Metal de transición , cualquiera de los diversos elementos químicos que tienen electrones de valencia, es decir, electrones que pueden participar en la formación de enlaces químicos, en dos capas en lugar de una sola. Mientras que el término transición no tiene un significado químico particular, es un nombre conveniente para distinguir la similitud de las estructuras atómicas y las propiedades resultantes de los elementos así designados. Ocupan las porciones medias de los períodos largos de la tabla periódica de elementos entre los grupos del lado izquierdo y los grupos del derecho. Específicamente, forman los Grupos 3 (IIIb) al 12 (IIb).
tabla periódica Versión moderna de la tabla periódica de los elementos (imprimible). Encyclopædia Britannica, Inc.
Las similitudes más llamativas que comparten los 24 elementos en cuestión son que todos son metales y que la mayoría de ellos son duros, fuertes y brillantes, tienen altos puntos de fusión y ebullición y son buenos conductores de calor y electricidad. El rango de estas propiedades es considerable; por lo tanto, las declaraciones son comparativas con las propiedades generales de todos los demás elementos.
Muchos de los elementos son tecnológicamente importantes: el titanio, el hierro, el níquel y el cobre, por ejemplo, se utilizan estructuralmente y en tecnología eléctrica. En segundo lugar, los metales de transición forman muchos aleaciones , entre sí y con otros elementos metálicos. En tercer lugar, la mayoría de estos elementos se disuelven en ácidos minerales, aunque algunos, como el platino, la plata y oro , se denominan nobles, es decir, no se ven afectados por los ácidos simples (no oxidantes).
Sin excepción, los elementos de la serie de transición principal (es decir, excluyendo los lantanoides y actinoides como se especifica a continuación) forman estable compuestos en dos o más estados de oxidación formales.
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Los metales de transición pueden subdividirse de acuerdo con las estructuras electrónicas de sus átomos en tres series de transición principales, llamadas primera, segunda y tercera serie de transición, y dos series de transición internas, llamadas lantanoides y actinoides.
La primera serie de transición principal comienza con escandio (símbolo Sc, número atómico 21) o titanio (símbolo Ti, número atómico 22) y termina en zinc (símbolo Zn, número atómico 30). La segunda serie incluye los elementos itrio (símbolo Y, número atómico 39) a cadmio (símbolo Cd, número atómico 48). La tercera serie se extiende desde el lantano (símbolo La, número atómico 57) hasta el mercurio (símbolo Hg, número atómico 80). Estas tres series de transición principales se incluyen en el conjunto de 30 elementos a menudo llamados D -bloquear metales de transición. Porque el escandio, el itrio y el lantano en realidad no forman compuestos análogo a los de los otros metales de transición y porque su química es bastante homólogo al de los lantanoides, se excluyen de la presente discusión de los principales metales de transición. De manera similar, debido a que el zinc, el cadmio y el mercurio exhiben pocas de las propiedades características de los otros metales de transición, se tratan por separado ( ver elemento del grupo de zinc). El restante D -los metales de transición del bloque y algunas de sus propiedades características se enumeran en la Tabla.
