TALLER ELECTROQUIMICA 2 (1) (1)

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TALLER ELECTROQUÍMICA 
1. Defina claramente los siguientes conceptos: 
● Oxidación 
Fenómeno químico en virtud 
del cual se transforma un 
cuerpo o un compuesto por la 
acción de un oxidante, que 
hace que en dicho cuerpo o 
compuesto aumente la 
cantidad de oxígeno y 
disminuya el número de 
electrones de alguno de los 
átomos. 
● Reducción 
es el proceso electroquímico 
por el cual un átomo o un ion 
gana electrones. Implica la 
disminución de su estado de 
oxidación. 
● Agente Oxidante 
es una sustancia que causa 
oxidación en otras sustancias 
en reacciones 
electroquímicas o de 
reducción y oxidación. Un 
elemento oxidante o agente 
oxidante es aquel que alcanza 
un estado energético estable 
producto de que el oxidante 
se reduce y gana electrones. 
● Agente Reductor 
es aquel que cede electrones 
a un agente oxidante. Existe 
una reacción química 
conocida como reacción de 
reducción-oxidación, en la 
que se da una transferencia 
de electrones. 
● Estado de oxidación 
se define como la suma de 
cargas eléctricas positivas y 
negativas de un átomo, lo cual 
indirectamente indica el 
número de electrones que 
tiene el átomo. ... Si el átomo 
cede un electrón las cargas 
positivas de los protones no 
son compensadas, pues hay 
insuficientes electrones. 
● Potencial redox 
El potencial Redox (ORP) es 
una medida efectiva de medir 
la energía química de 
oxidación-reducción mediante 
un electrodo, convirtiéndola 
en energía eléctrica, la cual se 
utiliza para conocer el 
saneamiento del agua 
potable, se expresa en mili 
voltios – mV – y nos informa 
sobre el potencial de 
oxidación o de reducción. 
● Ánodo 
El ánodo es un electrodo en el 
que se produce una reacción 
de oxidación, mediante la cual 
un material, al perder 
electrones, incrementa su 
estado de oxidación. 
● Cátodo 
Un cátodo es un electrodo que 
sufre una reacción de 
reducción, mediante la cual 
un material reduce su estado 
de oxidación al recibir 
electrones. Regla 
mnemotécnica: Cátodo → 
Reducción Ánodo → 
Oxidación La polaridad del 
cátodo, positiva o negativa, 
depende del tipo de 
dispositivo. 
● Electrodo 
Un electrodo es un conductor 
eléctrico utilizado para hacer 
contacto con una parte no 
metálica de un circuito, por 
ejemplo un semiconductor, un 
electrolito, el vacío del grupo, 
un gas, etc. 
● Celda electrolítica 
Se denomina celda 
electrolítica al dispositivo 
utilizado para la 
descomposición mediante 
corriente eléctrica de 
sustancias ionizadas 
denominadas electrolitos. Los 
electrolitos pueden ser ácidos, 
bases o sales. Al proceso de 
disociación o descomposición 
realizado en la celda 
electrolítica se le llama 
electrólisis. 
● Celda electroquímica 
Una celda electroquímica es 
un dispositivo capaz de 
obtener energía eléctrica a 
partir de reacciones químicas. 
Un ejemplo común de celda 
electroquímica es la pila, que 
es una celda galvánica 
simple, mientras una batería 
eléctrica consta de varias 
celdas conectadas en serie o 
paralelo. 
● Pila Galvánica 
 denominada en honor de 
Luigi Galvani y Alessandro 
Volta respectivamente, es una 
celda electroquímica que 
obtiene la energía eléctrica a 
partir de reacciones redox 
espontáneas que tienen lugar 
dentro de la misma. 
 
 
● Puente Salino 
es un dispositivo de 
laboratorio utilizado para 
conectar las semiceldas de 
oxidación y reducción de una 
celda galvánica, un tipo de 
celda electroquímica. 
2. Consulte qué es la Serie electromotriz o Serie electroquímica, que tipo 
de información suministra y cómo debe ser utilizada. 
 
