Esercizio con Red-ox (CHIMICA)

[DonRaleau1]

CIao a tutti ho questo esercizio:
Bilanciare la seguente reazione in ambiente acido:
$Zn + NO_3(-)$ ---> $Zn(2+) + NH_4(+)$
Calcolare la concentrazione molare di ioni $NH_4(+)$ ottenuta facendo reagire 5.00 g di $Zn$ con 65.0 ml di una soluzione di $KNO_3$ 0.125M.
Allora io ho bilanciato la reazione con il metodo delle semireazioni ed ho ottenuto
$4Zn + NO_3(-)+10H(+)$ -----> $NH_4(+) + 4Zn(-) +3 H_2 O$
Ora siccome vuole la concentrazione molare di $NH_4(+)$ vedo quante moli sono disponibili. Di $KNO_3$ ne ho $0.125*0.065=0.008$ moli e le moli di Zn sono $5/65.41=0.076$ moli. Vedo che $KNO_3$ è il reagente limitante confrontando il disponibile con la stechiometria di reazione. Ora ho un dubbio sulla concentrazione molare finale, come la devo calcolare? (Ammesso che quello che fatto finora sia corretto). Grazie mille in anticipo

[nino_12]

"DonRaleau":
Allora io ho bilanciato la reazione con il metodo delle semireazioni ed ho ottenuto
$4Zn + NO_3(-)+10H(+)$ -----> $NH_4(+) + 4Zn(-) +3 H_2 O$

Lo zinco si ossida da 0 a +2 $Zn++$ (mentre l'azoto si riduce da +5 a -3)
I coefficienti sono corretti, ma le cariche vanno bilanciate, ponendo $Zn++$