Vamos separar a reação desejada em duas semi-reações:

O potencial de redução do cátodo foi fornecido pelo enunciado. Porém, o potencial da primeira reação não foi fornecido. Em vez disso, o enunciado forneceu os potenciais de redução.

Perceba que a semi-reação desejada é igual à subtração das duas que foram fornecidas no enunciado.

Como o potencial é uma grandeza intensiva, não podemos subtrair diretamente as equações e subtrair seus potenciais. Porém, a Variação de Energia Livre de Gibbs, essa sim segue a Lei de Hess. Portanto, podemos subtrair as equações e subtrair seus Δ𝐺.

Agora, basta aplicar a relação entre a Energia Livre de Gibbs e o potencial da reação (Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸).

Agora, podemos substituir o valor encontrado nas semi-reações. Mas, note que calculamos o potencial de redução, porém, o ferro se oxida de +2 a +3, por isso, precisamos inverter o sinal.

Para calcular a constante de equilíbrio, podemos utilizar a Equação de Nernst.

Para a reação em estudo, tem-se n = 4. No equilíbrio, o potencial se anula (E = 0) e o coeficiente de ação de massas se iguala à constante de equilíbrio

Podemos usar a propriedade de mudança de base:

Gabarito: 10³¹