Métal de transition

Les métaux de transition sont des éléments du bloc d qui remplissent progressivement une sous-couche électronique d à la suite d'une sous-couche s saturée, conformément à la règle de Klechkowski. Cette règle permet d'expliquer la configuration électronique d'un peu plus de 80 % des éléments chimiques ; les quelque 20 % restants se trouvent précisément parmi les métaux de transition, les lanthanides, et les actinides : c'est le cas des deux premiers éléments du groupe 6 et des trois premiers du groupe 11, pour lesquels une configuration de type s¹ d⁵ ou s¹ d¹⁰ est énergétiquement plus favorable que la configuration de type s² d⁴ ou s² d⁹ ; cette configuration particulière est également observée pour certains éléments adjacents aux groupes 6 et 11 ; la configuration électronique exacte à l'état fondamental des métaux de transition de la septième période (transactinides) reste trop mal connue pour y caractériser de telles exceptions :

Élément	Masse atomique	Température de fusion	Température d'ébullition	Masse volumique	Rayon atomique	Configuration électronique[6]	Énergie d'ionisation	Électronégativité (Pauling)
Scandium	44,955 908(5) u	1 541 °C	2 836 °C	2,985 g·cm-3	162 pm	[Ar] 4s2 3d1	633,1 kJ·mol-1	1,36
Titane	47,867(1) u	1 668 °C	3 287 °C	4,506 g·cm-3	147 pm	[Ar] 4s2 3d2	658,8 kJ·mol-1	1,54
Vanadium	50,941 5(1) u	1 910 °C	3 407 °C	6,0 g·cm-3	134 pm	[Ar] 4s2 3d3	650,9 kJ·mol-1	1,63
Chrome	51,996 1(6) u	1 907 °C	2 671 °C	7,19 g·cm-3	128 pm	[Ar] 4s1 3d5 ( * )	652,9 kJ·mol-1	1,66
Manganèse	54,938 044 u	1 246 °C	2 061 °C	7,21 g·cm-3	127 pm	[Ar] 4s2 3d5	717,3 kJ·mol-1	1,55
Fer	55,845(2) u	1 538 °C	2 862 °C	7,874 g·cm-3	126 pm	[Ar] 4s2 3d6	762,5 kJ·mol-1	1,83
Cobalt	58,933 194 u	1 495 °C	2 927 °C	8,90 g·cm-3	125 pm	[Ar] 4s2 3d7	760,4 kJ·mol-1	1,88
Nickel	58,693 4(4) u	1 455 °C	2 730 °C	8,908 g·cm-3	124 pm	[Ar] 4s2 3d8 ou 4s1 3d9 ( ** )	737,1 kJ·mol-1	1,91
Cuivre	63,546(3) u	1 085 °C	2 562 °C	8,96 g·cm-3	128 pm	[Ar] 4s1 3d10 ( * )	745,5 kJ·mol-1	1,90
Yttrium	88,905 84 u	1 526 °C	2 930 °C	4,472 g·cm-3	180 pm	[Kr] 5s2 4d1	600 kJ·mol-1	1,22
Zirconium	91,224(2) u	1 855 °C	4 377 °C	6,52 g·cm-3	160 pm	[Kr] 5s2 4d2	640,1 kJ·mol-1	1,33
Niobium	92,906 37 u	2 477 °C	4 744 °C	8,57 g·cm-3	146 pm	[Kr] 5s1 4d4 ( * )	652,1 kJ·mol-1	1,6
Molybdène	95,95(1) u	2 623 °C	4 639 °C	10,28 g·cm-3	139 pm	[Kr] 5s1 4d5 ( * )	684,3 kJ·mol-1	2,16
Technétium	[98]	2 157 °C	4 265 °C	11 g·cm-3	136 pm	[Kr] 5s2 4d5	702 kJ·mol-1	1,9
Ruthénium	101,07(2) u	2 334 °C	4 150 °C	12,45 g·cm-3	134 pm	[Kr] 5s1 4d7 ( * )	710,2 kJ·mol-1	2,2
Rhodium	102,905 50 u	1 964 °C	3 695 °C	12,41 g·cm-3	134 pm	[Kr] 5s1 4d8 ( * )	719,7 kJ·mol-1	2,28
Palladium	106,42(1) u	1 555 °C	2 963 °C	12,023 g·cm-3	137 pm	[Kr] 4d10 ( * )	804,4 kJ·mol-1	2,20
Argent	107,868 2(2) u	962 °C	2 162 °C	10,49 g·cm-3	144 pm	[Kr] 5s1 4d10 ( * )	731,0 kJ·mol-1	1,93
Hafnium	178,49(2) u	2 233 °C	4 603 °C	13,31 g·cm-3	159 pm	[Xe] 6s2 4f14 5d2	658,5 kJ·mol-1	1,3
Tantale	180,947 88 u	3 017 °C	5 458 °C	16,69 g·cm-3	146 pm	[Xe] 6s2 4f14 5d3	761 kJ·mol-1	1,5
Tungstène	183,84(1) u	3 422 °C	5 930 °C	19,25 g·cm-3	139 pm	[Xe] 6s2 4f14 5d4	770 kJ·mol-1	2,36
Rhénium	186,207(1) u	3 186 °C	5 630 °C	21,02 g·cm-3	137 pm	[Xe] 6s2 4f14 5d5	760 kJ·mol-1	1,9
Osmium	190,23(3) u	3 033 °C	5 012 °C	22,59 g·cm-3	135 pm	[Xe] 6s2 4f14 5d6	840 kJ·mol-1	2,2
Iridium	192,217(3) u	2 446 °C	4 130 °C	22,56 g·cm-3	136 pm	[Xe] 6s2 4f14 5d7	880 kJ·mol-1	2,20
Platine	195,084(9) u	1 768 °C	3 825 °C	21,45 g·cm-3	139 pm	[Xe] 6s1 4f14 5d9 ( * )	870 kJ·mol-1	2,28
Or	196,966 569 u	1 064 °C	1 948 °C	19,30 g·cm-3	144 pm	[Xe] 6s1 4f14 5d10 ( * )	890,1 kJ·mol-1	2,54
Rutherfordium	[267]	2 100 °C	5 500 °C	23,2 g·cm-3	150 pm	[Rn] 7s2 5f14 6d2	579,9 kJ·mol-1	—
Dubnium	[268]	—	—	29,3 g·cm-3	139 pm	[Rn] 7s2 5f14 6d3	656,1 kJ·mol-1	—
Seaborgium	[269]	—	—	35,0 g·cm-3	132 pm	[Rn] 7s2 5f14 6d4	752,6 kJ·mol-1	—
Bohrium	[270]	—	—	37,1 g·cm-3	128 pm	[Rn] 7s2 5f14 6d5	742,9 kJ·mol-1	—
Hassium	[277]	—	—	41 g·cm-3	134 pm	[Rn] 7s2 5f14 6d6	733,3 kJ·mol-1'	—
Copernicium	[285]	—	—	23,7 g·cm-3	147 pm	[Rn] 7s2 5f14 6d10	1 154,9 kJ·mol-1	—

