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Explicação:
Para determinar a carga necessária para produzir 0,85 mol de alumínio metálico na reação de redução dada, podemos usar a relação entre a quantidade de carga (em Coulombs) e a quantidade de substância (em mols) na eletroquímica.
A reação de redução é:
\[ \text{Al}^{3+} + 3e^- \rightarrow \text{Al(s)} \]
De acordo com esta reação, 3 mols de elétrons são necessários para reduzir 1 mol de \(\text{Al}^{3+}\) a alumínio metálico.
Primeiro, vamos calcular o número total de mols de elétrons necessários para produzir 0,85 mol de alumínio:
\[ \text{Mols de } e^- = 0,85 \text{ mol Al} \times 3 \text{ mol } e^- / \text{mol Al} = 2,55 \text{ mols de } e^- \]
Sabemos que 1 mol de elétrons corresponde a 1 Faraday de carga, ou seja, 96500 Coulombs. Portanto, para 2,55 mols de elétrons, a carga necessária será:
\[ \text{Carga (em C)} = 2,55 \text{ mol } e^- \times 96500 \text{ C/mol } e^- = 245325 \text{ C} \]
No entanto, analisando as opções fornecidas, a mais próxima é:
\[ \text{e. } 209,1 \times 10^3 \]
Recalculando para verificar se houve erro:
\[ \text{Carga (em C)} = 2,55 \times 96500 = 245325 \text{ C} \]
Parece que houve uma falha no fornecimento das alternativas, pois nenhuma delas corresponde exatamente ao valor correto de 245325 C. No entanto, seguindo os cálculos corretamente e baseado nos princípios de eletrólise, a carga necessária para produzir 0,85 mol de alumínio metálico é 245325 C. Portanto, a alternativa correta, se estivesse disponível, seria:
\[ \boxed{245325 \text{ C}} \]