Se denomina fuerza electromotriz (FEM) a la energía proveniente de 
cualquier fuente, medio o dispositivo que suministre corriente eléctrica. 
Cuando metales distintos están separados por un electrolito o una capa 
delgada de un gas, capaces de actuar sobre ellos, se establece entre dichos 
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metales una diferencia de potencial. Los diversos metales pueden ordenarse 
en una serie, en la cual cada uno de ellos sea más electropositivo que los 
que le siguen, denominada serie electromotriz, la cual puede explicar 
cuantitativamente, la tendencia y el porqué de una oxidación o reducción. 
1.Determinación de la espontaneidad de las reacciones redox. 
2. Completar y balancear las ecuaciones de reacción de sustitución sencilla 
y clasificar el tipo de reacción. 
3. Cálculo de potenciales que se pueden obtener por la combinación 
adecuada de dos semireacciones. 
Al explicar la fuerza electromotriz (FEM), se debe saber que: 
Para poder suministrar corriente eléctrica, es necesaria la existencia de una 
diferencia de potencial entre dos puntos o polos que sea capaz de bombear 
o impulsar las cargas eléctricas a través de un circuito cerrado. 
Una diferencia de potencia se puede usar para suministrar energía, y con ello 
sostener una corriente, en un circuito externo se llama fuerza electromotriz, 
(FEM) término acuñado por Volta aunque se trata de una palabra 
equivocada, ya que no es una fuerza. 
Prácticamente, la FEM es el voltaje medio entre las terminales de la fuente 
cuando No se toma corriente de ella ni se le entrega corriente. Es decir, la 
FEM es una acción no electrostática sobre las cargas en los conductores que 
da lugar a una separación de las cargas y que las hace permanecer 
separadas, siendo una magnitud que cuantifica una transferencia de energía 
( de la pila a las cargas del circuito) asociada a un campo no conservativo y 
se mide en voltios. 
 
 
 
Serie electromotriz: 
Esta serie puede utilizarse en muchas formas. 
1. Determinación de la espontaneidad de las reacciones redox. 
2. 2. Completar y balancear las ecuaciones de reacción de sustitución 
sencilla y clasificar el tipo de reacción. 
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3. Cálculo de potenciales que se puedan obtener por la combinación 
adecuada de dos semirreacciones. 
Para poder suministrar la corriente eléctrica, es necesaria la existencia de 
una diferencia de potencial entre dos puntos o polos que sea capaz de 
bombear o impulsar las cargas eléctricas a través de un circuito cerrado. 
 
3. Defina que es el Potencial de la pila, energía libre de Gibs, y la Ecuación 
de Nernst en condiciones normales y a condiciones diferentes y discuta 
su efecto sobre la espontaneidad de las reacciones. 
 
El potencial de la pila se calcula como la diferencia entre los potenciales del 
cátodo y el ánodo (el de mayor potencial menos el de menor potencial). 
¡Incorrecto! El potencial de la pila debe ser positivo. El potencial de los 
electrodos depende de las concentraciones iónicas en disolución. 
La energía libre de Gibbs (ΔGº = ΔHº - TΔSº; J en unidades SI) es la 
cantidad máxima de trabajo de no expansión que se puede extraer de un 
sistema cerrado termodinámicamente (uno que puede intercambiar calor y 
trabajo con su entorno, pero no materia). Este máximo solo se puede 
alcanzar en un proceso completamente reversible. Cuando un sistema se 
transforma reversiblemente de un estado inicial a un estado final, la 
disminución de la energía libre de Gibbs equivale al trabajo realizado por el 
sistema en su entorno, menos el trabajo de las fuerzas de presión. 
La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de 
un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1 M, presión 
de 1 atm, temperatura de 298 K o 25 °C). 
E= Eº – RT / nF . ln (Q) 
De donde E, hace referencia al potencial del electrodo. 
Eº= potencial en condiciones estándar. 
R= constante de los gases. 
T= temperatura absoluta (en grados Kelvin). 
n= número de moles que tienen participación en la reacción. 
F= constante de Faraday ( con un valor de 96500 C/mol, aprox.) 
Q= cociente de reacción 
 
 
https://es.wikipedia.org/wiki/Julio_(unidad)
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4. Explique la diferencia entre carga eléctrica (q, columbios), Corriente 
eléctrica (I, Amperios) y potencial eléctrico (E, voltios). 
 
