Element químic metàl·lic de transició

El metall de transició, qualsevol dels diversos elements químics que tenen electrons de valència (és a dir, electrons que poden participar en la formació d’enllaços químics) en dues closques en lloc d’un sol. Si bé el terme transició no té una importància química particular, és un nom convenient per distingir la similitud de les estructures atòmiques i les propietats resultants dels elements així designats. Ocupen les porcions mitjanes dels llargs períodes de la taula periòdica d’elements entre els grups de l’esquerra i els grups de la dreta. Concretament, formen els grups 3 (IIIb) a 12 (IIb).

Propietats generals del grup

Les semblants més sorprenents que comparteixen els 24 elements en qüestió són que tots són metalls i que la majoria són durs, forts i lustrosos, tenen punts de fusió i ebullició elevats i són bons conductors de calor i electricitat. L'interval d'aquestes propietats és considerable; per tant, els enunciats són comparatius amb les propietats generals de tots els altres elements.

Molts dels elements són importants tecnològicament: el titani, el ferro, el níquel i el coure, per exemple, s’utilitzen estructuralment i en tecnologia elèctrica. En segon lloc, els metalls de transició formen molts aliatges útils, entre si i amb altres elements metàl·lics. En tercer lloc, la majoria d’aquests elements es dissolen en àcids minerals, tot i que alguns, com el platí, l’argent i l’or, s’anomenen “nobles”, és a dir, no estan afectats per àcids simples (no oxidants).

Sense excepció, els elements de la sèrie de transició principal (és a dir, excloent els lantanoides i actinoides tal com s’especifica a continuació) formen compostos estables en dos o més estats d’oxidació formals.

Els metalls de transició es poden subdividir segons les estructures electròniques dels seus àtoms en tres sèries de transició principals, anomenades primera, segona i tercera sèrie de transició, i dues sèries de transició interna, anomenades lantanoides i actinoides.

La primera sèrie de transició principal comença amb escàndol (símbol Sc, número atòmic 21) o titani (símbol Ti, nombre atòmic 22) i acaba amb zinc (símbol Zn, número atòmic 30). La segona sèrie inclou els elements yttrium (símbol Y, número atòmic 39) a cadmi (símbol Cd, número atòmic 48). La tercera sèrie s'estén des del lantà (símbol La, número atòmic 57) fins al mercuri (símbol Hg, número atòmic 80). Aquestes tres sèries de transició principals s’inclouen en el conjunt de 30 elements sovint anomenats metalls de transició en bloc d. Com que l'escàndol, el iritri i el lantà no formen compostos anàlegs als d'altres metalls de transició i perquè la seva química és força homòloga a la dels lantànids, queden exclosos de la discussió actual dels principals metalls de transició. De la mateixa manera, atès que el zinc, el cadmi i el mercuri presenten poques de les propietats característiques dels altres metalls de transició, es tracten per separat (vegeu l’element del grup de zinc). La resta de metalls de transició en bloc d i algunes de les seves propietats característiques es troben a la taula.

Algunes propietats dels elements de transició

símbol	nombre atòmic	massa atòmica	densitat (grams per centímetre cúbic, 20 ° C)	punt de fusió (° C)	punt d'ebullició (° C)
1a sèrie principal	titani	Ti	22	47.867	4.54	1.668	3.287
	vanadi	V	23	50.942	6.11	1.910	3.407
	crom	Cr	24	51.996	7.14	1.907	2.672
	manganès	Mn	25	54.938	7.21–7.44	1.246	2.061
	ferro	Fe	26	55.845	7,87	1.538	2.861
	cobalt	Co	27	58.933	8.9	1.495	2.927
	níquel	Ni	28	58.693	8.9	1.455	2.913
	coure	Cu	29	63.546	8,92	1.085	2.927
2a sèrie principal	zirconi	Zr	40	91.224	6.51	1.855	4.409
	niobi	Nb	41	92.906	8,57	2.477	4.744
	molibdè	Mo	42	95,94	10.22	2.623	4.639
	tecneci	Tc	43	98	11,5	2.157	4.265
	ruteni	Ru	44	101,07	12.41	2.334	4.150
	rodi	Rh	45	102.906	12.41	1.964	3.695
	paladiu	Pd	46	106,42	12.02	1.555	2.963
	plata	Ag	47	107.868	10.49	962	2.162
3a sèrie principal	hafnium	Hf	72	178,49	13.31	2.233	4.603
	tàntal	Ta	73	180.948	16.65	3.017	5.458
	tungstè	W	74	183,84	19.3	3.422	5.555
	reni	Re	75	186.207	21.02	3.186	5.596
	osmium	Os	76	190,23	22,57	3.033	5.012
	iridi	Ir	77	192.217	22,56	2.446	4.428
	platí	Pt	78	195.084	21.45	1.768	3.825
	or	Au	79	196.967	~ 19.3	1.064	2.856

La primera de les sèries de transició interior inclou els elements des de cerci (símbol Ce, nombre atòmic 58) fins a lutètic (símbol Lu, número atòmic 71). Aquests elements s’anomenen lantànids (o lantànids) perquè la química de cadascun s’assembla molt a la del lantànic. Lantànic en si sol ser considerat com un dels lantànids. La sèrie d’actinoides consta de 15 elements des de l’actini (símbol Ac, número atòmic 89) fins al legrenci (símbol Lr, número atòmic 103). Aquestes sèries de transició interna estan incloses en un element de terres rares i en un element actinoide. Per a elements 104 i posteriors, vegeu element transurani.

