Metales de transición

Química

Conceptos clave

Un metal de transición es un elemento del bloque $d$ que forma al menos un ion estable con la subcapa $d$ parcialmente llena.
Sc ( $\text{Sc}^{3+}$ es $d^0$ ) y Zn ( $\text{Zn}^{2+}$ es $d^{10}$ ) quedan excluidos por tener la subcapa vacía o llena.
Los metales de transición tienen cuatro propiedades características: estados de oxidación variables, iones complejos coloreados, actividad catalítica y paramagnetismo.
Al ionizar, se pierden primero los electrones $4s$ y luego los $3d$ (aunque el $4s$ se llena antes que el $3d$ ).

Configuración electrónica: átomos e iones

Pauta general del período 4: $[\text{Ar}]\,3d^x\,4s^2$ .
Excepción Cr: $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^1$ (subcapa $d$ semillena, estabilidad extra).
Excepción Cu: $[\text{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1$ (subcapa $d$ llena, estabilidad extra).
Formación de iones — se quita primero el $4s$ $4 s$ :
- $\text{Fe}$ : $[\text{Ar}]\,3d^6\,4s^2$ → $\text{Fe}^{2+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^6$ → $\text{Fe}^{3+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5$ .
- $\text{Mn}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^2$ → $\text{Mn}^{2+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5$ .

Estados de oxidación variables y color

Los orbitales $3d$ y $4s$ tienen energías muy próximas → el átomo puede perder distintos números de electrones con coste similar → múltiples estados de oxidación. El estado $+2$ (pérdida de ambos $4s$ ) es casi universal; muchos también exhiben $+3$ .
Los ligandos desdoblan los orbitales $d$ en dos grupos de energía. Un electrón absorbe luz visible al saltar al nivel superior (transición d–d); el color observado es el complementario del absorbido.
La condición es tener orbitales $d$ parcialmente llenos ( $d^1$ – $d^9$ ): $d^0$ y $d^{10}$ son incoloros ( $\text{Sc}^{3+}$ , $\text{Zn}^{2+}$ ).
Colores típicos: $[\text{Cu}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$ azul pálido; $[\text{Cu}(\text{NH}_3)_4(\text{H}_2\text{O})_2]^{2+}$ azul intenso; $[\text{Fe}(\text{H}_2\text{O})_6]^{3+}$ amarillo pardo.

Catálisis y paramagnetismo

Catálisis: los metales de transición pueden cambiar de estado de oxidación de forma reversible, formando intermediarios que abren una ruta de menor energía de activación. Ejemplos: $\text{Fe}$ en el proceso de Haber; $\text{V}_2\text{O}_5$ en el proceso de contacto; $\text{Ni}$ en la hidrogenación.
Paramagnetismo: los iones con electrones $d$ desapareados son atraídos por un campo magnético. A más electrones desapareados, mayor efecto. Iones $d^0$ y $d^{10}$ son diamagnéticos (sin electrones desapareados).

Ejemplo resuelto

Problema: escribe la configuración de $\text{Fe}^{3+}$ y explica por qué $[\text{Fe}(\text{H}_2\text{O})_6]^{3+}$ es coloreado mientras que $[\text{Zn}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$ es incoloro.
$\text{Fe}$ : $[\text{Ar}]\,3d^6\,4s^2$ → quito $4s^2$ primero → quito un $3d$ → $\text{Fe}^{3+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5$ .
$\text{Fe}^{3+}$ es $d^5$ : subcapa parcialmente llena → hay transición d–d → absorbe luz visible → coloreado (amarillo pardo).
$\text{Zn}^{2+}$ es $d^{10}$ : subcapa llena → no hay transición d–d posible → incoloro.

En el examen IB

Error frecuente: al escribir la configuración de un ion de transición, quitar electrones del $3d$ antes que del $4s$ . Siempre sale primero el $4s$ .
Error frecuente: llamar metales de transición a Sc y Zn. Son del bloque $d$ pero no forman iones con $d$ parcialmente lleno.
Las dos excepciones Cr y Cu se preguntan con frecuencia; memoriza $3d^5\,4s^1$ y $3d^{10}\,4s^1$ respectivamente.
Para justificar el color, la cadena es: orbitales $d$ parcialmente llenos → desdoblamiento por ligandos → absorción de luz visible → color complementario observado.
El estado de oxidación del metal en un complejo se calcula como: carga del complejo − suma de cargas de los ligandos.