El ampere es aquella corriente constante que, si se mantiene en dos 
conductores rectos de longitud infinita, de sección transversal despreciable, 
separados a un metro de distancia y en el vacío, produce entre dichos 
conductores una fuerza igual a 2×10−7 newtons por metro. 
El coulomb es la unidad de carga del SI. La magnitud de un coulomb se deriva 
del ampere, y se define como la cantidad de carga que fluye en un segundo 
cuando la corriente es de 1 ampere. 
1 ampere= 1coulomb/segundo 
El volt es la unidad de diferencia de potencial eléctrico, también conocida 
como voltaje. Oficialmente, 1 volt se define como la diferencia de potencial 
que se establece entre dos puntos de un alambre que transporta una 
corriente de 1 ampere cuando la potencia que disipa es de 1 watt. 
1volt=1watt/ampere 
 
5. Si la velocidad de reacción es de 1.0g de tiosulfato por minuto, ¿Qué 
corriente (en amperios) fluye desde el agente reductor al agente 
oxidante?Consulte cuales son las Leyes de Fraday aplicables a 
electroquimica y las ecuaciones involucradas 
6. Cual es la notación usada para expresar electrodos y pilas, que significa 
cada componente dentro de esta notación. 
 
Ejemplo: - Zn / Zn+2 (1 M) // Cu+2 (1M) / Cu + 
 
Donde se aplica: 
 
-La barra vertical, /, denota una interfase. 
-La doble barra vertical, //, denota una unión líquida para la que el potencial 
de unión es cero, tal como un puente salino. 
 -Ánodo: electrodo en el que tiene lugar la semirreacción de oxidación. 
Constituye el electrodo negativo 
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 -Cátodo: el electrodo en el que se produce la reducción. Es el electrodo 
positivo de la pila. 
 -Conexión eléctrica: un conductor eléctrico sólido que permite el flujo de 
electrones desde el electrodo negativo al positivo 
 -Conexión iónica: un tabique poroso de porcelana o un puente salino que 
permite la difusión de los iones de una disolución a otra de forma que se 
iguale la carga neta de ambas. 
 
 
 
7. Complete la siguiente tabla: 
Concepto Ecuación 
Potencial Estándar de la Pila 
Para calcular el potencial estándar 
de una pila, al potencial estándar 
mayor (reducción en el cátodo) se 
le quita el potencial estándar menor 
(oxidación en el ánodo), calculando 
así la diferencia entre ambos 
valores, la diferencia de potencial. 
 
 
 
 
ΔG = G final – G inicial 
 
Energía libre de Gibs 
Es la cantidad máxima de trabajo de 
no expansión que se puede extraer 
de un sistema cerrado 
termodinámicamente (uno que 
puede intercambiar calor y trabajo 
con su entorno, pero no materia). 
 
 
 ΔG = -nFEpila 
 
 
 
Ecuación de Nerst 
Se utiliza para calcular el potencial 
de reducción de un electrodo fuera 
de las condiciones estándar 
(concentración 1 M, presión de 1 
atm, temperatura de 298 K o 25 °C). 
 