Les ubicacions relatives dels metalls de transició de la taula periòdica i les seves propietats químiques i físiques es poden entendre millor tenint en compte les seves estructures electròniques i la forma en què aquestes estructures varien a mesura que augmenten els números atòmics.

Orbitals atòmics de l’àtom d’hidrogen

Com s'ha apuntat anteriorment, els electrons associats a un nucli atòmic es localitzen o es concentren en diverses regions específiques de l'espai anomenades orbitals atòmics, cadascun dels quals es caracteritza per un conjunt de símbols (nombres quàntics) que especifiquen el volum, la forma i orientació a l’espai respecte d’altres orbitals. Un orbital no pot allotjar més de dos electrons. L’energia implicada en la interacció d’un electró amb el nucli està determinada per l’orbital que ocupa, i els electrons d’un àtom es distribueixen entre els orbitals de tal manera que l’energia total sigui mínima. Així, per estructura electrònica, o configuració, d’un àtom s’entén la forma en què els electrons que envolten el nucli ocupen els diversos orbitals atòmics de què disposen. La configuració més simple és el conjunt d’orbitals d’un electró de l’àtom d’hidrogen. Els orbitals es poden classificar, primer, per nombre quàntic principal, i els orbitals tenen energia creixent a mesura que el nombre quàntic principal augmenta d’1 a 2, 3, 4, etc. (Els conjunts d’orbitals definits pels números quàntics principals 1, 2., 3, 4, etc., sovint es coneixen com a closques designades K, L, M, N, etc.) Per al número quàntic principal només hi ha un sol tipus d’orbitals, anomenat orbital s. A mesura que el nombre quàntic principal augmenta, hi ha un nombre creixent de diferents tipus d’orbitals o subshells, que corresponen a cadascun: s, p, d, f, g, etc. A més, els tipus orbitals addicionals cada un es troben en conjunts més grans. Per tant, només hi ha un s orbital per a cada nombre quàntic principal, però hi ha tres orbitals en el conjunt designat p, cinc en cada conjunt designat d, etc. Per l’àtom d’hidrogen, l’energia està totalment determinada per quin orbital ocupa l’únic electró. És especialment notable que l’energia de l’àtom d’hidrogen està determinada només pel nombre quàntic principal de l’orbital ocupat per l’electró (excepte alguns petits efectes que aquí no interessen); és a dir, a l’hidrogen, les configuracions d’electrons de la tercera closca, per exemple, són equi-energètiques (de la mateixa energia, qualsevol que ocupi l’electró), cosa que no és el cas de cap dels altres àtoms, que contenen tots. dos o més electrons.

Orbitals atòmics d’àtoms de múltiples electrons

Per comprendre les configuracions d’electrons d’altres àtoms, és habitual utilitzar el principi d’Aufbau (alemany: “build up”), la base del qual és que, per aconseguir una configuració multi-electrons, cal afegir el nombre d’electrons requerit a els orbitals un per un, omplint primer els orbitals més estables, fins que s’hagi afegit el nombre total. Així, a l’hora de “construir” la taula periòdica, s’avança d’un element a l’alt afegint un protó al nucli i un electró a la regió atòmica de fora del nucli. Hi ha una restricció a aquesta conceptualització, a saber, el principi d'exclusió de Pauli, que estableix que només dos electrons poden ocupar cada orbital. Així, doncs, no hi pot haver més de dos electrons en qualsevol s orbital, sis electrons en qualsevol conjunt de orbitals p, deu electrons en qualsevol conjunt de d orbitals, etc. Però, per dur a terme aquest procés, no es pot utilitzar simplement l'ordenació d'electrons. orbitals adequats a l’àtom d’hidrogen. A mesura que s’afegeixen electrons, interaccionen entre ells i amb el nucli, i com a resultat la presència d’electrons en alguns orbital fa que l’energia d’un electró que entra a un altre orbital sigui diferent del que seria si aquest electró estés present sol.. El resultat global d’aquestes interaccions interelectròniques (de vegades anomenades blindatges) és que l’ordre relatiu dels diversos orbitals atòmics és diferent en àtoms de molts electrons respecte del de l’àtom d’hidrogen; de fet, canvia contínuament a mesura que augmenta el nombre d’electrons.