Conceptos clave

Un metal de transición es un elemento del bloque $d$ que forma al menos un ion estable con la subcapa $d$ parcialmente llena.
Sc ( $\text{Sc}^{3+}$ es $d^0$ ) y Zn ( $\text{Zn}^{2+}$ es $d^{10}$ ) quedan excluidos por tener la subcapa vacía o llena.
Los metales de transición tienen cuatro propiedades características: estados de oxidación variables, iones complejos coloreados, actividad catalítica y paramagnetismo.
Al ionizar, se pierden primero los electrones $4s$ y luego los $3d$ (aunque el $4s$ se llena antes que el $3d$ ).

Configuración electrónica: átomos e iones

Pauta general del período 4: $[\text{Ar}]\,3d^x\,4s^2$ .
Excepción Cr: $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^1$ (subcapa $d$ semillena, estabilidad extra).
Excepción Cu: $[\text{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1$ (subcapa $d$ llena, estabilidad extra).
Formación de iones — se quita primero el $4s$ $4 s$ :
- $\text{Fe}$ : $[\text{Ar}]\,3d^6\,4s^2$ → $\text{Fe}^{2+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^6$ → $\text{Fe}^{3+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5$ .
- $\text{Mn}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^2$ → $\text{Mn}^{2+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5$ .

Estados de oxidación variables y color

Los orbitales $3d$ y $4s$ tienen energías muy próximas → el átomo puede perder distintos números de electrones con coste similar → múltiples estados de oxidación. El estado $+2$ (pérdida de ambos $4s$ ) es casi universal; muchos también exhiben $+3$ .
Los ligandos desdoblan los orbitales $d$ en dos grupos de energía. Un electrón absorbe luz visible al saltar al nivel superior (transición d–d); el color observado es el complementario del absorbido.
La condición es tener orbitales $d$ parcialmente llenos ( $d^1$ – $d^9$ ): $d^0$ y $d^{10}$ son incoloros ( $\text{Sc}^{3+}$ , $\text{Zn}^{2+}$ ).
Colores típicos: $[\text{Cu}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$ azul pálido; $[\text{Cu}(\text{NH}_3)_4(\text{H}_2\text{O})_2]^{2+}$ azul intenso; $[\text{Fe}(\text{H}_2\text{O})_6]^{3+}$ amarillo pardo.

Catálisis y paramagnetismo

Catálisis: los metales de transición pueden cambiar de estado de oxidación de forma reversible, formando intermediarios que abren una ruta de menor energía de activación. Ejemplos: $\text{Fe}$ en el proceso de Haber; $\text{V}_2\text{O}_5$ en el proceso de contacto; $\text{Ni}$ en la hidrogenación.
Paramagnetismo: los iones con electrones $d$ desapareados son atraídos por un campo magnético. A más electrones desapareados, mayor efecto. Iones $d^0$ y $d^{10}$ son diamagnéticos (sin electrones desapareados).

Ejemplo resuelto

Problema: escribe la configuración de $\text{Fe}^{3+}$ y explica por qué $[\text{Fe}(\text{H}_2\text{O})_6]^{3+}$ es coloreado mientras que $[\text{Zn}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}$ es incoloro.
$\text{Fe}$ : $[\text{Ar}]\,3d^6\,4s^2$ → quito $4s^2$ primero → quito un $3d$ → $\text{Fe}^{3+}$ : $[\text{Ar}]\,3d^5$ .
$\text{Fe}^{3+}$ es $d^5$ : subcapa parcialmente llena → hay transición d–d → absorbe luz visible → coloreado (amarillo pardo).
$\text{Zn}^{2+}$ es $d^{10}$ : subcapa llena → no hay transición d–d posible → incoloro.

En el examen IB

Error frecuente: al escribir la configuración de un ion de transición, quitar electrones del $3d$ antes que del $4s$ . Siempre sale primero el $4s$ .
Error frecuente: llamar metales de transición a Sc y Zn. Son del bloque $d$ pero no forman iones con $d$ parcialmente lleno.
Las dos excepciones Cr y Cu se preguntan con frecuencia; memoriza $3d^5\,4s^1$ y $3d^{10}\,4s^1$ respectivamente.
Para justificar el color, la cadena es: orbitales $d$ parcialmente llenos → desdoblamiento por ligandos → absorción de luz visible → color complementario observado.
El estado de oxidación del metal en un complejo se calcula como: carga del complejo − suma de cargas de los ligandos.