| símbolo | número atómico | masa atomica | densidad (gramos por centímetro cúbico, 20 ° C) | punto de fusión (° C) | punto de ebullición (° C) | ||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Primera serie principal | titanio | Tú | 22 | 47.867 | 4.54 | 1,668 | 3,287 |
| vanadio | V | 23 | 50.942 | 6.11 | 1,910 | 3,407 | |
| cromo | Cr | 24 | 51.996 | 7.14 | 1,907 | 2,672 | |
| manganeso | Minnesota | 25 | 54.938 | 7.21–7.44 | 1,246 | 2,061 | |
| planchar | Fe | 26 | 55.845 | 7.87 | 1,538 | 2,861 | |
| cobalto | Qué | 27 | 58.933 | 8.9 | 1,495 | 2,927 | |
| níquel | Ni | 28 | 58.693 | 8.9 | 1,455 | 2,913 | |
| cobre | Con | 29 | 63.546 | 8.92 | 1,085 | 2,927 | |
| 2da serie principal | circonio | Zr | 40 | 91.224 | 6.51 | 1,855 | 4,409 |
| niobio | Nótese bien | 41 | 92.906 | 8.57 | 2,477 | 4,744 | |
| molibdeno | Mes | 42 | 95.94 | 10.22 | 2,623 | 4,639 | |
| tecnecio | Tc | 43 | 98 | 11.5 | 2,157 | 4,265 | |
| rutenio | Ru | 44 | 101.07 | 12.41 | 2,334 | 4,150 | |
| rodio | Rh | 45 | 102.906 | 12.41 | 1,964 | 3,695 | |
| paladio | Pd | 46 | 106.42 | 12.02 | 1,555 | 2,963 | |
| plata | Ag | 47 | 107.868 | 10.49 | 962 | 2,162 | |
| 3ra serie principal | hafnio | Hf | 72 | 178.49 | 13.31 | 2,233 | 4,603 |
| tantalio | Ejército de reserva | 73 | 180.948 | 16.65 | 3,017 | 5,458 | |
| tungsteno | EN | 74 | 183.84 | 19.3 | 3,422 | 5,555 | |
| renio | Re | 75 | 186.207 | 21.02 | 3,186 | 5,596 | |
| osmio | Tú | 76 | 190.23 | 22.57 | 3,033 | 5,012 | |
| iridio | Ir | 77 | 192.217 | 22.56 | 2,446 | 4,428 | |
| platino | por | 78 | 195.084 | 21.45 | 1,768 | 3,825 | |
| oro | A | 79 | 196.967 | ~19.3 | 1,064 | 2,856 |
La primera de la serie de transición interna incluye los elementos del cerio (símbolo Ce, número atómico 58) al lutecio (símbolo Lu, número atómico 71). Estos elementos se denominan lantanoides (o lantánidos) porque la química de cada uno se parece mucho a la del lantano. El lantano en sí se considera a menudo como uno de los lantanoides. La serie de actinoides consta de 15 elementos desde el actinio (símbolo Ac, número atómico 89) hasta el lawrencio (símbolo Lr, número atómico 103). Estas series de transición interior se tratan en elemento de tierras raras y elemento actinoide. Para elementos 104 y superiores, ver elemento transuranio.
Las ubicaciones relativas de los metales de transición en la tabla periódica y sus propiedades químicas y físicas se pueden comprender mejor si se consideran sus estructuras electrónicas y la forma en que esas estructuras varían a medida que aumentan los números atómicos.
Como se señaló anteriormente, los electrones asociados con un núcleo atómico están localizados o concentrados en varias regiones específicas del espacio llamadas orbitales atómicos, cada uno de los cuales se caracteriza por un conjunto de símbolos (números cuánticos) que especifican el volumen, la forma y orientación en el espacio en relación con otros orbitales. Un orbital no puede albergar más de dos electrones. La energía involucrada en la interacción de un electrón con el núcleo está determinada por el orbital que ocupa, y los electrones de un átomo se distribuyen entre los orbitales de tal manera que la energía total es mínima. Así, por estructura o configuración electrónica de un átomo se entiende la forma en que los electrones que rodean al núcleo ocupan los diversos orbitales atómicos disponibles para ellos. La configuración más simple es el conjunto de orbitales de un electrón del átomo de hidrógeno. Los orbitales se pueden clasificar, primero, por el número cuántico principal, y los orbitales tienen energía creciente como principal cuántico número aumenta de 1 a 2, 3, 4, etc. (Los conjuntos de orbitales definidos por los números cuánticos principales 1, 2, 3, 4, etc., a menudo se denominan capas designadas K, L, M, N , etc.) Para el número cuántico principal 1 hay un solo tipo de orbital, llamado s orbital. A medida que aumenta el número cuántico principal, hay un número creciente de diferentes tipos de orbitales, o subcapas, correspondientes a cada uno: s, p, d, f, g , etc. Además, los tipos de orbitales adicionales vienen en conjuntos más grandes. Por lo tanto, solo hay uno s orbital para cada número cuántico principal, pero hay tres orbitales en el conjunto designado pag , cinco en cada conjunto designado D , y así. Para el átomo de hidrógeno, la energía está completamente determinada por el orbital que ocupa el electrón. Es especialmente notable que la energía del átomo de hidrógeno está determinada únicamente por el número cuántico principal del orbital ocupado por el electrón (excepto por algunos pequeños efectos que no son de interés aquí); es decir, en el hidrógeno, las configuraciones electrónicas de la tercera capa, por ejemplo, son equi-energéticas (de la misma energía, cualquiera que ocupe el electrón), lo cual no es el caso con ninguno de los otros átomos, todos los cuales contienen dos o más electrones.
