Metallo di transizione , uno qualsiasi dei vari elementi chimici che hanno elettroni di valenza, cioè elettroni che possono partecipare alla formazione di legami chimici, in due gusci anziché in uno solo. Mentre il termine transizione non ha alcun significato chimico particolare, è un nome conveniente con cui distinguere la somiglianza delle strutture atomiche e le proprietà risultanti degli elementi così designati. Occupano le porzioni intermedie dei lunghi periodi della tavola periodica degli elementi tra i gruppi a sinistra e i gruppi a destra. Nello specifico, formano i Gruppi da 3 (IIIb) a 12 (IIb).
tavola periodica Versione moderna della tavola periodica degli elementi (stampabile). Enciclopedia Britannica, Inc.
Le somiglianze più sorprendenti condivise dai 24 elementi in questione sono che sono tutti metalli e che la maggior parte di loro sono duri, forti e lucenti, hanno alti punti di fusione e di ebollizione e sono buoni conduttori di calore ed elettricità. La gamma in queste proprietà è considerevole; pertanto le affermazioni sono comparative con le proprietà generali di tutti gli altri elementi.
Molti degli elementi sono tecnologicamente importanti: titanio, ferro, nichel e rame, ad esempio, sono utilizzati strutturalmente e nella tecnologia elettrica. In secondo luogo, i metalli di transizione formano molti utili leghe , tra loro e con altri elementi metallici. Terzo, la maggior parte di questi elementi si dissolve negli acidi minerali, anche se alcuni, come platino, argento e oro , sono chiamati nobili, cioè non sono influenzati dagli acidi semplici (non ossidanti).
Senza eccezione, gli elementi della serie principale di transizione (cioè, escludendo i lantanoidi e gli attinidi come specificato di seguito) formano stabile composti in due o più stati di ossidazione formale.
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I metalli di transizione possono essere suddivisi in base alle strutture elettroniche dei loro atomi in tre serie di transizione principali, chiamate prima, seconda e terza serie di transizione, e due serie di transizione interne, chiamate lantanoidi e attinidi.
La prima serie di transizione principale inizia con uno scandio (simbolo Sc, numero atomico 21) o titanio (simbolo Ti, numero atomico 22) e termina con zinco (simbolo Zn, numero atomico 30). La seconda serie comprende gli elementi ittrio (simbolo Y, numero atomico 39) al cadmio (simbolo Cd, numero atomico 48). La terza serie si estende dal lantanio (simbolo La, numero atomico 57) al mercurio (simbolo Hg, numero atomico 80). Queste tre serie principali di transizione sono incluse nell'insieme di 30 elementi spesso chiamati d -metalli di transizione a blocchi. Perché lo scandio, l'ittrio e il lantanio in realtà non formano composti analogo a quelli degli altri metalli di transizione e perché loro chimica è del tutto omologa a quella dei lantanoidi, sono esclusi dalla presente trattazione dei principali metalli di transizione. Allo stesso modo, poiché zinco, cadmio e mercurio presentano poche delle proprietà caratteristiche degli altri metalli di transizione, vengono trattati separatamente ( vedere elemento del gruppo di zinco). Il resto d i metalli di transizione a blocchi e alcune delle loro proprietà caratteristiche sono elencati nella tabella.
