Sabendo que 36g de alumínio reagiram completamente com ácido sulfúrico, conforme a reação:AL + H2SO4➡️ AL2(SO4)3 + H2A) a massa de ácido sulfúrico

\[2Al + 3{H_2}S{O_4} \to A{l_2}{(S{O_4})_3} + 3{H_2}\]

a) A reação estequiométrica indica que 2 mols de Al são necessários para reagir com 3 mols de ácido sulfúrico. O enunciado fornece a massa de Al = 36 g. O primeiro passo é determinarmos quantos mols de Al existem em 36 g de Al, para isso basta fazermos uma regra de três. Sabendo que a massa atômica do Al = 27 g/mol, podemos escrever:

\[\eqalign{ & 1mo{l_{Al}} \to 27g \cr & Xmo{l_{Al}} \to 36g \cr & X = 1,33mol }\]

Usando a proporção estequiométrica (2:3), podemos afirmar que 1,33 mols de Al reagiram com 2 mols de ácido sulfúrico. Agora, basta acharmos a massa correspondente a 2 mols de ácido sulfúrico. Sabemos que a massa molar do ácido sulfúrico é igual a 98 g/mol. Basta uma nova regra de três e determinaremos a massa que foi utilizada.

\[\eqalign{ & 1mo{l_{acido}} \to 98g \cr & 2mol{s_{acido}} \to Yg \cr & Y = 196g }\]

Portanto, a massa de ácido sulfúrico consumida foi de \(\boxed{196g}\)

b) Usando a proporção estequiométrica (2:1), podemos afirmar que 1,33 mols de Al produziram 0,66 mols de sulfato de alumínio. Assim, encontraremos a massa correspondente a 0,66 mol de sulfato de alumínio. Dado que a massa molar para o sulfato de alumínio é 342,15 g/mol. Basta fazermos a regra de três para determinarmos a massa que foi produzida.

\[\eqalign{ & 1mo{l_{sulfato}} \to 342,15g \cr & 0,66mo{l_{sulfato}} \to Zg \cr & Z = 225,8g }\]

Portanto, a massa de sulfato de alumínio produzida foi de \(\boxed{225,8g}\)

c) Da relação estequiométrica, caso a quantidade de Al fosse suficiente, 6 mols de ácido sulfúrico produziriam 2 mols de sulfato de alumínio. No entanto, se somente 36g de Al forem fornecidos, serão produzidos os mesmos 225,8 g de sulfato, mesmo em excesso de ácido sulfúrico.

d) Usando agora a proporção estequiométrica (2:3), podemos dizer que 1,33 mols de Al produziram 2 mols de gás hidrogênio. Assim, teremos que determinar o volume correspondente a 2 mols de gás hidrogênio. Para isso usaremos novamente a regra de três. Ainda sabemos que, na CNTP, o equivalente a 1 mol de gás ocupa um volume de 22,4 L. Então:

\[\eqalign{ & 1mo{l_{{H_2}}} \to 22,4L \cr & 2mol{s_{{H_2}}} \to VL \cr & V = 39,8L }\]

Portanto, a massa de gás hidrogênio liberado foi de \(\boxed{44,8L}\)