Soluciones de metales de los grupos 1 y 2 en amoníaco

Question

Cuando añadimos metales del Grupo 1 y del Grupo 2 al amoníaco líquido, se disuelven para formar cationes metálicos y electrones solvatados.

$$\ce{M + NH3(liq) -> M+ + e-}$$

Ahora bien, cuando las soluciones G-1 se evaporan, recuperamos el metal, pero en el caso de las soluciones G-2 (excepto el Berilio), dan un complejo metálico, $\ce{[M(NH3)6]}$ .

"La evaporación del amoníaco de las soluciones de los metales del Grupo 1 produce el metal, pero con los metales del Grupo 2 la evaporación del amoníaco da hexamoniatos $\ce{[M(NH3)6]}$ de los metales. Estos se descomponen lentamente para dar amidas".

Página nº 335, Capítulo 11-'Grupo 2 - los elementos alcalinotérreos', Química Inorgánica Concisa

y,

"Los metales alcalinotérreos, excepto el berilio, forman fácilmente soluciones similares [a los metales alcalinos], pero al evaporarse, un 'amoniato' sólido, $\ce{[M(NH3)x]}$ se forma".

Página nº 249, Capítulo 9-'Química en disolventes acuosos y no acuosos', Química Inorgánica: Principios de estructura y reactividad

¿A qué se debe este comportamiento tan opuesto? ¿Todos los metales del grupo 2 (excepto el berilio) presentan esta propiedad?

Fuente:

1. Lee, J.D. ; Química Inorgánica Concisa ; Wiley-Blackwell; dic. 1998

2. Huheey, James E., Keiter, Ellen A., Keiter, Richard L. ; Química Inorgánica: Principios de estructura y reactividad, 4ª edición Pearson Education Inc.; 1993

Answer 1

Según P. Bahadur Programa de Química Objetiva de 1er año para IIT-JEE y todos los demás exámenes de acceso a ingeniería , en el capítulo "Elementos del bloque s - Los metales alcalinotérreos", bajo Solubilidad en amoníaco líquido, se lee:

Al igual que los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos también se disuelven en amoníaco líquido y forman soluciones coloreadas. Cuando se evapora una solución de este tipo, se forma hexa-amoniato, $\ce{M(NH3)6}$ que se descompone lentamente en amidas. $$\ce{M(NH3)6 -> M(NH2)2 + 4NH3 +H2}$$

(Me he dado cuenta de que es casi exactamente igual que el texto Concise Inorganic Chemistry de JD Lee).

Hasta ahora, no se especifica si este metal $\ce{M}$ es sólo Berilio o es la representación de los otros metales alcalinotérreos también... Dado que este es el caso, puedo asumir con seguridad que esto se aplica a todos los metales alcalinotérreos, y no sólo berilio.

Otro punto mencionado en el libro de Bahadur, en el capítulo "Elementos del bloque s - Los metales alcalinos", bajo Formación de iones complejos, es que los metales del grupo 1, es decir, los metales alcalinotérreos tienen un tamaño mayor, una carga nuclear baja y, por tanto, no tienden a formar complejos con demasiada facilidad. Por otro lado, los metales alcalinotérreos son más pequeños, tienen mayor carga nuclear y, por lo tanto, tienen una mayor tendencia a aceptar electrones, formando complejos. En el Libro de Bahadur, en "Elementos del Bloque s - Los Metales Alcalinotérreos", bajo Formación de Complejos, escribe que:

Sin embargo, $\ce{Be^{2+}}$ debido a su menor tamaño forma muchos complejos como $\ce{BeF3-}$ , $\ce{BeF4^{2-}}$ y $\ce{Be(H2O)4^{2+}}$ . De los demás, sólo $\ce{Mg}$ y $\ce{Ca}$ muestran mucha tendencia a formar complejos en solución y éstos suelen ser con ligandos donantes de oxígeno.

$\ce{NH3}$ es un ligando, por lo que actúa como un potente agente complejante. Esta es la razón por la que el $\ce{NH3}$ se coordina con estos metales, formando hexa-amoniatos.