A mesura que es construeixen àtoms multi-electrònics, les diverses subconfusions s, p, d, f, g, etc. d’un nombre quàntic principal deixen de ser equi energètiques; tots baixen, tot i que no per quantitats iguals, per reduir les energies. La disminució general de l’energia es produeix perquè la protecció de la càrrega nuclear que un electró en un orbital determinat dóna per tots els altres electrons de l’àtom no és suficient per evitar un augment constant de l’efecte que la càrrega del nucli té sobre això. electró a mesura que augmenta el nombre atòmic. En altres paraules, cada electró està protegit imperfectament de la càrrega nuclear pels altres electrons. A més, els diferents tipus d’orbitals de cada closca principal, a causa de les seves diferents distribucions espacials, estan protegits en diferents graus pel nucli d’electrons que hi ha a sota; en conseqüència, tot i que tots disminueixen en energia, disminueixen en quantitats diferents i, per tant, el seu ordre relatiu en energia canvia contínuament. Per especificar la configuració d’electrons d’un àtom determinat, cal utilitzar l’ordre d’orbitals adequat al valor específic del nombre atòmic d’aquest àtom. El comportament dels diversos orbitals d i f cal destacar especialment pel que fa a on es produeixen els metalls de transició a la taula periòdica.

L’àtom d’argó (nombre atòmic 18) té una configuració d’electrons 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ (és a dir, té dos electrons a l’orbital s de la primera closca; dos a s i sis als orbitals p de la segona shell; dos en s i sis en els orbitals p de la tercera closca: aquesta expressió sovint s’abreuja [Ar] sobretot en especificar les configuracions d’elements entre argó i kriptó, perquè representa una part comuna de les configuracions de totes aquestes elements). Els orbitals 3d estan més protegits de la càrrega nuclear que no pas els orbitals 4 i, per tant, aquest últim orbital té una energia inferior. Els següents electrons que s’afegiran entren en l’orbital 4s en preferència als orbitals 3d o 4p. Els dos elements que segueixen l'argon a la taula periòdica són el potassi, amb un sol electró 4s, i el calci, amb dos electrons de 4 º. A causa de la presència dels electrons 4s, els orbitals 3d són menys blindats que els orbitals 4p; per tant, la primera sèrie de transició regular comença en aquest punt amb l'element scandium, que té la configuració d'electrons [Ar] 4s ² 3d ¹. A través dels nou elements següents, en ordre creixent del nombre atòmic, s’afegeixen electrons als orbitals 3d fins que, a l’element de zinc, s’omplen completament i la configuració d’electrons és [Ar] 3d ¹⁰ 4s ². Els orbitals de 4p són els de menor energia i s’omplen a través dels sis elements següents, el sisè dels quals és el següent gas noble, el criptó, amb la configuració d’electrons 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶, o [Kr].

Al llarg del període següent, el patró de variació de les energies orbitals és similar al immediatament anterior. Quan s'ha aconseguit la configuració del gas noble, el criptó, l'orbital 5s és més estable que els 4 orbitals. Els dos següents electrons entren, doncs, en l'orbital 5s, però els orbitals 4d cauen a una energia inferior als orbitals 5p, i la segona sèrie de transició regular comença amb l'element itri. Els electrones continuen afegint-se als orbitals 4d fins que aquests orbitals s’omplen completament a la posició de l’element cadmi, que té una configuració d’electrons [Kr] 4d ¹⁰ 5s ². Els següents sis electrons entren als orbitals de 5p fins que s’aconsegueix una altra configuració de gas noble a l’element xènon. Anàlogament als dos períodes anteriors, els dos electrons següents s’afegeixen al següent orbital disponible, és a dir, l’orbital 6s, produint els següents dos elements, el cesi i el bari. Arribats a aquest punt, però, l’ordenació d’orbitals es fa més complexa del que abans havia estat, perquè ara hi ha 4 orbitals 4f no omplits així com els orbitals 5d, i els dos conjunts tenen aproximadament la mateixa energia. En el següent element, lantà (nombre atòmic 57), s’afegeix un electró als orbitals 5d, però l’element immediatament següent, cerè (nombre atòmic 58), té dos electrons als orbitals 4f i cap als orbitals 5d. Mitjançant els següents 12 elements, els electrons addicionals entren als orbitals 4f, tot i que els orbitals 5d tenen una energia només lleugerament superior. Aquest conjunt d’elements, que van des del lantà, on els 4 orbitals encara estaven vacants o estaven a punt d’omplir-se, a través del lutetium, en què els orbitals 4f estan completament omplits per 14 electrons, constitueixen els lantanoides, esmentats anteriorment.

En aquest punt els següents orbitals disponibles són els orbitals 5d, i els elements hafnium a través de l’or, la tercera sèrie de transició regular, corresponen al reompliment successiu d’aquests orbitals 5d. Després d'aquesta sèrie, es tornen a omplir els orbitals p (6p) i, quan s'aconsegueix això, s'arriba al gas radó noble.