Primeiramente, vamos calcular o potencial padrão da reação dada no enunciado. Note que ocorre uma redução do $\ce Fe ^{3+}$ a $\ce Fe^{2+}$ e oxidação do $\ce Sn^{2+}$ a $\ce Sn^{4+}$. O potencial padrão é dado pela diferença entre o maior potencial de redução e o menor. Do enunciado, temos que o potecial é: $E_{Fe ^{3+} / Fe^{2+}} - E_{Sn^{4+} / Sn^{2+}} = 0,61 V$ Usando a equação de Nernst e sabendo que no equilíbrio o potencial é nulo (*): $E = E^0 - \frac{RT}{nF}log(K) \rightarrow 0 = 0,61 - \frac{0,059}{2}log(K) \rightarrow K ≅ 10^{20,67} ≅ 10^{21}$ Letra A (*) Como a variação da energia livre $\Delta G$ é nula no equilíbrio, e $\Delta G = -nFE$, sendo $n$ e $F$ o número de mols de elétrons e a constante de Faraday, ambos não nulos, $E$ deve ser igual a zero.