A princípio, estamos montando uma célula galvânica, ou seja, necessitamos de espontaneidade, senão, a célula não irá funcionar. Nesse contexto, vale lembrar que a espontaneidade de uma célula se traduz pela relação: \begin{matrix} E_{célula} = E_{cátodo} + E_{ânodo} \end{matrix}Em que para uma célula galvânica tender a funcionar, $E_{célula} > 0$. Com isso, observe os potenciais de redução, qual deles é maior? Ora, o do flúor, então ele deve reduzir. Por outro lado, o magnésio deve oxidar, veja que isso não é espontâneo, vamos escrever a reação para ficar mais fácil:\begin{matrix} \ce{2F- &<=>& 2e- + F2} & \color{#3368b8}{(\times 5)}\\ \ce{5e− +8H+ +MnO4- &<=>& Mn^{2+} +4H2O & \color{#3368b8}{(\times 2)}} \\ \hline \ce{10F- +18H+ +2MnO4- &<=>& 2Mn^{2+} +8H2O + 5F_2 } \end{matrix}Observe que nós invertemos a equação de redução do magnésio, assim, o potencial também é invertido, isto é, ele agora é de oxidação, assim como representa o ânodo. Portanto, conseguimos concluir:\begin{matrix} E_{célula} = 2,87 + (-1,51) = 1,36 \ \pu{V} \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (D) \end{matrix}