Métal de transition

Les 38 éléments chimiques de numéro atomique 21 à 30, 39 à 48, 72 à 80 et 104 à 112 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 strictement définis par l'IUPAC^[1] comme « les éléments qui possèdent à l'état atomique une sous-couche d partiellement remplie ou qui forment au moins un ion avec une sous-couche d partiellement remplie Â», ce qui exclut les éléments du groupe 12 (Zn, Cd, Hg) qui ont une configuration électronique d¹⁰ à l'état atomique et à leur état ionique stable qui est déchargé. Une définition moins stricte est habituellement adoptée dans laquelle le terme transition se réfère au passage entre le groupe 2 (anciennement IIA) et le groupe 13 (anciennement IIIA) du tableau périodique.

* Lanthanides 57-71 ** Actinides 89-103

• En noir, les métaux de transition selon la définition stricte.
• En gris, les éléments pouvant faire partie (ou non) des métaux de transition selon la définition adoptée.

[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 les orbitales 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 sous-couche extérieure ns, même les éléments avec une sous-couche (n-1)d incomplète. Ceci est inhabituel car normalement les orbitales de nombre quantique principal plus faible sont remplies avant les orbitales de nombre quantique principal plus élevé, mais dans ce cas les orbitales ns des éléments du bloc d ont une énergie plus faible que les orbitales (n-1)d. Comme les atomes sont toujours dans leur état énergétique le plus stable, les orbitales ns sont remplies d'abord (voir l'article diagramme de Klechkowski). Le cuivre et le chrome possèdent un seul électron dans leur orbitale extérieure 4s car le fait d'avoir une couche 3d complètement remplie (Cu) ou demi-remplie (Cr) apporte une stabilisation électronique particulière.

Voir aussi: Configuration électronique

[modifier] Propriétés chimiques

Les éléments de transition ont en général une forte densité, une température de fusion et de vaporisation élevées (excepté le mercure qui est liquide à température ambiante). Ces propriétés proviennent de la capacité des électrons de la sous-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 grande est la cohésion du métal.

Voici quatre caractéristiques répandues dans la famille des métaux de transition :

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

[modifier] États d'oxydation variables

Comparés aux métaux alcalino-terreux (groupe 2) tel que le calcium, les métaux de transition, sauf ceux des groupes 3 et 12, peuvent former des ions avec une grande variété d'états d'oxydation. Les métaux alcalino-terreux, tels que le calcium sont stables à l'état d'oxydation +II, alors qu'un métal de transition peut adopter des degrés d'oxydation de -III à +VIII. 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 sous-couche 4s. 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 entre les protons du noyau et les électrons, les rendant plus difficiles les ionisations successives.
• 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

Certains 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. Comme les complexes formés ont une symétrie plus basse que la symétrie sphérique de l'ion métallique nu, les niveaux énergétiques des orbitales 3d ne sont plus les mêmes. Il peut donc y avoir des transitions électroniques entre les orbitales 3d, qui se situent souvent dans le rayonnement visible. On peut ainsi observer une modification de la couleur de l'ion complexé en fonction des ligands utilisés.

La couleur d'un complexe dépend de :

• la nature de l'ion métallique, particulièrement du nombre d'électrons dans ses orbitales d ;
• de l'arrangement des ligands du métal, par exemple des isomères peuvent avoir une couleur différente ;
• la nature des ligands entourant le cation métallique.

[modifier] Notes et références