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Para comprender las configuraciones electrónicas de otros átomos, se acostumbra emplear la construcción (Alemán: construcción) principio, cuya base es que, para lograr una configuración de múltiples electrones, el número requerido de electrones debe agregarse a los orbitales uno a la vez, llenando primero los orbitales más estables, hasta que el número total ha sido añadido. Así, al construir la tabla periódica, uno progresa de un elemento al siguiente agregando un protón al núcleo y un electrón a la región atómica fuera del núcleo. Hay una restricción sobre esta conceptualización, a saber, el principio de exclusión de Pauli, que establece que solo dos electrones pueden ocupar cada orbital. Por tanto, no puede haber más de dos electrones en cualquier s orbital, seis electrones en cualquier conjunto de pag orbitales, diez electrones en cualquier conjunto de D orbitales, etc. Al llevar a cabo este proceso, sin embargo, uno no puede simplemente usar el orden de los orbitales de electrones que es apropiado para el átomo de hidrógeno. A medida que se agregan electrones, interactúan entre sí y con el núcleo, y como resultado, la presencia de electrones en algún orbital hace que la energía de un electrón que ingrese a otro orbital sea diferente de lo que sería si este electrón estuviera presente solo. . El resultado general de estas interacciones interelectrónicas (a veces denominadas blindaje) es que el orden relativo de los diversos orbitales atómicos es diferente en los átomos de muchos electrones del de los átomos de hidrógeno; de hecho, cambia continuamente a medida que aumenta el número de electrones.
A medida que se forman los átomos multi-electrónicos, las diversas subcapas s, p, d, f, g , etc. de un número cuántico principal dejan de ser equi-energéticos; todos caen, aunque no en cantidades iguales, a energías más bajas. La disminución general de la energía se produce porque el blindaje de la carga nuclear que le dan a un electrón en un orbital particular todos los demás electrones en el átomo no es suficiente para evitar un aumento constante en el efecto que la carga en el núcleo tiene sobre eso. electrón a medida que aumenta el número atómico. En otras palabras, cada electrón está imperfectamente protegido de la carga nuclear por los otros electrones. Además, los diferentes tipos de orbitales en cada capa principal, debido a sus diferentes distribuciones espaciales, están protegidos en diferentes grados por el núcleo de electrones debajo de ellos; en consecuencia, aunque todos ellos disminuyen en energía, disminuyen en diferentes cantidades y, por lo tanto, su orden relativo en energía cambia continuamente. Para especificar la configuración electrónica de un átomo en particular, es necesario usar el orden de orbitales apropiado al valor específico del número atómico de ese átomo. El comportamiento de los diversos D y F Los orbitales deben notarse especialmente con respecto a dónde se encuentran los metales de transición en la tabla periódica.
El átomo de argón (número atómico 18) tiene una configuración electrónica 1 s 22 s 22 pag 63 s 23 pag 6(es decir, tiene dos electrones en el s orbital de la primera capa; dos en el s y seis en el pag orbitales de la segunda capa; dos en el s y seis en el pag orbitales de la tercera capa: esta expresión a menudo se abrevia [Ar] especialmente al especificar las configuraciones de elementos entre argón y criptón , porque representa una parte común de las configuraciones de todos estos elementos). Los 3 D Los orbitales están más protegidos de la carga nuclear que los 4 s orbital y, en consecuencia, este último orbital tiene menor energía. Los siguientes electrones que se añaden entran en el 4 s orbital con preferencia a los 3 D o 4 pag orbitales. Los dos elementos que siguen al argón en la tabla periódica son potasio , con un solo 4 s electrón y calcio, con dos 4 s electrones. Debido a la presencia de los 4 s electrones, los 3 D Los orbitales están menos protegidos que los 4 pag orbitales; por lo tanto, la primera serie de transición regular comienza en este punto con el elemento escandio, que tiene la configuración electrónica [Ar] 4 s 23 D 1. A través de los siguientes nueve elementos, en orden creciente de número atómico, se agregan electrones a los 3 D orbitales hasta que, en el elemento zinc, estén completamente llenos y la configuración electrónica sea [Ar] 3 D 104 s 2. El 4 pag Los orbitales son entonces los de menor energía y se llenan a través de los siguientes seis elementos, el sexto de los cuales es el siguiente gas noble, el criptón, con la configuración electrónica 1. s 22 s 22 pag 63 s 23 pag 64 s 23 D 104 pag 6, o [Kr].