simbolo | numero atomico | massa atomica | densità (grammi per centimetro cubo, 20 °C) | punto di fusione (°C) | punto di ebollizione (°C) | ||
---|---|---|---|---|---|---|---|
1a serie principale | titanio | voi | 22 | 47.867 | 4.54 | 1.668 | 3.287 |
vanadio | V | 2. 3 | 50.942 | 6.11 | 1.910 | 3.407 | |
cromo | Cr | 24 | 51.996 | 7.14 | 1.907 | 2.672 | |
manganese | mn | 25 | 54.938 | 7.21–7.44 | 1.246 | 2.061 | |
ferro | Fe | 26 | 55.845 | 7.87 | 1.538 | 2.861 | |
cobalto | Che cosa | 27 | 58.933 | 8.9 | 1.495 | 2.927 | |
nichel | Ni | 28 | 58.693 | 8.9 | 1.455 | 2.913 | |
rame | Con | 29 | 63.546 | 8.92 | 1.085 | 2.927 | |
2a serie principale | zirconio | Zr | 40 | 91,224 | 6.51 | 1.855 | 4.409 |
niobio | Nb | 41 | 92.906 | 8.57 | 2,477 | 4.744 | |
molibdeno | Mo | 42 | 95.94 | 10.22 | 2.623 | 4.639 | |
tecnezio | Tc | 43 | 98 | 11.5 | 2.157 | 4,265 | |
rutenio | Ru | 44 | 101.07 | 12.41 | 2.334 | 4.150 | |
rodio | Rh | Quattro cinque | 102.906 | 12.41 | 1.964 | 3.695 | |
palladio | Pd | 46 | 106.42 | 12.02 | 1.555 | 2.963 | |
argento | Ag | 47 | 107.868 | 10.49 | 962 | 2.162 | |
3a serie principale | afnio | HF | 72 | 178.49 | 13.31 | 2.233 | 4.603 |
tantalio | Ta | 73 | 180.948 | 16.65 | 3.017 | 5.458 | |
tungsteno | NEL | 74 | 183,84 | 19.3 | 3.422 | 5.555 | |
renio | Ri | 75 | 186.207 | 21.02 | 3.186 | 5,596 | |
osmio | voi | 76 | 190.23 | 22.57 | 3.033 | 5,012 | |
iridio | Ir | 77 | 192.217 | 22.56 | 2,446 | 4.428 | |
platino | per | 78 | 195.084 | 21.45 | 1.768 | 3.825 | |
oro | A | 79 | 196.967 | ~ 19,3 | 1.064 | 2.856 |
La prima delle serie di transizione interna comprende gli elementi dal cerio (simbolo Ce, numero atomico 58) al lutezio (simbolo Lu, numero atomico 71). Questi elementi sono chiamati lantanoidi (o lantanidi) perché la chimica di ciascuno è molto simile a quella del lantanio. Il lantanio stesso è spesso considerato uno dei lantanoidi. La serie degli attinoidi è composta da 15 elementi dall'attinio (simbolo Ac, numero atomico 89) al laurenzio (simbolo Lr, numero atomico 103). Queste serie di transizioni interne sono trattate sotto elemento delle terre rare ed elemento actinoide. Per gli elementi 104 e superiori, vedere elemento transuranico.
Le posizioni relative dei metalli di transizione nella tavola periodica e le loro proprietà chimiche e fisiche possono essere meglio comprese considerando le loro strutture elettroniche e il modo in cui tali strutture variano all'aumentare dei numeri atomici.
Come notato in precedenza, gli elettroni associati a un nucleo atomico sono localizzati, o concentrati, in varie specifiche regioni dello spazio chiamate orbitali atomici, ognuna delle quali è caratterizzata da un insieme di simboli (numeri quantici) che specificano il volume, la forma e orientamento nello spazio rispetto ad altri orbitali. Un orbitale può ospitare non più di due elettroni. L'energia coinvolta nell'interazione di un elettrone con il nucleo è determinata dall'orbitale che occupa, e gli elettroni in un atomo si distribuiscono tra gli orbitali in modo tale che l'energia totale sia minima. Quindi, per struttura elettronica, o configurazione, di un atomo si intende il modo in cui gli elettroni che circondano il nucleo occupano i vari orbitali atomici a loro disposizione. La configurazione più semplice è l'insieme degli orbitali a un elettrone dell'atomo di idrogeno. Gli orbitali possono essere classificati, in primo luogo, per numero quantico principale e gli orbitali hanno energia crescente come principale as quantistica numero aumenta da 1 a 2, 3, 4, ecc. (Gli insiemi di orbitali definiti dai principali numeri quantici 1, 2, 3, 4, ecc., sono spesso indicati come gusci designati K, L, M, N , ecc.) Per il numero quantico principale 1 esiste un solo tipo di orbitale, chiamato an S orbitale. All'aumentare del numero quantico principale, vi è un numero crescente di diversi tipi di orbitali, o subshell, corrispondenti a ciascuno: s, p, d, f, g , ecc. Inoltre, i tipi orbitali aggiuntivi sono disponibili in insiemi più grandi. Quindi, non ce n'è che uno S orbitale per ogni numero quantico principale, ma ci sono tre orbitali nell'insieme designato p , cinque in ogni set designato d , e così via. Per l'atomo di idrogeno, l'energia è completamente determinata da quale orbitale occupa il singolo elettrone. È particolarmente notevole che l'energia dell'atomo di idrogeno è determinata unicamente dal numero quantico principale dell'orbitale occupato dall'elettrone (tranne per alcuni piccoli effetti che qui non interessano); cioè, nell'idrogeno, le configurazioni elettroniche del terzo guscio, ad esempio, sono equi-energiche (della stessa energia, qualunque sia l'elettrone occupato), il che non è il caso di nessuno degli altri atomi, che contengono tutti due o più elettroni.