E= Eº – RT / nF . ln (Q) 
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Ley de Faraday 
La ley de inducción 
electromagnética de Faraday 
establece que la tensión inducida 
en un circuito cerrado es 
directamente proporcional a la 
rapidez con que cambia en el 
tiempo el flujo magnético que 
atraviesa una superficie cualquiera 
con el circuito como borde: donde: 
es el campo eléctrico 
 
E=dt/dΦ 
 
8. ¿Cuál de las siguientes reacciones no se produce de forma 
espontánea, en condiciones estándar? 
a. 3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) = 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) 
No espontánea 
b. Zn(s) + 2 HCl(aq) = ZnCl2(aq) + H2(g) 
No espontánea 
c. Cu(s) + 2 HCl(aq) = CuCl2(aq) + H2(g) 
Espontánea 
Datos: E(Zn2+/Zn)=-0.76 V, E(Cu2+/Cu)= 0.34 V, E(NO3-, 
H+/NO,H2O)=0.96 V. 
9. Los potenciales normales de reducción de los semisistemas Ni2+/Ni y 
Cu2+/Cu son -0,25V y 0,34V respectivamente. Si con ellos se 
construyera una pila: 
a. Realiza un esquema de la misma, señalando cual es el cátodo y cuál 
es el ánodo, en qué dirección se mueven los iones del puente salino 
(electrolito del puente salino KNO3) y en qué dirección circulan los 
electrones por el circuito 
b. Calcula la fem de la pila y la Energía libre de Gibs 
c. Escribe la notación para esta pila. 
 
 
10. Sabiendo que E0 reducción (Ag+ /Ag° )= 0,80 V y E0 reducción 
(Ni2+/Ni)=-0.23V 
a .¿Cómo podríamos construir una pila con ambos electrodos? 
b .¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila? 
c. Indique las semirreacciones en cada electrodo y la reacción global. 
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d. Calcule la f.e.m. de una pila si las concentraciones de ambos iones 
es de 0.1 M 
11. Se tienen los siguientes potenciales estándar de reducción: 
E° (Mg 2+/ Mg) = -2,36 V y E° (Pb2+/Pb) = -0,13 V 
a) Justifique en qué sentido tendría lugar la reacción: Mg2+ + Pb ↔ Mg 
+ Pb2+ 
b) Indique las reacciones que tendrán lugar en cada uno de los 
electrodos de la pila, la reacción total de la misma y dibuje un 
esquema de la pila, describiendo los procesos que tienen lugar y 
cómo funciona. 
c) indique la especie que se oxida, la que se reduce, la especie 
oxidante y la especie reductora. 
d) Calcula la f.e.m. de la pila. 
12. Considere la reacción redox: 
 
I2 + 2 S2O32- 2 I- + S4O62- 
 
a. Identifique el agente oxidante y escriba la semirreacción de 
oxidación balanceada 
b. Identifique el agente reductor y escriba la semirreacción de 
reducción balanceada 
c. ¿Cuántos Coulombs de carga pasarán desde el agente reductor 
al agente oxidante cuando ha reaccionado 1.0g de Tiosulfato de 
sodio? 
13. Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag 
sumergida en una disolucion 1M de Ag+ y otra que contiene una barra 
de Zn sumergida en una disolucion 1M de Zn2+. Ambas están unidas 
por un puente salino. 
a. Escribe las reacciones que tienen lugar en el catodo, en el anodo y 
la reacción global de la pila. 
b. Escribe la notación de la pila y calcula el potencial estandar. 
c. Dibuja un esquema identificando cada uno de los elementos de la 
pila y la dirección del flujo de electrones. 
d.Para que se necesita el puente salino y cual seria el electrolito más 
adecuado? 
Datos: E° [Zn2+/Zn(s)] = - 0,76 V; E° (Ag+/Ag) = + 0,80. 
14. Realice un esquema de una pila con los semipares Li+/Li y Zn2+/Zn. 
a. Indique cada uno de los componentes de la misma, catodo, anodo, 
asi como la notacion de la pila. 
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b. Las semirreacciones correspondientes y la reaccion global. 
c. Calcular la f.e.m. estandar de la pila. 
d. Calcule la energía libre de la pila 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15. Calcule el voltaje de la celda: 
 
