Métal de transition

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Les 30 éléments chimiques de numéro atomique 21 à 30, 39 à 48, et 71 à 80 sont communément appelés les métaux de transition. Ce nom provient de leur position dans le tableau périodique des éléments, qui représente l'addition successive d'un électron dans l'orbitale d des atomes lorsqu'on passe de l'un à l'autre à travers la période. Les métaux de transition sont chimiquement définis comme « les éléments qui forment au moins un ion avec une sous-couche d partiellement remplie. »

Position des métaux de transition

Groupe	Période 4	Période 5	Période 6	Période 7
3 (III B)	Sc 21	Y 39	Lu 71	Lr 103
4 (IV B)	Ti 22	Zr 40	Hf 72	Rf 104
5 (V B)	V 23	Nb 41	Ta 73	Db 105
6 (VI B)	Cr 24	Mo 42	W 74	Sg 106
7 (VII B)	Mn 25	Tc 43	Re 75	Bh 107
8 (VIII B)	Fe 26	Ru 44	Os 76	Hs 108
9 (VIII B)	Co 27	Rh 45	Ir 77	Mt 109
10 (VIII B)	Ni 28	Pd 46	Pt 78	Ds 110
11 (I B)	Cu 29	Ag 47	Au 79	Rg 111
12 (II B)	Zn 30	Cd 48	Hg 80

[modifier] Configuration électronique

Les éléments venant avant le groupe des métaux de transition (éléments 1-20) dans le tableau périodique ne possèdent pas d'électron dans l'orbitale d, mais seulement dans les orbitales s et p.

Du Scandium au Zinc, les éléments du bloc d remplissent progressivement leur orbitale d à travers la série. À l'exception du cuivre et du chrome, tous les éléments du bloc d ont deux électrons dans leur orbitale extérieure s, même les éléments avec une orbitale 3d incomplète. Ceci est inhabituel car normalement les orbitales plus basses sont remplies avant les orbitales extérieures, mais dans ce cas les orbitales s des éléments du bloc d sont à un niveau d'énergie plus faible que les orbitales d. Comme les atomes sont toujours dans leur état énergétique le plus stable, les orbitales s sont remplies d'abord. Le cuivre et le chrome possèdent un seul électron dans leur orbitale extérieure s à cause de la répulsion électronique. Partager un électron entre les orbitales s et d est plus stable énergiquement que d'avoir deux électrons dans l'orbitale s extérieure.

Tous les éléments du bloc d ne sont pas des métaux de transition. Par exemple, le scandium et le zinc ne correspondent pas à la définition donnée ci-dessus. Le scandium a un électron dans son orbitale d et deux électrons dans son orbitale extérieure s. Comme le seul ion du scandium (Sc³⁺) n'a aucun électron dans son orbitale d, il ne correspond plus à la définition des métaux de transition car il n'a plus de sous-couche d partiellement remplie. De la même façon, cette définition ne peut être appliquée au Zinc,car l'ion Zn²⁺ possède une orbitale d pleine.

Voir aussi: Configuration électronique

[modifier] Propriétés chimiques

Les éléments de transition ont en général une forte densité, une température de fusion et de vaporisation élevée. Ces propriétés proviennent de la capacité des électrons de la couche d de se délocaliser dans le réseau métallique. Dans les substances métalliques, plus le nombre d'électrons partagés entre les noyaux est grand, plus fort est le métal.

Voici quatre caractéristiques communes des métaux de transition :

ils forment des composés colorés ;
ils possèdent de nombreux états d'oxydation ;
ce sont de bons catalyseurs ;
ils peuvent former des complexes.

[modifier] États d'oxydation variables

Comparé aux métaux alcalino-terreux (groupe 2) tel que le calcium, les métaux de transition peuvent former des ions avec une grande variété d'états d'oxydation. Le calcium typiquement ne perd pas plus de deux électrons, alors qu'un métal de transition peut en perdre jusqu'à neuf. On peut en comprendre la raison en étudiant les potentiels d' ionisation des deux groupes. L'énergie requise pour enlever un électron du calcium est faible jusqu'à ce que l'on commence à enlever des électrons sous les deux électrons de sa couche s. En fait Ca³⁺ a une telle énergie d'ionisation qu'on ne le trouve pas naturellement. En revanche avec un élément comme le vanadium on observe une augmentation linéaire de l'énergie d'ionisation entre les orbitales s et d, ceci étant du à la très faible différence énergétique entre les orbitales 3d et 4s.

Certains motifs peuvent être observés à travers une période des métaux de transition:

Le nombre d'états d'oxydation de chaque ion augmente jusqu'au manganèse, puis diminue. Cette chute est provoquée par la plus forte attraction des protons du noyau sur les électrons, les rendant plus difficiles à arracher.
Quand un élément est dans un faible état d'oxydation, on peut le trouver sous forme d'ion simple. En revanche pour les états d'oxydation les plus élevés on le trouve souvent sous forme de composé lié de manière covalente à l'oxygène ou au fluor.

[modifier] Activité catalytique

Les métaux de transition forment de bons catalyseurs homogènes et hétérogènes. Par exemple le fer est un catalyseur dans le procédé de Haber, le nickel et le platine sont utilisés dans l'hydrogénation des alcènes.

[modifier] Composés colorés

À cause de leur structure électronique, les métaux de transition forment de nombreux ions et complexes colorés. Leur couleur peut même varier suivant les états d'oxydation d'un même ion. Par exemple MnO₄^- (Mn dans un état d'oxydation +7) est violet, alors que Mn²⁺ est rose pâle.

La formation de complexes peut jouer un rôle important dans la couleur d'un composé possédant un métal de transition. Ceci provient du fait que les ligands ont un effet sur la sous-couche 3d. Les ligands peuvent attirer certains électrons et les partager en groupes d'énergies distinctes. Lorsqu'un photon est absorbé par un complexe possédant ce partage d'orbitales 3d, il peut promouvoir un électron dans ce nouveau groupe et ainsi modifier la couleur du complexe. On peut ainsi observer une modification de la couleur de l'ion en fonction des ligands utilisés.

La couleur d'un complexe dépend de :

la nature de l'ion métallique, particulièrement du nombre d'électrons dans son orbitale d
de l'arrangement des ligands du métal, par exemple des isomères peuvent avoir une couleur différente
la nature du ligand entourant le métal.