Ejercicio resuelto de Varios · Química · Cantabria · 2026

El metal de zinc reacciona con nitrato potásico en presencia de ácido sulfúrico según la siguiente reacción: [2 puntos]

$\text{Zn}\,(s) + \text{KNO}_3\,(ac) + \text{H}_2\text{SO}_4\,(ac) \rightarrow (\text{NH}_4)_2\text{SO}_4\,(ac) + \text{K}_2\text{SO}_4\,(ac) + \text{ZnSO}_4\,(ac) + \text{H}_2\text{O}\,(l)$

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. [1 punto]

b) Justifique qué compuesto actúa como reductor y cuál es el número de electrones que se intercambian en el proceso. [0,50 puntos]

c) Calcule cuántos gramos de zinc reaccionan con 50 gramos de nitrato potásico. [0,50 puntos]

Datos: masas atómicas: $\text{H} = 1$; $\text{N} = 14$; $\text{O} = 16$; $\text{S} = 32$; $\text{K} = 39$; $\text{Zn} = 65{,}3$.

$\textbf{a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. [1 punto]}$

Empezamos asignando números de oxidación para localizar qué se oxida y qué se reduce. El zinc metálico pasa de $0$ a $+2$, y el nitrógeno del nitrato pasa de $+5$ a $-3$ en el ion amonio.

$\text{Zn}^{0}\rightarrow\text{Zn}^{2+};\qquad \text{N}^{+5}\rightarrow\text{N}^{-3}$

Escribimos las dos semirreacciones en medio ácido. La de oxidación es inmediata; la de reducción necesita tres moléculas de agua a la derecha y diez protones a la izquierda para ajustar oxígenos e hidrógenos.

$\text{Oxidación:}\quad \text{Zn}\rightarrow\text{Zn}^{2+}+2e^{-}$

$\text{Reducción:}\quad \text{NO}_3^{-}+10\,\text{H}^{+}+8e^{-}\rightarrow\text{NH}_4^{+}+3\,\text{H}_2\text{O}$

Igualamos el número de electrones multiplicando la oxidación por cuatro y sumamos.

$4\,\text{Zn}+\text{NO}_3^{-}+10\,\text{H}^{+}\rightarrow4\,\text{Zn}^{2+}+\text{NH}_4^{+}+3\,\text{H}_2\text{O}$

Llevamos ahora los coeficientes a la ecuación molecular. El potasio obliga a duplicarlo todo, porque el sulfato de potasio tiene dos átomos de potasio y solo hay uno por cada nitrato.

$8\,\text{Zn}+2\,\text{KNO}_3+10\,\text{H}_2\text{SO}_4\rightarrow(\text{NH}_4)_2\text{SO}_4+\text{K}_2\text{SO}_4+8\,\text{ZnSO}_4+6\,\text{H}_2\text{O}$

Comprobamos elemento a elemento: 8 Zn, 2 K, 2 N, 10 S, 20 H y 46 O a cada lado. La ecuación ajustada es la anterior.

$\textbf{b) Justifique qué compuesto actúa como reductor y cuál es el número de electrones que se intercambian en el proceso. [0,50 puntos]}$

El reductor es la especie que se oxida, es decir, la que cede electrones y provoca la reducción de la otra. En esta reacción es el zinc metálico, que pasa de estado de oxidación $0$ a $+2$.

El oxidante es el nitrato de potasio, o más exactamente el nitrógeno del ion nitrato, que gana ocho electrones al pasar de $+5$ a $-3$.

$8\,\text{Zn}\times2e^{-}=16e^{-};\qquad 2\,\text{N}\times8e^{-}=16e^{-}$

El reductor es el zinc y en el proceso ajustado se intercambian dieciséis electrones, ocho por cada átomo de nitrógeno reducido y dos por cada átomo de zinc oxidado.

$\textbf{c) Calcule cuántos gramos de zinc reaccionan con 50 gramos de nitrato potásico. [0,50 puntos]}$

Calculamos primero la masa molar del nitrato de potasio con los datos del enunciado y pasamos los gramos a moles.

$M(\text{KNO}_3)=39+14+3\cdot16=101\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$

$n(\text{KNO}_3)=\dfrac{50}{101}=0{,}495\ \text{mol}$

La proporción estequiométrica entre zinc y nitrato es de 8 a 2, o lo que es lo mismo, de 4 a 1.

$n(\text{Zn})=0{,}495\cdot\dfrac{8}{2}=1{,}98\ \text{mol}$

$m(\text{Zn})=1{,}98\cdot65{,}3=129{,}3\ \text{g}$

Con 50 gramos de nitrato de potasio reaccionan $129{,}3$ gramos de zinc, siempre que el ácido sulfúrico esté en exceso, como implica el enunciado.