( * ) Exceptions à la règle de Klechkowski :

• Période n^o 4 : chrome ₂₄Cr, nickel ₂₈Ni, cuivre ₂₉Cu ;
• Période n^o 5 : niobium ₄₁Nb, molybdène ₄₂Mo, ruthénium ₄₄Ru, rhodium ₄₅Rh ;palladium ₄₆Pd, argent ₄₇Ag ;
• Période n^o 6 : platine ₇₈Pt, or ₇₉Au.

( ** ) Le nickel présente en réalité deux configurations électroniques correspondant à des énergies totales qui se recouvrent. Les manuels notent généralement la configuration régulière [Ar] 4s² 3d⁸, étayée par les données expérimentales, car elle contient le niveau d'énergie le moins élevé. Cependant, c'est la configuration irrégulière [Ar] 4s¹ 3d⁹ qui présente l'énergie moyenne la moins élevée des deux, de sorte que cette configuration est souvent retenue dans les calculs.

Les orbitales électroniques (n – 1)d des métaux de transition jouent un rôle bien plus important que les orbitales (n – 1)p et ns, car ces dernières demeurent à peu près constantes le long d'une période tandis que la première se remplit progressivement. Ces orbitales d sont responsables des propriétés magnétiques de ces éléments, de la variété de leurs états d'oxydation et des couleurs associées à leurs différents composés ioniques. En revanche, les électrons de valence des éléments de transition d'une même période conservent à peu près la même configuration d'un groupe à l'autre, ce qui explique la forte similitude des propriétés des métaux de transition le long d'une même période.

