Metalli del blocco d
| Gruppo | Periodo 4 | Periodo 5 | Periodo 6 | Periodo 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 | ||
| 12 (II B) | Zn 30 | Cd 48 | Hg 80 |
Un metallo di transizione è uno dei trenta elementi chimici di numero atomico dal 21 al 30, dal 39 al 48 e dal 71 all'80: questo nome viene dalla loro posizione nella tavola periodica degli elementi. In questi elementi gli orbitali di tipo d si riempiono progressivamente attraverso ciascun periodo. Chimicamente, gli elementi di transizione sono definiti come gli elementi che formano almeno uno ione con un sottoguscio d parzialmente riempito di elettroni.
| Table of contents |
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2 Proprietà chimiche 3 Stati di ossidazione variabili 4 Attività catalitica 5 Composti colorati |
Configurazione elettronica
Gli elementi del gruppo principale (elementi da 1 a 20), precedenti all'apparizione degli elementi di transizione nella tavola periodica, non hanno elettroni negli orbitali d ma solo in quelli s e p (tuttavia si pensa che gli orbitali d vuoti sotto gli s e p del periodo superiore giochino un ruolo importante nel determinare alcune proprietà di certi elementi del blocco d, come silicio, fosforo e zolfo).
Dallo Scandio allo Zinco, gli elementi del blocco d riempiono i loro orbitali d lungo il periodo: con l'eccezione di cromo e rame, tutti gli elementi del blocco d hanno due elettroni nei loro orbitali s esterni, anche quelli con gli orbitali 3d incompleti.
Questo è insolito: in genere gli orbitali più bassi vengono riempiti prima di quelli più esterni. Il fatto è che negli elementi del blocco d gli orbitali s sono ad una energia più bassa rispetto a quelli d, e visto che gli atomi tendono sempre a restare nello stato di energia più bassa, gli s vengono riempiti prima. Le due eccezioni a questa regola (rame e cromo) sono tali a causa di una repulsione fra elettroni, per cui uno di questi viene spostato nell'orbitale d esterno: distribuire gli elettroni fra gli orbitali s e d, in questo caso, costa meno energia che tenerli tutti e due nell'orbitale s.
Non tutti gli elementi del blocco d sono metalli di transizione: scandio e zinco, secondo la definizione chimica data sopra, non lo sono. Lo scandio ha un solo elettrone nel suo orbitale d e due nell'orbitale s, e l'unico ione dello scandio è (Sc3+), che non ha elettroni nel suo orbitale d. Discorso simile per lo zinco, il cui unico ione Zn2+ ha l'orbitale s vuoto ma l'orbitale d pieno.
Gli elementi di transizione hanno quattro proprietà comuni, che sono caratteristiche:
Proprietà chimiche
Gli elementi di transizione tendono ad avere una resistenza meccanica molto alta, soprattutto a trazione; inoltre hanno in genere punti di fusione ed ebollizione molto alti. Come molte altre proprietà , queste sono dovute alla capacità degli elettroni dell'orbitale d di delocalizzarsi e viaggiare liberamente attraverso la matrice metallica, formando un gas di elettroni: più elettroni sono condivisi tra i nuclei, migliori sono le caratteristiche meccaniche del metallo.Stati di ossidazione variabili
Confrontati con gli elementi del gruppo II come il Calcio, gli elementi di transizione formano ioni con una ampia gamma di stati di ossidazione diversi: possono perdere fino a nove elettroni, mentre gli ioni calcio in genere non ne perdono più di due.
La ragione di questo fatto si può capire studiando l'entalpia di ionizzazione di entrambi i gruppi. L'entalpia di ionizzazione del calcio è bassa finchè si rimuovono i due elettroni dell'orbitale s esterno, ma per il terzo ed i successivi è altissima: lo ione Ca3+ ha una entalpia così alta che è estremamente raro in natura. Viceversa, un elemento di transizione come il Vanadio ha una entalpia di ionizzazione che cresce in modo approssimativamente lineare, grazie alla piccola differenza di energia fra gli orbitali 3s e 4d: perciò non è raro trovare, nei loro composti, i metalli di transizione in stato altamente ionizzato.
Si possoo riconoscere certi schemi di comportamento lungo i periodi degli elementi di transizione:
- Il numero di stati di ossidazione aumenta fino al gruppo del Manganese, poi inizia a diminuire per l'aumentare dell'attrazione dei protoni del nucleo, che rende più difficile ionizzare gli atomi.
- Quando gli elementi sono in stati di ossidazione bassi, possono esere trovati come ioni liberi. Di solito in stati di ossidazione più alti sono sempre parte di composti covalenti con altri elementi
Proprietà di stabilità degli stati di ossidazione:
- Gli stati di ossidazione più alti diventano sempre meno stabili lungo il periodo.
- Gli ioni in elevato stato di ossidazione sono dei buoni ossidanti, mentre in basso stato di ossidazione diventano in genere riducenti.
- Gli ioni 2+ iniziano il periodo come forti riducenti, e diventano sempre più stabili.
- Gli ioni 3+ iniziano il periodo come molto stabili e diventano ossidanti sempre più forti.