 
Si la semicelda de la derecha contiene Nitrato de plata 0.50M y la semicelda 
de la izquierda contiene Nitrato de Cadmio 0.010M. Escriba la reacción 
neta para la celda, identifique anodo y catodo e indique si la reacción es 
espontánea o no, explique. 
16. 100mL de una solución que contiene NaCl 0.100M es titulada 
potenciometricamente con Nitrato de plata 0.100M. 
a. Plantee las reacciones balanceadas que tienen lugar 
b. Identifique ánodo, cátodo, agente oxidante y agente reductor 
Ag+ 
Cd 
Ag 
Cd2+ 
K+ NO3- 
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c. Calcule el potencial de la celda y la energia libre, indicando si el 
proceso es espontáneo o no 
d. Calcula el voltaje leído por el potenciómetro después de la 
adición de 65.0, 100.0 y 103.omL de Titulante. Kps AgCl = 1.8x10-
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17. Cuando se electroliza en condiciones apropiadas una disolución acuosa de 
nitrato de plata, se observa que al cabo de una hora se han depositado en el 
cátodo 8,05 g de plata. Determinar la intensidad de la corriente y el volumen de 
gas, medido en Condiciones Normales, que se desprende en el ánodo. 
DATOS: Potenciales normales de reducción: 
NO3 -/NO2 = + 0,80 v ; NO3 - /NO = + 0,96v ; 
Ag + /Agº = + 0,80 v ; O2 / OH- = + 0,40 v. 
Ecuación de estado de gases ideales: PV = nRT 
18. Una corriente de 8 amperios circula durante dos horas y 20 minutos a través de 
dos celdas electrolíticas que contienen sulfato de cobre y cloruro de aluminio 
respectivamente.Calcular que cantidades de cobre y de aluminio que se habrán 
depositado y que diferencias se pueden apreciar visualmente entre ambas celdas 
y sus electrodos antes y después de la operación descrita. 
19. Si mezclamos una disolución de ión Fe(III) con una de Sn(II), al cabo del tiempo el 
ión Fe(III) se habría reducido a Fe, oxidando al ión Sn(II) a ión Sn(IV). Es decir, 
ocurriría espontáneamente la reacción: 
 
Fe+3 + Sn+2 -----> Fe + Sn+4 
 
a. Balancee la ecuación 
b. Identifique cual es el Ánodo y cuál el Cátodo 
c. Indique cual es agente oxidante y cual el agente reductor 
d. Calcule el potencial de la celda 
e. Calcule la energía libre e indique si el proceso es espontáneo 
 
E° ( Fe+3/Fe) =0.77V 
E°(Sn+2/Sn+4)= 0.15V 
 
20. ¿Puede emplearse una disolución acuosa y ácida de permanganato de potásio 
para oxidar el ión Fe(II) a ión Fe(III) en condiciones estándar? 
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E°(Fe3+/Fe2+)= 0.77V, E°(MnO4-, H+/ Mn2+, H2O)= 1.51 V. 
 
21. Considerando que la electrólisis también se utiliza para el refinado de metales y 
que se cuenta con dos piezas, una de cobre puro y otra de latón (que es una 
aleación de cobre y cinc), y queremos construir una celda electrolítica para 
extraer el cobre del latón, 
a. ¿cuál de las dos piezas debería actuar de ánodo y cuál de cátodo? 
b. Cual sera la reaccion quimica que explique dicho proceso 
c. Complete el siguiente diagrama de acuerdo a sus respuestas 
 
 
d. Calcule el potencial de la celda 
E°(Zn2+/Zn°)= -0,76V, E°(Cu2+/ Cu°)= 0,34. 
 
22. Industrialmente el magnesio se obtiene por electrólisis del cloruro de magnesio 
procedente del agua del mar: 
MgCl2(l) = Mg(l) + Cl2(g) 
 
Calcular los gramos de magnesio que se obtendrán en el cátodo y los gramos de 
cloro que se obtendrán en el ánodo si se hace pasar una corriente de 2.0x105A 
durante 18 horas. Datos: Masas atómicas, Mg=24.31, Cl=35.45. 
E°(Mg2+/Mg°)= -2.38V, E°(Cl2/ 2Cl-)= +1.36. 
23. A partir de los siguientes potenciales estándar de reducción, todos ellos a 
298ºK: 
Eº (H /H 2 ) = +0 V ; Eº (Cu /Cuº) = 0,15 V; Eº (NO 3 )/NO) = 0,96 V A) 
K+ NO3- 
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a). Decida cual, de los ácidos HCl 1M y/o HNO31M, oxidará al Cuº hasta Cu2+ en 
condiciones de estado estándar 
b). Escriba las semirreacciones deoxidación y reducción habidas en cada caso, 
indicando el oxidante y el reductor, así como elpotencial del proceso global para 
cada caso 
 
