A princípio, existe um erro crasso de notação, pois ele denota potenciais de oxidação conforme a simbologia, mas na verdade seriam de redução devido ao sinal. Vamos começar montando a célula: Pensando nos potenciais fornecidos, em que estes seriam caso corretamente denotados: \begin{matrix} \ce{Pb &<=>& Pb^{2+} + 2e- &,& E^0_{Pb/Pb^{2+}} = 0,13} \\ \ce{Ni &<=>& Ni^{2+} + 2e- &,& E^0_{Ni/Ni^{2+}} = 0,25} \end{matrix}Lembre-se que a célula é galvânica, ou seja, queremos espontaneidade, para isso, o mais adequado é o chumbo reduzir, assim como o níquel oxidar. No caso, teríamos:\begin{matrix} E_{célula} = E_{ânodo} + E_{cátodo} = 0,25 + (-0,13) = 0,12 \end{matrix}$\color{orangered}{\text{Obs:}}$ Não se esqueça que ao inverter uma reação, o potencial inverte o sinal. Agora, vamos trabalhar o problema em si, isto é, quanto iodeto de potássio deve ser colocado até a inversão de polaridade. Nesse sentido, note que para inversão, o potencial de oxidação do chumbo deve ser maior que o do níquel, já para iminência de inversão, ele deve ser igual ao do níquel (estagnando o processo). Com isso, devemos ter:\begin{matrix} \ce{E_{Pb^{2+}/Pb} \ge 0,25 \ V} \end{matrix}Desse modo, iremos utilizar a equação de Nernst, veja:\begin{matrix} \ce{E_{Pb^{2+}/Pb} = E^0_{Pb^{2+}/Pb} - \dfrac{0,06}{2}\log{[\ce{Pb^{2+}}]} \ge 0,25} \\ \\ 0,13 - 0,03\log{[\ce{Pb^{2+}}]} \ge 0,25 \\ \\ \log{[\ce{Pb^{2+}}]} \le -4 \\ \\ [\ce{Pb^{2+}}] =10^{-4} \ \pu{mol/L} \end{matrix}Por fim, a partir do produto de solubilidade do iodeto de chumbo, facilmente encontraremos a concentração de ânions iodo necessários, veja:\begin{matrix} \ce{K_{ps} = [Pb^{2+}][I^-]^2 = 8,5 \times 10^{-9}} \\ \\ \ce{[I^-]^2 = 8,5 \times 10^{-5}} \\ \\ \ce{[I^-] \approx 1 \times 10^{-2}} \end{matrix}Conforme a estequiometria da dissociação do iodeto de potássio, percebe a razão $1:1:1$, ou seja, a concentração em íons iodo necessárias é a mesma de iodeto de potássio.\begin{matrix}Letra \ (A) \end{matrix}$\color{#3368b8}{\text{Comentário:}}$ Existe mais um ponto que pode ser discutido aqui, à nível de ensino médio, não se trabalha com múltiplas reações de oxirredução numa única célula, ou seja, admitimos simplesmente que ocorre o mais viável. Nesse contexto, não procede a inversão conforme a concentração de iodo listada, na verdade, ocorre outra reação, de contato entre o chumbo oxidando e iodo reduzindo, pois o potencial de redução do iodo é muito elevado. Você pode verificar isso pela equação de Nernst, mas a ideia aqui é perceber que ao ocorrer esse processo, não haveria inversão, mas sim anulação no multímetro, visto que não haveria mais elétrons passando pelo circuito.