} \end{matrix}\begin{matrix} \boxed{m(\pu{Fe^{2+}}) = 5,0 \ \pu{g}} \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (D) \end{matrix}$\color{#3368b8}{\text{Nota:}}$ O ITA fornece a massa molar das espécies necessárias na capa da prova, a qual foi utilizada para resolver o problema - conforme massa molar do ferro.