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Per comprendere le configurazioni elettroniche di altri atomi, è consuetudine impiegare il costruzione (tedesco: costruire) principio, la cui base è che, per ottenere una configurazione multielettronica, il numero richiesto di elettroni deve essere aggiunto agli orbitali uno alla volta, riempiendo prima gli orbitali più stabili, fino al numero totale è stato aggiunto. Quindi, nella costruzione della tavola periodica, si progredisce da un elemento all'altro aggiungendo un protone al nucleo e un elettrone alla regione atomica esterna al nucleo. C'è una restrizione su questa concettualizzazione, vale a dire, il principio di esclusione di Pauli, che afferma che solo due elettroni possono occupare ciascun orbitale. Quindi non possono esserci più di due elettroni in qualsiasi S orbitale, sei elettroni in qualsiasi insieme di p orbitali, dieci elettroni in qualsiasi insieme di d orbitali, ecc. Nell'eseguire questo processo, tuttavia, non si può semplicemente usare l'ordinamento degli orbitali elettronici che è appropriato per l'atomo di idrogeno. Quando gli elettroni vengono aggiunti, interagiscono tra loro e con il nucleo, e di conseguenza la presenza di elettroni in alcuni orbitali fa sì che l'energia di un elettrone che entra in un altro orbitale sia diversa da quella che sarebbe se questo elettrone fosse presente da solo . Il risultato complessivo di queste interazioni interelettroniche (a volte indicate come schermature) è che l'ordine relativo dei vari orbitali atomici è diverso negli atomi a molti elettroni da quello nell'atomo di idrogeno; infatti cambia continuamente all'aumentare del numero di elettroni.
Man mano che gli atomi multielettronici vengono costruiti, le varie sottoguscio s, p, d, f, g , ecc. di un numero quantico principale cessano di essere equi-energici; tutti scendono, anche se non in egual misura, a energie inferiori. L'abbassamento complessivo dell'energia si verifica perché la schermatura dalla carica nucleare che un elettrone in un particolare orbitale è data da tutti gli altri elettroni nell'atomo non è sufficiente per impedire un aumento costante dell'effetto che la carica nel nucleo ha su quello elettrone all'aumentare del numero atomico. In altre parole, ogni elettrone è imperfettamente schermato dalla carica nucleare dagli altri elettroni. Inoltre i diversi tipi di orbitali in ciascun guscio principale, a causa delle loro diverse distribuzioni spaziali, sono schermati in gradi diversi dal nucleo di elettroni sottostante; di conseguenza, sebbene tutti diminuiscano di energia, diminuiscono di quantità diverse, e quindi il loro ordine relativo in energia cambia continuamente. Per specificare la configurazione elettronica di un particolare atomo, è necessario utilizzare l'ordine degli orbitali appropriato al valore specifico del numero atomico di quell'atomo. Il comportamento dei vari d e f orbitali è da notare in particolare per quanto riguarda il punto in cui si trovano i metalli di transizione nella tavola periodica.
L'atomo di argon (numero atomico 18) ha una configurazione elettronica 1 S DueDue S DueDue p 63 S Due3 p 6(cioè, ha due elettroni nel S orbitale del primo guscio; due in S e sei nel p orbitali del secondo guscio; due in S e sei nel p orbitali del terzo guscio: questa espressione viene spesso abbreviata [Ar] soprattutto nello specificare le configurazioni degli elementi tra argon e krypton , perché rappresenta una parte comune delle configurazioni di tutti questi elementi). Il 3 d gli orbitali sono più schermati dalla carica nucleare rispetto al 4 S orbitale e, di conseguenza, quest'ultimo orbitale ha energia inferiore. I prossimi elettroni da aggiungere entrano nel 4 S orbitale in preferenza al 3 d o 4 p orbitali. I due elementi che seguono l'argon nella tavola periodica sono potassio , con un solo 4 S elettrone, e calcio, con due 4 S elettroni. Per la presenza del 4 S elettroni, il 3 d gli orbitali sono meno schermati del 4 p orbitali; quindi, la prima serie di transizioni regolari inizia a questo punto con l'elemento scandio, che ha la configurazione elettronica [Ar]4 S Due3 d 1. Attraverso i successivi nove elementi, in ordine crescente di numero atomico, si aggiungono elettroni al 3 d orbitali fino a quando, in corrispondenza dell'elemento zinco, sono interamente riempiti e la configurazione elettronica è [Ar]3 d 104 S Due. Il 4 p gli orbitali sono quindi quelli di energia più bassa, e si riempiono attraverso i successivi sei elementi, il sesto dei quali è il successivo gas nobile, krypton, con la configurazione elettronica 1 S DueDue S DueDue p 63 S Due3 p 64 S Due3 d 104 p 6, o [Kr].