Fuente :

1. Bahadur, P. ; Programa de Química Objetiva de 1er año para IIT-JEE y todos los demás exámenes de ingreso a ingeniería; GRB Books; 2016

2. Lee, J.D. ; Química Inorgánica Concisa; Wiley-Blackwell; dic. 1998

Answer 2

No puedo responder a sus dos preguntas. En cuanto a tu primera pregunta, que si estoy entendiendo bien, es "¿Por qué son diferentes los metales del Grupo I y los del Grupo II?". - No lo entiendo. ¿Por qué son diferentes las pelotas de goma rojas y las azules? ¿Por qué son diferentes las jirafas y los cocodrilos? En realidad podemos entrar en los detalles de cuáles son sus diferencias, pero eso es tan obvio como para sugerir que no es lo que has intentado articular. Por regla general, a la ciencia no se le da muy bien responder a preguntas del tipo "por qué", se le da mucho mejor responder a preguntas del tipo "cómo". Sospecho que sabe por qué los elementos I y II son diferentes. Aunque no soy un gran fan de la Tabla Periódica, podemos ver que los elementos I tienen un electrón s, y los elementos II tienen dos electrones s (en sus capas de valencia). ¿Predirías, sabiendo sólo eso, que se comportarían igual? Por supuesto que no.
En cuanto a su segunda pregunta, (que tampoco puedo responder realmente), bien Huheey, et al son equivocado o no. No pude encontrar mucho en línea sobre ello, especialmente para Ra y Fr. Lo poco que encontré estaba desactualizado hace décadas y en sí mismo admitía que la química no era (entonces) bien comprendida. (Cotton & Wilkinson, Adv. Inorg. Chem. 1972(!!)) De ahí se afirma que A. Las aminas II son sólo "moderadamente estables". B. Las soluciones diluidas de metales I y II en NH ₃ son azules, las soluciones más concentradas (por ejemplo, 3M) son amarillas/doradas. Ésta y otras pruebas sugieren que, en soluciones más concentradas, los grupos de metales, en lugar de M + iones existen. C. M +n + ne - está en equilibrio con M(NH ₂ ) _n + (n _/2 )H ₂ y D. los compuestos de coordinación M° son no estequiométrico y sólo enfoque M(NH ₃ ) ₆ .
Vuelvo a insistir en que esta información es de hace 45 años y sé que se ha avanzado mucho desde entonces, especialmente en el ámbito de los cmpds de coordinación de M°.
Por otra parte, he estado tentado de "responder" a su pregunta señalando que todo tiene un coste de oportunidad. Es decir, la "razón" por la que los metales del grupo I no formaron hexaminas M° sería o bien porque el metal y el amoníaco (¿líquido? ¿gaseoso?) tienen una energía libre más negativa O bien porque la amida está de alguna manera cinéticamente retardada, contradiciendo el supuesto equilibrio O bien porque la amida tiene una energía libre más negativa -en comparación con la estructura cristalina del complejo M°. Coste de oportunidad. Pero como eso es obvio (¡espero!) no pensé que fuera útil. (Es una tautología)

Answer 3

Los metales G-2 son de menor tamaño, por lo que tienen más densidad de carga y, por tanto, más valor (deltaO), por lo que forman complejos más estables en comparación con los G-1. Los complejos de metales G-1 son poco comunes porque son muy elctropositivos y rara vez pueden actuar como ácidos de Lewis. Aunque hay ciertos complejos tipo jaula formados por metales G-1. (Consulte el capítulo JD Lee-Metales alcalinos). El berilio es muy pequeño por lo que no puede acomodar 6 moléculas de amoniaco a su alrededor. Además, desde el punto de vista de la CFT, los metales más grandes tienen un valor (deltaO) mayor, por lo que son más estables. (Puedes referirte a Huheey Keter , capitulo- Compuestos de Coordinación sobre cuales son los factores que afectan los valores (deltaO)).