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A lo largo del siguiente período, el patrón de variación de las energías orbitales es similar al inmediatamente anterior. Cuando se ha logrado la configuración del gas noble, el criptón, el 5 s orbital es más estable que el 4 D orbitales. Por tanto, los dos electrones siguientes entran en el 5 s orbital, pero luego el 4 D los orbitales caen a una energía más baja que los 5 pag orbitales, y la segunda serie de transición regular comienza con el elemento itrio. Los electrones continúan agregándose a los 4 D orbitales hasta que esos orbitales estén completamente llenos en la posición del elemento cadmio, que tiene una configuración electrónica [Kr] 4 D 105 s 2. Los siguientes seis electrones entran en el 5 pag orbitales hasta que se obtenga otra configuración de gas noble en el elemento xenón. De manera análoga a los dos períodos anteriores, los dos electrones siguientes se agregan al siguiente orbital disponible, a saber, el 6 s orbital, produciendo los siguientes dos elementos, cesio y bario. En este punto, sin embargo, el orden de los orbitales se vuelve más complejo de lo que había sido anteriormente, porque ahora hay 4 F orbitales, así como los 5 D orbitales, y los dos conjuntos tienen aproximadamente la misma energía. En el siguiente elemento, el lantano (número atómico 57), se agrega un electrón al 5 D orbitales, pero el elemento inmediatamente siguiente, el cerio (número atómico 58), tiene dos electrones en el 4 F orbitales y ninguno en los 5 D orbitales. A través de los siguientes 12 elementos, los electrones adicionales ingresan a los 4 F orbitales, aunque los 5 D los orbitales tienen una energía ligeramente superior. Este conjunto de elementos, que abarca el rango del lantano, donde los 4 F orbitales todavía estaban vacíos o a punto de ser llenados, a través del lutecio, en el que los 4 F Los orbitales están completamente llenos de 14 electrones, forman los lantanoides, mencionados anteriormente.
En este punto, los siguientes orbitales disponibles son los 5 D orbitales, y los elementos hafnio a oro, la tercera serie de transición regular, corresponden al llenado sucesivo de estos 5 D orbitales. Siguiendo esta serie hay de nuevo pag orbitales (6 pag ) para ser llenado, y cuando esto se logra, se alcanza el gas noble radón.
Si dos átomos están muy juntos, algunos de sus orbitales pueden superponerse y participar en la formación de orbitales moleculares. Los electrones que ocupan un orbital molecular interactúan con los núcleos de ambos átomos: si esta interacción da como resultado una energía total menor que la de los átomos separados, como es el caso si el orbital se encuentra principalmente en la región entre los dos núcleos, el orbital es se dice que es un orbital de enlace y su ocupación por electrones que constituye un enlace covalente que une los átomos en compuesto formación y en el que se dice que los electrones se comparten. Si la ocupación de un orbital por electrones eleva la energía del sistema, como es el caso si el orbital se encuentra principalmente fuera de la región entre los dos núcleos, se dice que ese orbital es antienlazante; la presencia de electrones en dichos orbitales tiende a contrarrestar la fuerza de atracción derivada de los electrones de enlace.
Puede disponerse un orbital molecular enlazante o antienlazante a lo largo de la línea que pasa a través de los dos núcleos, en cuyo caso se designa con la letra griega σ (sigma); o puede ocupar regiones aproximadamente paralelas a esa línea y designarse como π (pi).