Per tutto il periodo successivo il modello di variazione delle energie orbitali è simile a quello immediatamente precedente. Quando la configurazione del gas nobile, krypton, è stata raggiunta, il 5 S l'orbitale è più stabile del 4 d orbitali. I successivi due elettroni entrano quindi nel 5 S orbitale, ma poi il 4 d gli orbitali scendono a un'energia inferiore al 5 p orbitali, e la seconda serie di transizioni regolari inizia con l'elemento ittrio. Gli elettroni continuano ad essere aggiunti al 4 d orbitali fino a quando tali orbitali sono completamente riempiti nella posizione dell'elemento cadmio, che ha una configurazione elettronica [Kr]4 d 105 S Due. I successivi sei elettroni entrano nel 5 p orbitali fino a raggiungere un'altra configurazione di gas nobile in corrispondenza dell'elemento xeno. Analogamente ai due periodi precedenti, i successivi due elettroni vengono aggiunti al successivo orbitale disponibile, ovvero il 6 S orbitale, producendo i prossimi due elementi, cesio e bario. A questo punto, però, l'ordinamento degli orbitali diventa più complesso di quanto non fosse stato in precedenza, perché ora ci sono 4 non riempiti f orbitali così come il 5 d orbitali e i due insiemi hanno approssimativamente la stessa energia. Nell'elemento successivo, il lantanio (numero atomico 57), viene aggiunto un elettrone al 5 d orbitali, ma l'elemento immediatamente successivo, cerio (numero atomico 58), ha due elettroni nel 4 f orbitali e nessuno in 5 d orbitali. Attraverso i successivi 12 elementi gli elettroni aggiuntivi entrano nel 4 f orbitali, sebbene il 5 d gli orbitali sono di energia solo leggermente superiore. Questo insieme di elementi, che abbracciano la gamma dal lantanio, dove il 4 f orbitali erano ancora vacanti o in procinto di essere riempiti, tramite lutezio, in cui il 4 f gli orbitali sono completamente riempiti da 14 elettroni, costituiscono i lantanoidi, menzionati sopra.
A questo punto i prossimi orbitali disponibili sono i 5 d orbitali, e gli elementi dall'afnio all'oro, la terza serie di transizione regolare, corrispondono al successivo riempimento di questi 5 d orbitali. Dopo questa serie ce ne sono di nuovo p orbitali (6 p ) da riempire, e quando ciò è compiuto si raggiunge il gas nobile radon.
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Se due atomi sono vicini, alcuni dei loro orbitali possono sovrapporsi e partecipare alla formazione degli orbitali molecolari. Gli elettroni che occupano un orbitale molecolare interagiscono con i nuclei di entrambi gli atomi: se tale interazione risulta in un'energia totale inferiore a quella degli atomi separati, come avviene se l'orbitale si trova principalmente nella regione compresa tra i due nuclei, l'orbitale è detto essere un orbitale di legame e la sua occupazione da parte di elettroni costituisce un legame covalente che unisce gli atomi in composto formazione e in cui si dice che gli elettroni siano condivisi. Se l'occupazione di un orbitale da parte di elettroni aumenta l'energia del sistema, come nel caso dell'orbitale che si trova principalmente al di fuori della regione compresa tra i due nuclei, tale orbitale si dice antilegame; la presenza di elettroni in tali orbitali tende a compensare la forza attrattiva derivata dagli elettroni di legame.
Lungo la linea passante per i due nuclei può essere disposto un orbitale molecolare di legame o di antilegame, nel qual caso è indicato con la lettera greca σ (sigma); oppure può occupare regioni approssimativamente parallele a quella linea ed essere designato π (pi).
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