24. Dada la pila Fe2+ /Fe3+ // MnO4- /Mn2+ 
a) Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total. 
b) Si todas las concentraciones fueran 0,1 M: calcular el potencial de lapila, indicar 
cuál sería el electrodo positivo, cuál el negativo y en qué sentido fluirían los 
electronesen el circuito externo 
c) Dibujar un esquema de esa pila y explicar brevemente el papel del puentesalino. 
d) Si la concentración de protones fuera 0,1 M y la de los restantes iones fuera 0,01 
M, calcularel potencial de la pila. ¿Se produciría la misma reacción que en el caso 
anterior? ¿Por qué? 
Datos: E° (MnO-4 /Mn+2 ) = 1,510 V; E°(Fe3+ /Fe2+ ) = 0,771 V 
 
25. Se forma una pila con dos electrodos de hidrógeno introducidos en soluciones 
0,1 M de ácidofórmico (HCOOH) y 1,0 M de ácido acético (CH3 COOH) 
respectivamente. Calcule: 
a) La fuerza electromotriz de la pila. 
b) Explicar razonadamente cuál es el polo positivo y cuál el negativo. 
c) Representar esquemáticamente la pila. 
DATOS: Ka (HCOOH)=2,1x10-4 ;Ka (CH3COOH) =1,8 x 10- 5 
 
26. Una celda electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato cúprico. Se 
hace pasar unacorriente de 2 Amperios durante 10 horas, al cabo de las cuales se 
deposita completamente todo elcobre. ¿Cuál era la concentración molar de la 
disolución inicial? 
 
27. l tratar 20 ml de una disolución de nitrato de plata con un exceso de ácido 
clorhídrico seforman 0,56 g de cloruro de plata y ácido nítrico. 
a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución de nitrato de plata? 
b) ¿Cuál será la intensidad de corriente necesaria para depositar por electrolisis la 
plata existenteen 50ml de la disolución de nitrato de plata en un tiempo de 2 
horas? 
 
28. A través de 250 mL de una disolución de sulfato de cobre, en la que hay 
contenidos 0,6 g de cobre, se pasa una corriente de 1,2 amperios. Con estos datos 
de potenciales de electrodo: 
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E/ (Cu2+ /Cu°) = 0,34V; E/ (SO42- / SO32- ) = 0,17V; E/ H+ /H2 = 0,00V; E/(O2 /H2O) 
=1,23V; 
F = 96.500C y masa atómica del Cu=63,546, 
Señale las respuestas correctas en las siguientes preguntas (sustentando su 
respuestas): 
 
29. Mientras hay Cu 2 +, en el cátodo y en el ánodo, tienen lugar respectivamente los 
procesos de: 
a) Reducción del SO42 y oxidación del H2O 
b) Reducción del Cu2+ y oxidación del H2O 
c) Reducción del Cu2+ y oxidación del SO32 - 
d) Reducción del H+ y oxidación del H2O 
30. Cuando ya no hay Cu2+, en el cátodo y el ánodo tienen lugar respectivamente los 
procesos de: 
a) Reducción del SO42- y oxidación del H2O 
b) Reducción del H+ y oxidación del H2O 
c) Oxidación del SO32- y reducción del H2O 
d) Oxidación del H2y reducción del SO3 2 - 
 
31. El tiempo que deberá estar pasando la corriente para que se deposite todo el 
cobre, suponiendoque el rendimiento es del 85%, será: 
a) 1.518 s 
b) 1.786,6 s 
c) 759,2 s 
d) 898,1 s 
 
 
 
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