Contrairement aux deux premiers groupes du tableau périodique (les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux), les métaux de transition (notamment des groupes 4 à 11) 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 +2, alors qu'un métal de transition peut adopter des degrés d'oxydation de -3 à +8. On peut en comprendre la raison en étudiant les potentiels d'ionisation des éléments des deux familles. L'énergie requise pour enlever un électron du calcium est faible jusqu'à ce qu'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'il n'existe 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, ce qui est dû à la très faible différence énergétique entre les sous-couches 3d et 4s. Ainsi, un élément comme le manganèse, avec une configuration [Ar] 4s² 3d⁵, peut perdre sept électrons et atteindre l'état d'oxydation +7, tandis que le ruthénium et l'osmium atteignent couramment l'état d'oxydation +8 :

États d'oxydation des éléments du bloc d des périodes 4 à 6 : un disque plein représente un état d'oxydation courant, un cercle vide indique un état d'oxydation plus rare — énergétiquement moins favorable.

Certaines tendances dans les propriétés des métaux de transition peuvent être observées le long d'une période :

• le nombre d'états d'oxydation de chaque ion augmente jusqu'au groupe 7 ou 8, puis diminue ;
• un élément dans un faible état d'oxydation peut se trouver sous forme d'ion simple, mais, pour les états d'oxydation les plus élevés, généralement sous forme d'un composé covalent d'oxygène ou de fluor.

De gauche à droite :
- Nitrate de cobalt(II) Co(NO₃)₂ (rouge)
- Dichromate de potassium K₂Cr₂O₇ (orange)
- Chromate de potassium K₂CrO₄ (jaune)
- Chlorure de nickel(II) NiCl₂ (vert)
- Sulfate de cuivre(II) CuSO₄ (bleu)
- Permanganate de potassium KMnO₄ (violet)

Compte tenu de leur grande variété d'états d'oxydation et donc de configurations électroniques, les métaux de transition forment des composés aux couleurs les plus variées. Tout le spectre visible est couvert, la couleur d'un élément donné dépendant aussi de son état d'oxydation : ainsi le manganèse à l'état d'oxydation +7 est violet (permanganate de potassium) tandis que l'ion Mn²⁺ est rose pâle.

La coordination d'un ligand est susceptible de modifier les niveaux d'énergie des orbitales d et donc la couleur des composés d'un métal de transition donné.

Les facteurs déterminant la couleur d'un complexe sont :

• la nature de l'ion métallique, en particulier le nombre d'électrons de l'orbitale d dans la couche de valence ;
• la nature des ligands autour de l'ion métallique, ce qui conditionne l'effet sur les niveaux d'énergie des orbitales d ;
• la géométrie de ces ligands autour de l'ion métallique, car des diastéréoisomères peuvent avoir des couleurs différentes.

Les métaux de transition sont tous des métaux conduisant l'électricité et ils présentent pour certains une toxicité élevée, voire très élevée[7]. Sous forme particulaire ils contribuent à la pollution de l'air[8].

Les métaux de transition ont en général une densité ainsi qu'une température de fusion et de vaporisation élevées, sauf ceux du groupe 12, qui ont au contraire un point de fusion assez bas : le mercure est ainsi liquide au-dessus de −38,8 °C et le copernicium serait peut-être même gazeux à température ambiante. Ces propriétés proviennent de la capacité des électrons de la sous-couche d à 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.

Certains métaux de transition forment de bons catalyseurs homogènes et hétérogènes (éventuellement en nanoparticules[9] - [10] ou sous forme colloïdale[11]). Par exemple, le fer est un catalyseur dans le procédé Haber, le nickel et le platine sont utilisés dans l'hydrogénation des alcènes.

Le groupe du platine constitue un ensemble important de métaux de transitions aux propriétés remarquables, qui en font d'excellents catalyseurs aux applications stratégiques.

Les métaux de transition, en tant que catalyseurs contribuent à la production de sulfates dans les nuages et certains smogs (humides et hivernaux, en présence de NO₂ et sans passer par la voie photochimique qui nécessite du soleil)[12].

Ils peuvent entrer dans la composition de semi-conducteurs[13] - [14].

Des métaux de transitions d'origine anthropiques sont dispersés à grande échelle dans l'environnement terrestre et aquatique[15] par l'industrie, par diverses activités humaines (orpaillage par exemple), par les pots catalytiques (métaux du groupe du platine) et par les avions à réaction. Certains chélateurs se fixent préférentiellement sur certains de ces métaux, ils peuvent contribuer à soigner des intoxications ou dépolluer des sols ou sédiments[16].

• UICPA : Page de liens vers le tableau périodique
• UICPA : Tableau périodique officiel du 22/06/2007